VSPER et forme des molécules 2/2

Exemples complets :

Exemple 1 : le méthane CH4 — AX4, tétraédrique

1. Atome central : C (4 électrons de valence). Il forme 4 liaisons simples avec 4 H, aucune paire non liante.
2. Type : AX4, donc N = 4 → géométrie électronique tétraédrique.
3. Aucune paire E → la forme de la molécule est aussi tétraédrique.
4. Angles H–C–H : 109,5° exactement (toutes les répulsions sont identiques).

Exemple 2 : l'ammoniac NH3 — AX3E, pyramide trigonale

1. Atome central : N (5 électrons de valence) : 3 liaisons N–H + 1 paire non liante.
2. Type : AX3E, N = 4 → géométrie électronique tétraédrique.
3. La paire E occupe un sommet du tétraèdre ; les 3 atomes H forment une pyramide trigonale (base triangulaire, sommet N).
4. La paire non liante repousse les liaisons : l'angle H–N–H vaut ≈ 107° (au lieu de 109,5°).

Exemple 3 : l'eau H2O — AX2E2, coudée

1. Atome central : O (6 électrons de valence) : 2 liaisons O–H + 2 paires non liantes.
2. Type : AX2E2, N = 4 → géométrie électronique tétraédrique.
3. Les 2 paires E occupent deux sommets ; la molécule est coudée (angulaire).
4. Deux paires encombrantes compriment l'angle H–O–H : ≈ 104,5°.

Remarque importante : CH4, NH3 et H2O ont tous N = 4 (géométrie électronique tétraédrique), mais leurs formes diffèrent à cause des paires non liantes. C'est l'illustration parfaite de la règle "E n'est pas visible dans la forme mais agit sur les angles".

Exemple 4 : le dioxyde de carbone CO2 — AX2, linéaire

1. Atome central : C. Deux liaisons doubles C=O → 2 régions électroniques seulement (chaque double liaison compte pour 1).
2. Type : AX2, N = 2 → linéaire, angle exactement 180°.
3. La molécule est apolaire grâce à sa symétrie (les deux liaisons polaires s'annulent).

Exemple 5 : BF3 vs SO2 — l'effet d'une paire non liante (N = 3)

• BF3 : AX3, aucune paire E → triangulaire plane, angles exactement 120°.
• SO2 : AX2E (S porte une paire non liante) → forme coudée, angle O–S–O < 120° (≈ 119° en réalité).

Exemple 6 : PCl5 et SF6 — les grands nombres stériques

• PCl5 : AX5, N = 5 → bipyramide trigonale : 3 Cl "équatoriaux" (angles 120° entre eux) et 2 Cl "axiaux" (90° avec l'équateur). Angles de 90°, 120° et 180° selon les paires considérées.
• SF6 : AX6, N = 6 → octaédrique : 6 liaisons identiques, tous les angles valent 90° (le "carré plan + 2 perpendiculaires").

Cas particuliers et pièges classiques :

Liaisons multiples : elles comptent pour une seule région

• CO2 est linéaire (AX2), pas triangulaire, malgré 2 liaisons doubles.
• Le formaldéhyde H2CO : C porte 2 liaisons simples (H) + 1 liaison double (O) → AX3, triangulaire plane.
• HCN : H–C≡N → AX2, linéaire.

La position des paires non liantes dans la bipyramide trigonale (N = 5)

Dans une bipyramide trigonale, il existe deux types de positions : axiales (2) et équatoriales (3). Une paire non liante préfère toujours la position équatoriale, car elle n'y subit que 2 répulsions à 90° (contre 3 en position axiale). D'où :

• SF4 (AX4E) : forme "bascule" (see-saw) ;
• ClF3 (AX3E2) : forme en T ;
• XeF2 (AX2E3) : forme linéaire (les 3 paires E se mettent toutes en équatorial).

Molécules sans atome central unique

La méthode s'applique atome par atome. Exemple de l'éthane C2H6 : chaque carbone est AX4 tétraédrique. Exemple de l'éthylène C2H4 : chaque carbone est AX3 triangulaire plan → toute la molécule est plane.

Cas limites et exceptions

• Électrons célibataires (radicaux) : ex. NO2 : type AX2E1/2, l'électron non apparié agit comme une paire "affaiblie" → forme coudée, angle ≈ 134° (entre 120° et 180°).
• Composés hypervalents (N = 5, 6, 7) : seulement possibles à partir de la 3e période (PCl5, SF6, XeF4...). Les éléments de la 2e période (C, N, O, F) ne dépassent jamais N = 4.
• Écart aux angles idéaux : les valeurs 109,5°, 120°, 180° sont des idées théoriques. Les angles réels dépendent de l'électronegativité des atomes liés et de la taille des liaisons : plus les paires liantes sont "petites" (atomes électronégatifs), plus elles se laissent comprimer.

Lien avec la polarité (utile pour la suite du cours)

La forme prédite par la VSEPR permet de prévoir la polarité d'une molécule :

• forme symétrique et liaisons identiques → molécule apolaire (CO2, CH4, SF6) ;
• paires non liantes ou liaisons différentes → souvent polaire (H2O, NH3, SO2).

Méthode en 5 étapes :

1. Identifier l'atome central A (souvent le moins électronégatif, sauf H).
2. Compter les liaisons : chaque atome voisin = 1 X, quelle que soit la multiplicité de la liaison.
3. Compter les paires non liantes E sur A (électrons de valence de A moins électrons engagés dans les liaisons, divisés par 2).
4. Déterminer N = X + E → géométrie électronique (2 : linéaire, 3 : triangulaire plane, 4 : tétraédrique, 5 : bipyramide trigonale, 6 : octaédrique).
5. En déduire la forme moléculaire : on garde seulement les positions des X, puis on estime les angles en appliquant la hiérarchie des répulsions (E–E > E–X > X–X).

Schéma de décision :

Résumé :

• La VSEPR explique la forme des molécules par la répulsion entre paires électroniques de valence : elles s'installent le plus loin possible les unes des autres.
• On décrit un environnement par la notation AXnEm ; le nombre stérique N = X + E fixe la géométrie électronique (2 → linéaire, 3 → triangulaire plane, 4 → tétraèdre, 5 → bipyramide trigonale, 6 → octaèdre).
• La forme moléculaire ne garde que les atomes : les paires non liantes sont invisibles mais compriment les angles(CH4 : 109,5° → NH3 : 107° → H2O : 104,5°).
• Hiérarchie des répulsions : E–E > E–X > X–X ; une liaison multiple compte pour une seule région électronique.
• Cas particuliers à retenir : paires non liantes en position équatoriale pour N = 5 ; molécules traitées atome central par atome central ; éléments de période 2 limités à N = 4 ; les angles "idéaux" ne sont jamais exacts dans la réalité.
• La forme prédite permet ensuite de prévoir la polarité et de nombreuses propriétés physiques (température d'ébullition, solubilité...).