Physique-Chimie · 1ère Année Bac — Sciences et Technologies Mécaniques

Géométrie de quelques molécules

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

La géométrie d'une molécule dépend de la disposition des électrons autour de l'atome central pour minimiser les répulsions. On utilise le modèle de Gillespie (VSEPR).

1. La structure de Lewis Elle permet de visualiser les liaisons (doublets liants) et les électrons non partagés (doublets non-liants) autour des atomes.

2. Le modèle de Gillespie ( $AX_nE_m$ ) On note la molécule sous la forme $AX_nE_m$ où :

$A$ : l'atome central.
$X$ : les atomes liés à l'atome central ( $n$ est le nombre de liaisons).
$E$ : les doublets non-liants sur l'atome central ( $m$ est le nombre de doublets non-liants).

3. Les formes géométriques principales

Formule	Géométrie	Angle approximatif	Exemple
$AX_2$	Linéaire	$180^\circ$	$CO_2$
$AX_3$	Trigonal plan	$120^\circ$	$BF_3$
$AX_4$	Tétraédrique	$109.5^\circ$	$CH_4$
$AX_3E_1$	Pyramidale	$< 109.5^\circ$	$NH_3$
$AX_2E_2$	Coudée (en V)	$< 109.5^\circ$	$H_2O$

Note importante : Les doublets non-liants ( $E$ ) prennent plus de place que les doublets liants ( $X$ ), ce qui réduit l'angle de liaison.

Méthodes à maîtriser

Déterminer la structure de Lewis :
- Compter le nombre total d'électrons de valence.
- Placer l'atome central (celui qui peut faire le plus de liaisons).
- Former les liaisons simples et compléter les octets.
Déterminer la géométrie :
- Identifier l'atome central.
- Compter les liaisons ( $n$ ) et les doublets non-liants ( $m$ ).
- Utiliser le tableau des formes $AX_nE_m$ .

Exemples corrigés

Exemple 1 : Géométrie de la molécule d'eau $H_2O$

Lewis : L'oxygène ( $O$ ) a 6 électrons de valence. Il fait 2 liaisons avec les $H$ . Il reste 2 doublets non-liants sur $O$ .
Formule : $AX_2E_2$ (2 liaisons, 2 doublets non-liants).
Géométrie : La forme est coudée.

Exemple 2 : Géométrie du méthane $CH_4$

Lewis : Le carbone ( $C$ ) a 4 électrons de valence. Il fait 4 liaisons avec 4 $H$ . Il reste 0 doublet non-liant.
Formule : $AX_4$ .
Géométrie : La forme est tétraédrique.

Erreurs fréquentes

Confondre la structure de Lewis (dessin des électrons) et la géométrie (forme dans l'espace).
Oublier de compter les doublets non-liants sur l'atome central.
Croire que $AX_3E_1$ est trigonal plan (non, c'est pyramidal).

L'essentiel du cours

La géométrie d'une molécule dépend de la disposition des électrons autour de l'atome central pour minimiser les répulsions. On utilise le modèle de Gillespie (VSEPR).

1. La structure de Lewis Elle permet de visualiser les liaisons (doublets liants) et les électrons non partagés (doublets non-liants) autour des atomes.

2. Le modèle de Gillespie ($AX_nE_m$) On note la molécule sous la forme $AX_nE_m$ où :

$A$ : l'atome central.
$X$ : les atomes liés à l'atome central ($n$ est le nombre de liaisons).
$E$ : les doublets non-liants sur l'atome central ($m$ est le nombre de doublets non-liants).

3. Les formes géométriques principales

Formule	Géométrie	Angle approximatif	Exemple
$AX_2$	Linéaire	$180^\circ$	$CO_2$
$AX_3$	Trigonal plan	$120^\circ$	$BF_3$
$AX_4$	Tétraédrique	$109.5^\circ$	$CH_4$
$AX_3E_1$	Pyramidale	$< 109.5^\circ$	$NH_3$
$AX_2E_2$	Coudée (en V)	$< 109.5^\circ$	$H_2O$

Note importante : Les doublets non-liants ($E$) prennent plus de place que les doublets liants ($X$), ce qui réduit l'angle de liaison.

Méthodes à maîtriser

Déterminer la structure de Lewis :
- Compter le nombre total d'électrons de valence.
- Placer l'atome central (celui qui peut faire le plus de liaisons).
- Former les liaisons simples et compléter les octets.
Déterminer la géométrie :
- Identifier l'atome central.
- Compter les liaisons ($n$) et les doublets non-liants ($m$).
- Utiliser le tableau des formes $AX_nE_m$.

Exemples corrigés

Exemple 1 : Géométrie de la molécule d'eau $H_2O$

Lewis : L'oxygène ($O$) a 6 électrons de valence. Il fait 2 liaisons avec les $H$. Il reste 2 doublets non-liants sur $O$.
Formule : $AX_2E_2$ (2 liaisons, 2 doublets non-liants).
Géométrie : La forme est coudée.

Exemple 2 : Géométrie du méthane $CH_4$

Lewis : Le carbone ($C$) a 4 électrons de valence. Il fait 4 liaisons avec 4 $H$. Il reste 0 doublet non-liant.
Formule : $AX_4$.
Géométrie : La forme est tétraédrique.

Erreurs fréquentes

Confondre la structure de Lewis (dessin des électrons) et la géométrie (forme dans l'espace).
Oublier de compter les doublets non-liants sur l'atome central.
Croire que $AX_3E_1$ est trigonal plan (non, c'est pyramidal).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Géométrie de quelques molécules

1/4

Quelle est la géométrie de la molécule $BF_3$ ?

❓ Questions fréquentes

Chno hiya l'farq bin doublet liant o doublet non-liant?

Le doublet liant est une paire d'électrons partagée entre deux atomes pour former une liaison chimique.
Le doublet non-liant est une paire d'électrons qui appartient uniquement à un seul atome et ne participe pas à une liaison.

💡 À retenir : Le doublet liant "relie" les atomes, le doublet non-liant "reste" sur l'atome.

Kifach n3ref l'forme dyal l'molécule?

Pour trouver la forme, suis ces étapes :

Dessine la structure de Lewis.
Identifie l'atome central.
Compte le nombre de liaisons ( $n$ ) et de doublets non-liants ( $m$ ) sur cet atome.
Utilise la notation $AX_nE_m$ pour trouver la géométrie dans le tableau de cours.

💡 À retenir : La forme dépend du nombre total de "nuages électroniques" autour de l'atome central.

Pour trouver la forme, suis ces étapes :

Dessine la structure de Lewis.
Identifie l'atome central.
Compte le nombre de liaisons ($n$) et de doublets non-liants ($m$) sur cet atome.
Utilise la notation $AX_nE_m$ pour trouver la géométrie dans le tableau de cours.

💡 À retenir : La forme dépend du nombre total de "nuages électroniques" autour de l'atome central.

Pourquoi l'angle de H2O est plus petit que celui de CH4?

Dans $CH_4$ ( $AX_4$ ), il n'y a que des liaisons qui se repoussent.
Dans $H_2O$ ( $AX_2E_2$ ), il y a deux doublets non-liants.
Les doublets non-liants occupent plus d'espace et "poussent" les liaisons $O-H$ vers le bas, réduisant ainsi l'angle.

💡 À retenir : Doublet non-liant = plus de répulsion = angle plus petit.

Dans $CH_4$ ($AX_4$), il n'y a que des liaisons qui se repoussent.
Dans $H_2O$ ($AX_2E_2$), il y a deux doublets non-liants.
Les doublets non-liants occupent plus d'espace et "poussent" les liaisons $O-H$ vers le bas, réduisant ainsi l'angle.

💡 À retenir : Doublet non-liant = plus de répulsion = angle plus petit.

Est-ce que CO2 est une molécule coudée ?

Non.

Le carbone a 4 électrons de valence.
Il forme deux doubles liaisons avec les deux oxygènes ( $O=C=O$ ).
Il n'y a aucun doublet non-liant sur le carbone ( $AX_2$ ).
La forme est donc linéaire.

💡 À retenir : $CO_2$ est linéaire ( $180^\circ$ ).

Non.

Le carbone a 4 électrons de valence.
Il forme deux doubles liaisons avec les deux oxygènes ($O=C=O$).
Il n'y a aucun doublet non-liant sur le carbone ($AX_2$).
La forme est donc linéaire.

💡 À retenir : $CO_2$ est linéaire ($180^\circ$).

Chno hiya l'atome li kankhtarou f l'wast?

On choisit l'atome qui est capable de former le plus grand nombre de liaisons (celui qui a le plus petit nombre d'électrons de valence, comme $C, N, O$ ). Les atomes d'Hydrogène ( $H$ ) ne sont jamais l'atome central car ils ne peuvent faire qu'une seule liaison.

💡 À retenir : L'atome central est au milieu et supporte les autres.

On choisit l'atome qui est capable de former le plus grand nombre de liaisons (celui qui a le plus petit nombre d'électrons de valence, comme $C, N, O$). Les atomes d'Hydrogène ($H$) ne sont jamais l'atome central car ils ne peuvent faire qu'une seule liaison.

💡 À retenir : L'atome central est au milieu et supporte les autres.

Comment représenter une molécule en 3D sur une feuille 2D ?

On utilise des conventions de dessin :

Un trait plein (—) : la liaison est dans le plan de la feuille.
Un triangle plein ( $\blacktriangle$ ) : la liaison vient vers l'avant (vers l'observateur).
Un triangle en pointillés ( $\text{---}$ ) : la liaison part vers l'arrière (derrière la feuille).

💡 À retenir : C'est la méthode de Cram.

On utilise des conventions de dessin :

Un trait plein (—) : la liaison est dans le plan de la feuille.
Un triangle plein ($\blacktriangle$) : la liaison vient vers l'avant (vers l'observateur).
Un triangle en pointillés ($\text{---}$) : la liaison part vers l'arrière (derrière la feuille).

💡 À retenir : C'est la méthode de Cram.

Quelle est la géométrie de NH3 ?

Azote ( $N$ ) a 5 électrons de valence.
Il fait 3 liaisons avec les $H$ .
Il reste 1 doublet non-liant sur $N$ .
Formule : $AX_3E_1$ .
Géométrie : Pyramidale.

💡 À retenir : $NH_3$ est une pyramide à base triangulaire.

Azote ($N$) a 5 électrons de valence.
Il fait 3 liaisons avec les $H$.
Il reste 1 doublet non-liant sur $N$.
Formule : $AX_3E_1$.
Géométrie : Pyramidale.

💡 À retenir : $NH_3$ est une pyramide à base triangulaire.

Est-ce que la géométrie change si on change les atomes liés ?

Pas forcément. Par exemple, $CH_4$ et $CCl_4$ ont tous les deux une géométrie tétraédrique car l'atome central ( $C$ ) a la même disposition électronique ( $AX_4$ ).

💡 À retenir : La géométrie dépend surtout de l'atome central et de ses électrons.

Pas forcément. Par exemple, $CH_4$ et $CCl_4$ ont tous les deux une géométrie tétraédrique car l'atome central ($C$) a la même disposition électronique ($AX_4$).

💡 À retenir : La géométrie dépend surtout de l'atome central et de ses électrons.

Comment compter les électrons de valence ?

On regarde la colonne de l'élément dans le tableau périodique :

Groupe 1 (H) : 1 e-
Groupe 14 (C) : 4 e-
Groupe 15 (N) : 5 e-
Groupe 16 (O) : 6 e-
Groupe 17 (Cl) : 7 e-

💡 À retenir : Le numéro de colonne donne le nombre d'électrons de valence.

Quelle est la différence entre AX3 et AX3E1?

$AX_3$ : 3 liaisons, 0 doublet non-liant $\rightarrow$ Trigonal plan (ex: $BF_3$ ).
$AX_3E_1$ : 3 liaisons, 1 doublet non-liant $\rightarrow$ Pyramidal (ex: $NH_3$ ).

💡 À retenir : Le doublet non-liant change la forme !

$AX_3$ : 3 liaisons, 0 doublet non-liant $\rightarrow$ Trigonal plan (ex: $BF_3$).
$AX_3E_1$ : 3 liaisons, 1 doublet non-liant $\rightarrow$ Pyramidal (ex: $NH_3$).

💡 À retenir : Le doublet non-liant change la forme !

L'angle de 109.5^circ est-il toujours exact ?

Non, c'est une valeur idéale pour une géométrie tétraédrique parfaite ( $AX_4$ ). Si on ajoute des doublets non-liants ( $AX_3E$ ou $AX_2E_2$ ), l'angle diminue.

💡 À retenir : $109.5^\circ$ est la base du tétraèdre.

Non, c'est une valeur idéale pour une géométrie tétraédrique parfaite ($AX_4$). Si on ajoute des doublets non-liants ($AX_3E$ ou $AX_2E_2$), l'angle diminue.

💡 À retenir : $109.5^\circ$ est la base du tétraèdre.

Peut-on avoir une molécule linéaire avec des doublets non-liants sur l'atome central ?

Oui, si l'atome central a 2 liaisons et 3 doublets non-liants (cas très rare, ex: $XeF_2$ en géométrie linéaire, mais cela sort du programme de 1ère Bac). Pour le programme, retiens que $AX_2$ est linéaire.

💡 À retenir : Reste concentré sur les formes $AX_nE_m$ du cours.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Exercice 1 : Niveau Facile Soit la molécule de méthane $CH_4$ .

Donner la structure de Lewis de cette molécule.
Identifier l'atome central et le nombre de doublets liants et non-liants.
En déduire la formule de Gillespie et la géométrie de la molécule.

Exercice 2 : Niveau Moyen On considère les molécules d'ammoniac $NH_3$ et d'eau $H_2O$ .

Dessiner les structures de Lewis de $NH_3$ et $H_2O$ .
Donner la formule de Gillespie pour chacune.
Comparer leurs géométries et expliquer pourquoi l'angle de liaison de $H_2O$ est plus petit que celui de $NH_3$ .

Exercice 3 : Niveau Difficile Soit la molécule de dioxyde de soufre $SO_2$ . (On considère que le soufre $S$ est l'atome central et qu'il possède un doublet non-liant).

Dessiner la structure de Lewis de $SO_2$ en utilisant des doubles liaisons pour respecter l'octet du soufre.
Déterminer la formule de Gillespie.
Prédire la géométrie de la molécule.
Si on remplaçait $SO_2$ par $CO_2$ , la géométrie resterait-elle la même ? Justifier.

Exercice 1

Exercice 1 : Niveau Facile Soit la molécule de méthane $CH_4$.

Donner la structure de Lewis de cette molécule.
Identifier l'atome central et le nombre de doublets liants et non-liants.
En déduire la formule de Gillespie et la géométrie de la molécule.

Exercice 2 : Niveau Moyen On considère les molécules d'ammoniac $NH_3$ et d'eau $H_2O$.

Dessiner les structures de Lewis de $NH_3$ et $H_2O$.
Donner la formule de Gillespie pour chacune.
Comparer leurs géométries et expliquer pourquoi l'angle de liaison de $H_2O$ est plus petit que celui de $NH_3$.

Exercice 3 : Niveau Difficile Soit la molécule de dioxyde de soufre $SO_2$. (On considère que le soufre $S$ est l'atome central et qu'il possède un doublet non-liant).

Dessiner la structure de Lewis de $SO_2$ en utilisant des doubles liaisons pour respecter l'octet du soufre.
Déterminer la formule de Gillespie.
Prédire la géométrie de la molécule.
Si on remplaçait $SO_2$ par $CO_2$, la géométrie resterait-elle la même ? Justifier.

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