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Chimie générale CHE0501 • Polytechnique Montréal

Fiche de révision : les molécules en 3D, géométrie, polarité et hybridation (CHE0501)

Cette fiche ne refait pas le cours du module 2.4 de CHE0501, « Les molécules : une perspective en 3D » : elle liste ce qui coûte des points à l'examen final, où ce module revient en question à développement (une ou deux espèces en RPEV complètes) et en rafale (une géométrie à nommer, un modèle 3D faux, une hybridation nécessaire ou non), et le geste qui évite chaque perte.

Ce que couvre la fiche

Le réflexe à garder : compter les paquets d'abord, nommer ensuite. Le vocabulaire est celui du cours : géométrie des paquets d'un côté, géométrie moléculaire de l'autre, avec bascule, en T, pyramide à base carrée et plan carré. Calculatrice, tableau périodique et tables fournies.

  • 8 pièges qui coûtent des points
  • 6 figures
  • 15 min de lecture
Faire les exercices du chapitre

Le fil du chapitre

On compte les PAQUETS autour de l'atome central avant de nommer quoi que ce soit : une liaison simple, double ou triple est UN paquet, un doublet libre en est un. Le nombre de paquets donne la géométrie des paquets, les angles idéaux et l'hybridation ; la géométrie moléculaire ne nomme ensuite que les atomes, et la polarité se lit sur cette forme, jamais sur les seules liaisons.

Notions couvertes

  • Théorie RPEV
  • Géométrie des paquets
  • Géométrie moléculaire
  • Doublet libre
  • Angle de liaison
  • Bipyramide à base triangulaire
  • Moment dipolaire
  • Polarité des molécules
  • Hybridation des orbitales
  • Méthode des cases quantiques
  • Liaisons sigma et pi
  • Octet étendu

Le tableau du chapitre

Du nombre de paquets à la géométrie, en un coup d'œil

Comptez les paquets (colonne), puis les doublets libres de l'atome central (lignes du bas) : la case donne le nom de la géométrie moléculaire.

2 paquets sp
Géométrie des paquets
linéaire
Angles idéaux
180°
Aucun doublet libre
linéaire (BeCl₂)
Un doublet libre
impossible
Deux doublets libres
impossible
Trois doublets libres
impossible
3 paquets sp²
Géométrie des paquets
plan triangulaire
Angles idéaux
120°
Aucun doublet libre
plan triangulaire (BCl₃)
Un doublet libre
angulaire (SnCl₂)
Deux doublets libres
impossible
Trois doublets libres
impossible
4 paquets sp³
Géométrie des paquets
tétraédrique
Angles idéaux
109,5°
Aucun doublet libre
tétraédrique (SiF₄)
Un doublet libre
pyramide à base triangulaire (PCl₃)
Deux doublets libres
angulaire (SCl₂)
Trois doublets libres
impossible
5 paquets sp³d
Géométrie des paquets
bipyramide à base triangulaire
Angles idéaux
90°, 120° et 180°
Aucun doublet libre
bipyramide à base triangulaire (AsF₅)
Un doublet libre
bascule (TeCl₄)
Deux doublets libres
en T (ICl₃)
Trois doublets libres
linéaire (ClF₂⁻)
6 paquets sp³d²
Géométrie des paquets
octaédrique
Angles idéaux
90° et 180°
Aucun doublet libre
octaédrique (SF₆)
Un doublet libre
pyramide à base carrée (IF₅)
Deux doublets libres
plan carré (ICl₄⁻)
Trois doublets libres
rare au cours

Légende : les mots du tableau

Paquet
Une direction d'électrons autour de l'atome central : une liaison (simple, double ou triple compte pour un) ou un doublet libre.
Géométrie des paquets
La disposition de TOUS les paquets, doublets libres compris.
Géométrie moléculaire
La forme dessinée par les seuls noyaux : les doublets libres n'y apparaissent pas.
Bascule
Quatre atomes et un doublet libre équatorial autour d'un centre à cinq paquets (AX₄E).
En T
Trois atomes et deux doublets libres équatoriaux (AX₃E₂) : deux atomes axiaux, un équatorial.
Plan carré
Quatre atomes dans un plan et deux doublets libres opposés (AX₄E₂).

Avec cinq paquets, les doublets libres prennent les positions ÉQUATORIALES ; avec six, deux doublets se placent à l'opposé l'un de l'autre.

L'essentiel

Compter les paquets, puis nommer deux géométries

  • • Électrons de valence : somme des atomes, PLUS un par charge négative, MOINS un par charge positive.
  • • Paquets de l'atome central = liaisons + doublets libres ; une liaison double ou triple est UN paquet.
  • • Géométrie des paquets : 2 linéaire, 3 plan triangulaire, 4 tétraédrique, 5 bipyramide à base triangulaire, 6 octaédrique.
  • • Géométrie moléculaire : on retire les doublets libres et on nomme la forme des noyaux. Même géométrie des paquets, noms différents (figure).
  • • Hybridation : autant d'orbitales hybrides que de paquets : sp, sp², sp³, sp³d, sp³d².
XXAXXAX₄tétraédriqueXAXXAX₃Epyramide à base triangulaireAXXAX₂E₂angulaire
Quatre paquets dans les trois cas, donc paquets tétraédriques ; mais un doublet libre fait une pyramide, deux font une molécule angulaire.

Au final, le correcteur attend les DEUX géométries, sur deux lignes séparées : « géométrie des paquets : tétraédrique ; géométrie moléculaire : pyramide à base triangulaire ».

Cinq et six paquets : où vont les doublets libres

  • • Bipyramide à base triangulaire : trois positions équatoriales (120° entre elles), deux axiales (90° de l'équateur).
  • • Un doublet libre se place en position ÉQUATORIALE : deux voisins à 90° au lieu de trois.
  • • AX₄E bascule, AX₃E₂ en T, AX₂E₃ linéaire (les trois doublets équatoriaux se compensent).
  • • Octaèdre : un doublet n'importe où (AX₅E, pyramide à base carrée), deux doublets OPPOSÉS (AX₄E₂, plan carré).
  • • Dépasser l'octet demande des orbitales d de même niveau : seulement à partir de la période 3.
XXAXXAX₄EbasculeXXAXAX₃E₂en TXAXAX₂E₃linéaire
Les trois géométries à cinq paquets avec doublets libres : chaque doublet est équatorial, et les atomes axiaux restent sur l'axe vertical.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Compter une liaison double pour deux paquets

toute la ligne du tableau : géométries, angles et hybridation faux en cascade

Ce qu'il ne faut pas écrire

« COF₂ : le carbone a quatre liaisons, donc quatre paquets, géométrie tétraédrique. »

Ce qu'il faut écrire

« C=O compte pour un paquet : trois paquets, aucun doublet libre, plan triangulaire, carbone sp². »

Pourquoi : Les quatre électrons d'une liaison double pointent dans une seule direction. Le nombre de paquets compte des DIRECTIONS, pas des paires d'électrons.

2. Recopier la géométrie des paquets comme géométrie moléculaire

0,5 point par espèce à l'examen final

Ce qu'il ne faut pas écrire

« PCl₃ : géométrie moléculaire tétraédrique. »

Ce qu'il faut écrire

« PCl₃ : géométrie des paquets tétraédrique ; géométrie moléculaire pyramide à base triangulaire. »

Pourquoi : La géométrie moléculaire ne décrit que la position des noyaux. Les deux noms ne coïncident que si l'atome central n'a aucun doublet libre.

3. Placer le doublet libre en position axiale

la géométrie moléculaire et les angles, souvent 1 point

Ce qu'il ne faut pas écrire

« TeCl₄ : trois Cl équatoriaux, un Cl axial, le doublet en haut. »

Ce qu'il faut écrire

« Doublet libre équatorial : deux Cl axiaux, deux Cl équatoriaux, géométrie en bascule. »

XXAXdoublet axial : faux3 voisins à 90°XXAXXéquatorial : bascule2 voisins à 90°
Même AX₄E : doublet axial, trois X équatoriaux et la forme est fausse ; doublet équatorial, la bascule.

Pourquoi : En position axiale, le doublet aurait trois paquets à 90° ; en position équatoriale, deux seulement. Les répulsions à 90° sont celles qui comptent.

4. Oublier la charge d'un ion

toute l'espèce : Lewis, géométries, angles et polarité

Ce qu'il ne faut pas écrire

« ClF₂⁻ : 21 électrons, comme ClF₂⁺, même géométrie angulaire. »

Ce qu'il faut écrire

« ClF₂⁺ : 20 électrons, 2 doublets libres, angulaire ; ClF₂⁻ : 22 électrons, 3 doublets libres, linéaire. »

Pourquoi : Un anion apporte ses électrons en plus, un cation en retire. Un nombre impair d'électrons dans un ion simple signale presque toujours une charge oubliée.

5. Conclure « liaisons identiques, donc non polaire »

1 point (le moment dipolaire tracé et la conclusion)

Ce qu'il ne faut pas écrire

« PCl₃ est non polaire : ses trois liaisons P–Cl sont identiques et se compensent. »

Ce qu'il faut écrire

« PCl₃ est pyramidal : les trois moments P–Cl pointent vers la base, leur somme n'est pas nulle, la molécule est polaire. »

ClClClBBCl₃non polaireClPClClPCl₃polaire
Moments de liaison en violet : à 120° dans un plan ils s'annulent (BCl₃) ; en pyramide ils s'ajoutent, la résultante orange est non nulle (PCl₃).

Pourquoi : Des moments égaux ne s'annulent que s'ils sont disposés symétriquement autour de l'atome central : plan triangulaire oui, pyramide non.

6. Conclure « tétraédrique, donc non polaire »

1 point

Ce qu'il ne faut pas écrire

« CH₂Cl₂ est tétraédrique, donc non polaire, comme le méthane. »

Ce qu'il faut écrire

« CH₂Cl₂ a deux liaisons C–Cl polaires et deux C–H presque apolaires : leurs moments ne se compensent pas, la molécule est polaire. »

Pourquoi : La compensation exige des liaisons IDENTIQUES disposées symétriquement. Une géométrie régulière avec des atomes différents ne suffit pas.

7. Écrire « inférieur à » quand la symétrie garde l'angle exact

0,5 point sur les angles

Ce qu'il ne faut pas écrire

« SO₄²⁻ : angles inférieurs à 109,5°, à cause des liaisons doubles. »

Ce qu'il faut écrire

« Par résonance, les quatre liaisons S–O sont identiques : tétraèdre régulier, 109,5° exactement. »

Pourquoi : Un angle se referme quand un paquet est plus encombrant que les autres. Quand la résonance rend tous les paquets identiques, les angles idéaux restent exacts ; de même dans le plan carré, où les deux doublets se compensent.

8. Confondre promotion et hybridation

la question d'hybridation entière (1 point au final)

Ce qu'il ne faut pas écrire

« NH₃ : l'azote a déjà trois électrons célibataires, donc pas d'hybridation. »

Ce qu'il faut écrire

« Pas de promotion, mais hybridation sp³ : trois orbitales 2p pures feraient 90°, or l'angle mesuré vaut 106,7°. »

Pourquoi : La promotion fournit des électrons célibataires ; l'hybridation fournit des DIRECTIONS. On peut avoir besoin de l'une sans l'autre : NH₃ s'hybride sans promotion, alors que PH₃ (93,5°) se décrit sans hybridation.

Quelle méthode choisir

Quelle géométrie moléculaire, selon les paquets et les doublets

Comptez les paquets de l'atome central, puis ses doublets libres. Lisez la branche.

  • Si aucun doublet libre → même nom que la géométrie des paquets

    Exemple : SiF₄ : 4 paquets, tétraédrique et tétraédrique

  • Si 4 paquets, 1 ou 2 doublets → pyramide à base triangulaire, puis angulaire ; angles inférieurs à 109,5°

    Exemple : PCl₃ pyramide, SCl₂ angulaire

  • Si 5 paquets, 1, 2 ou 3 doublets → doublets équatoriaux : bascule, en T, linéaire

    Exemple : TeCl₄ bascule, ICl₃ en T, ClF₂⁻ linéaire

  • Si 6 paquets, 1 ou 2 doublets → pyramide à base carrée, puis plan carré (doublets opposés)

    Exemple : IF₅ pyramide à base carrée, ICl₄⁻ plan carré

  • Si 3 paquets, 1 doublet → angulaire, angle inférieur à 120°

    Exemple : SnCl₂ : 18 électrons, un doublet sur l'étain

Si le compte des électrons de valence est impair pour un ion, revoyez la charge avant tout dessin.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Une espèce en RPEV complète, au format de l'examen final

Quand l'utiliser : « Pour l'espèce suivante, indiquez ou dessinez : la structure de Lewis, la géométrie moléculaire, les angles, le moment dipolaire, l'hybridation. »

  1. 1 Compter les électrons de valence, charge comprise, et l'écrire.
  2. 2 Dessiner la structure de Lewis ; s'il y a plusieurs formes, garder celle aux charges formelles les plus faibles et signaler la résonance.
  3. 3 Compter les paquets de l'atome central (liaisons, multiples comptées une fois, et doublets libres), puis nommer la géométrie des paquets.
  4. 4 Nommer la géométrie moléculaire et donner les angles : valeur idéale, ou « inférieur à » si un doublet libre ou une liaison multiple la referme.
  5. 5 Tracer les moments de liaison sur la forme 3D, conclure polaire ou non, puis donner l'hybridation par le nombre de paquets.

Phrase de conclusion

« IO₃⁻ : 26 électrons ; 4 paquets (3 liaisons, 1 doublet libre) ; géométrie des paquets tétraédrique, géométrie moléculaire pyramide à base triangulaire ; angles O–I–O égaux, inférieurs à 109,5° ; polaire ; iode sp³ ; trois formes de résonance. »

Le piège : Sauter la ligne des paquets : c'est elle qui justifie tout le reste, et le correcteur la cherche.

Barème : Sur 1,5 point, à titre indicatif : Lewis 0,5, géométries et angles 0,5, moment et hybridation 0,5.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

  • Le compte d'électrons du dessin

    Recomptez les électrons de votre structure de Lewis : deux par trait, deux par doublet. Le total doit égaler les électrons de valence, charge comprise.

    ICl₄⁻ : 4 liaisons (8) + 12 doublets sur les Cl (24) + 2 doublets sur I (4) = 36. Un dessin à 34 a perdu un doublet libre, et la géométrie devient fausse.

  • Paquets et hybridation concordent

    Le nombre d'orbitales hybrides égale le nombre de paquets. Si vous écrivez sp³d pour quatre paquets, l'une des deux réponses est fausse.

    XeO₃ : 4 paquets, sp³. Un « sp³d² » signale des liaisons doubles comptées deux fois.

  • La symétrie et la polarité

    Une forme régulière (linéaire, plan triangulaire, tétraédrique, bipyramide, octaèdre, plan carré) avec des atomes liés tous identiques est non polaire ; toute autre forme est polaire dès que ses liaisons le sont.

    BCl₃ et ICl₄⁻ non polaires ; PCl₃, TeCl₄, CH₂Cl₂ polaires.

  • Les angles et les doublets

    Chaque doublet libre doit se retrouver dans vos angles : « inférieur à » pour la pyramide, l'angulaire, la bascule et le T ; valeurs exactes pour le plan carré et la forme linéaire AX₂E₃.

    Écrire 120° pour SnCl₂ trahit un doublet libre oublié dans les angles.

L'exercice type décortiqué

L'ion iodate IO₃⁻ du sel iodé, en RPEV complète

Le sel de table iodé contient de l'iodate de potassium, KIO₃. Pour l'ion iodate IO₃⁻ (iode central), donnez la structure de Lewis la plus probable et ses formes de résonance, la géométrie des paquets, la géométrie moléculaire, les angles O–I–O, la polarité et l'hybridation de l'iode. Électrons de valence : I 7, O 6 ; électronégativités : I 2,66 ; O 3,44.

Étape 1

Électrons de valence : 7+3×6+1=267+3\times 6+1=26 (la charge 1−1- ajoute un électron).

Pourquoi

Le compte, charge comprise, vient avant tout : un électron de moins donnerait un nombre impair et aucune structure ne tiendrait.

Étape 2

Lewis : la structure à trois liaisons simples donne CF(I)=+2CF(\mathrm{I})=+2 et −1-1 sur chaque O. Avec deux liaisons I=O, CF(I)=7−2−5=0CF(\mathrm{I})=7-2-5=0, et seul l'O de la liaison simple porte −1-1. Trois positions possibles pour cet O : trois formes de résonance.

IOOO−IOOO−IOOO−

Pourquoi

L'iode, de la période 5, peut dépasser l'octet ; on garde les charges formelles les plus faibles. Le choix ne change pas le nombre de paquets.

Étape 3

Paquets de l'iode : trois liaisons (doubles ou simple, une chacune) et un doublet libre, soit 4. Géométrie des paquets tétraédrique ; géométrie moléculaire pyramide à base triangulaire.

Pourquoi

C'est la ligne qui justifie toutes les suivantes, et celle que les copies oublient.

Étape 4

Angles : par résonance, les trois liaisons I–O sont identiques, donc les trois angles O–I–O sont ÉGAUX ; le doublet libre les referme sous 109,5°.

Pourquoi

Deux effets à ne pas confondre : la résonance rend les angles égaux entre eux, le doublet libre les rend inférieurs à l'angle idéal.

Étape 5

Polarité : Δχ(I−O)=3,44−2,66=0,78\Delta\chi(\mathrm{I{-}O})=3{,}44-2{,}66=0{,}78, liaisons covalentes polaires ; disposées en pyramide, leurs trois moments s'ajoutent vers la base : l'ion est polaire. Hybridation : 4 paquets, sp³.

OIOOIO₃⁻pyramide, polaire

Pourquoi

Le moment se juge sur la forme : pyramide, donc pas de compensation.

Étape 6

Vérification : 26 électrons dessinés dans chaque forme, 4 paquets pour 4 orbitales sp³, une forme non symétrique pour une espèce polaire.

Pourquoi

Trois contrôles en dix secondes, ceux du bloc « Vérifications ».

Conclusion rédigée

IO₃⁻ : 26 électrons, trois formes de résonance (deux I=O, un I–O⁻) ; paquets tétraédriques, pyramide à base triangulaire ; trois angles O–I–O égaux, inférieurs à 109,5° ; polaire ; iode sp³.

L'erreur classique sur cet exercice : Écrire « plan triangulaire » en ne comptant que les trois oxygènes : le doublet libre de l'iode est le quatrième paquet, et c'est lui qui fait la pyramide.

À savoir par cœur

  • • Paquets = liaisons + doublets libres ; une liaison multiple compte pour UN paquet.
  • • 2, 3, 4, 5, 6 paquets : linéaire, plan triangulaire, tétraédrique, bipyramide à base triangulaire, octaédrique ; sp, sp², sp³, sp³d, sp³d².
  • • Cinq paquets : doublets libres ÉQUATORIAUX (bascule, en T, linéaire). Six paquets : deux doublets OPPOSÉS (plan carré).
  • • La géométrie moléculaire ne nomme que les atomes ; elle égale la géométrie des paquets seulement sans doublet libre.
  • • Un doublet libre referme les angles, sauf si la symétrie compense ; des paquets identiques gardent les angles exacts.
  • • Polaire si la somme vectorielle des moments n'est pas nulle : des liaisons identiques en forme symétrique se compensent.
  • • Liaison simple : σ ; double : σ + π ; triple : σ + 2 π.

Questions fréquentes

Quelle est la différence entre géométrie des paquets et géométrie moléculaire ?

La géométrie des paquets décrit la disposition de tous les paquets d'électrons autour de l'atome central, doublets libres compris : linéaire, plan triangulaire, tétraédrique, bipyramide à base triangulaire ou octaédrique. La géométrie moléculaire ne décrit que la position des atomes. Dans l'ammoniac, les paquets sont tétraédriques, mais la molécule est une pyramide à base triangulaire.

Comment savoir si une molécule est polaire avec la théorie RPEV ?

On détermine d'abord la géométrie moléculaire, puis on dessine le moment de chaque liaison polaire, de l'atome le moins électronégatif vers le plus électronégatif. Si ces vecteurs s'annulent par symétrie, la molécule est non polaire ; sinon elle est polaire. Des liaisons identiques dans une forme symétrique se compensent, mais une pyramide ou une bascule reste polaire.

Pourquoi le doublet libre est-il en position équatoriale dans une bipyramide à base triangulaire ?

Parce que les répulsions les plus fortes sont celles entre paquets à 90 degrés. En position équatoriale, un doublet libre n'a que deux voisins à 90 degrés ; en position axiale, il en aurait trois. Les doublets libres, plus encombrants que les liaisons, prennent donc d'abord les positions équatoriales : on obtient la bascule, la forme en T puis la forme linéaire.

Quand l'hybridation est-elle nécessaire avec la méthode des cases quantiques ?

On écrit les cases de valence de l'atome central. S'il manque des électrons célibataires pour former toutes ses liaisons, on promeut un électron. On hybride ensuite si les orbitales pures ne donnent pas les angles observés : l'ammoniac, à 107 degrés, s'hybride en sp3 sans promotion, alors que la phosphine, à 93,5 degrés, se décrit avec ses orbitales 3p pures.

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Exercices corrigés : Les molécules en 3D : géométrie, polarité et hybridation

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

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© Ahmed Squalli Houssaini. Fiche publiée sur www.letuteurscientifique.ca/fiches/che0501-geometrie-moleculaire. Libre pour l'usage personnel et en classe ; sa republication ailleurs demande une autorisation écrite (mentions légales).

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