MÉTHODE VSEPR
Cette méthode, qui permet de prédire la géométrie de nombreuses molécules, est basée sur le principe que la géométrie la plus stable d'une molécule est celle dans laquelle les paires d'électrons de valence sont les plus éloignées possible les unes des autres. En effet, on sait que les électrons se repoussent : il paraît donc naturel que les électrons des liaisons chimiques, et ceux des doublets non liants, soient les plus éloignés possible les uns des autres.
Règle :
les doublets non liants occupent plus d'espace que les doublets de liaison ; quand un atome porte des doublets non liants, ses doublets liants seront plus resserrés les uns sur les autres, que les doublets non liants.
Notations
Il faut commencer par établir le
schéma de Lewis de la molécule :
On choisit un atome central (celui dont on veut étudier la géométrie), et on compte ses liaisons et ses doublets non liants.
La molécule est alors dite du type AX
nE
m (A représente l'atome central ; X représente un atome lié à A : ils sont au nombre de n ; E représente un doublet non liant porté par A : ils sont au nombre de m).
- Pour les molécules du type AX
nE
m avec n+m=2 (la somme du nombre de liaisons - simples, doubles ou triples - et du nombre de doublets non liants portés par l'atome A, est égale à 2) : la géométrie qui éloigne au maximum ces deux liaisons (ou doublets non liants) est celle dans laquelle les liaisons, ou doublets non liants, alignés de part et d'autre de l'atome A.
Exemple : la molécule CO
2 (l'atome central est C, qui porte deux liaisons - il se trouve que ce sont des liaisons doubles, mais ça n'a pas d'importance - et pas de doublet non liant) est donc linéaire, avec un O de chaque côté de l'atome C.
- Si n+m=3 : la géométrie qui maximise les distances entre doublets de valence, est celle où ces doublets sont coplanaires, et séparés de 120° ;
exemple : le méthanal CH
2O (l'atome central est C, qui porte trois liaisons, et pas de doublet non liant).
- Si n+m=4 : la géométrie dans laquelle les doublets de valence sont les plus éloignés les uns des autres, est celle du tétraèdre : ils forment alors des angles d'environ 109° les uns avec les autres ;
exemples : la molécule H
2O (du type AX
2E
2 : l'atome O porte deux doublets non liants, et deux liaisons, chacune avec un atome H) : l'angle HOH est inférieur à 109°, parce que les doublets non liants portés par O sont plus volumineux ; autre exemple : le méthane CH
4 (du type AX
4E
0) : chaque angle HCH mesure environ 109° (tétraèdre régulier).
CONFIGURATION ET CONFORMATION
La configuration d'une molécule est l'agencement de ses liaisons chimiques les unes par rapport aux autres ; la configuration d'une molécule est très stable : il n'est pas possible de passer d'une conformation à une autre sans rompre de liaison chimique (ce qui est coûteux en énergie) ; exemple :
et 
sont les deux configurations de la molécule HClC=CHCl ; il n'y a pas de libre rotation autour d'une liaison double, donc une molécule individuelle ne peut pas changer de configuration.
La conformation d'une molécule de configuration donnée est son organisation spatiale, qui peut changer sans rupture de liaison chimique ; les conformations diffèrent par des rotations autour de liaisons simples ; ces transitions sont généralement très peu énergétiques, donc une molécule donnée peut changer constamment de conformation.
Exemples :configuration Z et E des alcènes
: nous avons vu qu'un alcène pouvait avoir deux configurations lorsque chaque atome C de la double liaison porte deux substituants discernables (si l'un des atomes C de la double liaison porte deux groupements identiques, il n'existe qu'une configuration pour la molécule) ; il est possible de classer ces substituants par ordre de masse atomique ; si les substituants de masse atomique la plus élevée de chacun des C de la double liaison sont du même côté de la double liaison, la configuration est dite " Z " (de : zusammen, " ensemble ", en allemand) ; s'ils sont de part et d'autre de la double liaison, la configuration est dite " E " (de : entgegen, " opposés ", en allemand). Ainsi :
est une configuration Z (pour chacun des atomes C de la double liaison, le substituant de plus haute masse atomique est l'atome C ; or les deux Cl sont du même côté de la double liaison)
est une configuration E (pour l'atome C de gauche, le substituant de plus haute masse atomique est l'atome Cl ; pour l'atome C de droite, c'est I ; or ces deux atomes sont de part et d'autre de la double liaison)
Enantiomérie
: lorsqu'un atome de carbone est lié à quatre substituants tous différents, on dit que c'est un carbone " asymétrique " ; ce carbone peut alors adopter deux configurations, chacune étant l'image de l'autre dans un miroir. Ce sont bien des configurations : il n'est pas possible de transformer l'une en l'autre sans rompre de liaison. Par conséquent, une molécule possédant un atome C asymétrique pourra exister sous forme de deux configurations, non interchangeables (à moins de briser une liaison) : ces deux configurations sont appelées " énantiomères ". Une telle molécule, qui possède un (ou plusieurs) atome(s) C asymétrique(s) est dite : chirale. Propriété des énantiomères : chacun des deux énantiomères modifie la direction de polarisation de la lumière polarisée, selon un angle donné (à concentration fixée en énantiomère), dont le signe est différent selon l'énantiomère.
Conformations éclipsée et décalée des liaisons C-C
si deux carbones tétragonaux sont liés par une liaison simple C-C, et qu'on regarde la molécule selon l'axe de cette liaison C-C : les trois substituants de l'un des atomes C peuvent être masqués derrière les trois substituants de l'autre atome C (conformation " éclipsée "), ou bien, ils peuvent être apparents, entre les substituants du premier atome C (conformation " décalée ") ; en général, la conformation décalée est légèrement plus stable que la conformation éclipsée, parce que les doublets de liaisons entre les atomes C et leurs substituants respectifs sont plus éloignés les uns des autres.
