Tableau 1.4
Principales géométries de répulsion utilisées en chimie
organique selon la théorie RPEV
Nombre de paquets
d’électrons de valence
Géométrie
de répulsion
Représentation
structurale et
angle de liaison
Deux
Linéaire
Trois
Triangulaire
plane
Quatre
Tétraédrique
Le méthane (CH 4 ), l’ammoniac (NH 3 ) et l’eau (H 2 O) sont des molécules ayant une
géométrie de répulsion tétraédrique. Par contre, lorsqu’il y a présence sur l’atome central de doublets d’électrons libres, la géométrie moléculaire se différencie de la géométrie de répulsion. Ainsi, la géométrie moléculaire de l’ammoniac (NH 3 ) est pyramidale
à base triangulaire, et celle de l’eau (H 2 O) est angulaire. Le méthane, n’ayant pas de
doublets d’électrons libres, possède une géométrie moléculaire identique à sa géométrie de répulsion, soit tétraédrique.
Pour expliquer la formation des liaisons chimiques, les structures de Lewis et la
théorie RPEV ne suf?sent pas. En effet, il faut avoir recours à la théorie des orbitales
hybrides (ou de l’hybridation). Cette théorie, issue de la mécanique quantique, a
été formulée par Linus Carl Pauling pour expliquer certains résultats expérimentaux ne concordant pas avec le simple recouvrement des orbitales des atomes à l’état
fondamental.
Dans le cas de l’atome de carbone, l’atome qui constitue le cœur des molécules
organiques, sa con?guration électronique à l’état fondamental montre que cet atome
ne possède que deux électrons célibataires, ne pouvant donc faire que deux liaisons.
La notation de Lewis du carbone à l’état fondamental est
(voir la ?gure 1.6,
p. 10). Pour expliquer la formation de quatre liaisons entre l’atome de carbone et
les atomes d’hydrogène dans la molécule de méthane (CH 4 ), une hypothèse a été
formulée. Lorsque les atomes d’hydrogène s’approchent du carbone, une promotion
électronique doit d’abord avoir lieu de l’orbitale 2s à l’orbitale 2p non occupée à l’état
fondamental. Bien qu’à ce moment la con?guration électronique du carbone seul
soit identique à celle d’un état excité, la promotion électronique ne correspond pas
à une excitation, puisqu’elle n’est pas accompagnée d’un retour à l’état fondamental
(relaxation). Le carbone possède alors quatre électrons célibataires pouvant faire
quatre liaisons avec d’autres atomes, tel l’hydrogène, qui viendront partager un
électron et entourer l’atome de carbone. L’atome de C peut respecter la règle de
l’octet, ce qui serait impossible s’il demeurait à l’état fondamental (voir la ?gure 1.17).
Z Orbitales moléculaires et
formation de liaisons chimiques
cheneliere.ca/chimieorganique
20
Chapitre 1 Notions fondamentales
Principales géométries de répulsion utilisées en chimie
organique selon la théorie RPEV
Nombre de paquets
d’électrons de valence
Géométrie
de répulsion
Représentation
structurale et
angle de liaison
Deux
Linéaire
Trois
Triangulaire
plane
Quatre
Tétraédrique
Le méthane (CH 4 ), l’ammoniac (NH 3 ) et l’eau (H 2 O) sont des molécules ayant une
géométrie de répulsion tétraédrique. Par contre, lorsqu’il y a présence sur l’atome central de doublets d’électrons libres, la géométrie moléculaire se différencie de la géométrie de répulsion. Ainsi, la géométrie moléculaire de l’ammoniac (NH 3 ) est pyramidale
à base triangulaire, et celle de l’eau (H 2 O) est angulaire. Le méthane, n’ayant pas de
doublets d’électrons libres, possède une géométrie moléculaire identique à sa géométrie de répulsion, soit tétraédrique.
Pour expliquer la formation des liaisons chimiques, les structures de Lewis et la
théorie RPEV ne suf?sent pas. En effet, il faut avoir recours à la théorie des orbitales
hybrides (ou de l’hybridation). Cette théorie, issue de la mécanique quantique, a
été formulée par Linus Carl Pauling pour expliquer certains résultats expérimentaux ne concordant pas avec le simple recouvrement des orbitales des atomes à l’état
fondamental.
Dans le cas de l’atome de carbone, l’atome qui constitue le cœur des molécules
organiques, sa con?guration électronique à l’état fondamental montre que cet atome
ne possède que deux électrons célibataires, ne pouvant donc faire que deux liaisons.
La notation de Lewis du carbone à l’état fondamental est
(voir la ?gure 1.6,
p. 10). Pour expliquer la formation de quatre liaisons entre l’atome de carbone et
les atomes d’hydrogène dans la molécule de méthane (CH 4 ), une hypothèse a été
formulée. Lorsque les atomes d’hydrogène s’approchent du carbone, une promotion
électronique doit d’abord avoir lieu de l’orbitale 2s à l’orbitale 2p non occupée à l’état
fondamental. Bien qu’à ce moment la con?guration électronique du carbone seul
soit identique à celle d’un état excité, la promotion électronique ne correspond pas
à une excitation, puisqu’elle n’est pas accompagnée d’un retour à l’état fondamental
(relaxation). Le carbone possède alors quatre électrons célibataires pouvant faire
quatre liaisons avec d’autres atomes, tel l’hydrogène, qui viendront partager un
électron et entourer l’atome de carbone. L’atome de C peut respecter la règle de
l’octet, ce qui serait impossible s’il demeurait à l’état fondamental (voir la ?gure 1.17).
Z Orbitales moléculaires et
formation de liaisons chimiques
cheneliere.ca/chimieorganique
20
Chapitre 1 Notions fondamentales