Laboratoire interactif · géométrie moléculaire
Les molécules en 3D
Avant de commencer · six mots
Atome, paire d’électrons, liaison, doublet non liant, picomètre, angle
Un atome est fait d’un noyau minuscule entouré d’électrons. Les électrons de la couche extérieure, dite de valence, servent à relier les atomes entre eux.
Les électrons vont souvent par deux : c’est une paire d’électrons, ou doublet. Quand deux atomes mettent un doublet en commun, ils forment une liaison. Deux doublets partagés font une liaison double, trois une liaison triple.
Un doublet non liant reste sur un seul atome et ne relie rien. On ne le voit pas dans la formule H₂O, mais il prend de la place autour de l’oxygène.
Les molécules sont minuscules : on mesure leurs liaisons en picomètres. 1 pm = 10⁻¹² m, un millième de milliardième de mètre. L’angle entre deux liaisons se mesure en degrés, comme en géométrie.
Fiche de la molécule
Construire une molécule
Choisissez un atome central, ajoutez des voisins X et des doublets non liants E. La forme prévue par la théorie VSEPR s’affiche aussitôt dans le visualiseur.
Longueurs estimées : somme des rayons covalents (Cordero et al. 2008). Angles idéaux de VSEPR. Un voisin O est relié par une liaison double. Seules les 13 formes du tableau VSEPR sont proposées.
Défis
Six énigmes. Construisez, mesurez ou cherchez dans la bibliothèque, puis appuyez sur « Valider ma réponse ». Après trois essais, la solution peut être affichée.
La forme des molécules
Pourquoi l’eau est-elle coudée ? Une idée simple explique presque toutes les formes : autour d’un atome, les paires d’électrons se repoussent et s’écartent le plus possible.
Les formes de base
Chaque paire d’électrons autour de l’atome central occupe un « domaine ». De 2 à 6 domaines, il n’y a que cinq formes. Changez leur nombre, faites tourner, passez des ballons aux atomes.
Des paires qui se repoussent
En 1957, les chimistes Ronald Gillespie et Ronald Nyholm proposent une règle simple. Les paires d’électrons de la couche de valence se repoussent : autour de l’atome central, elles s’éloignent le plus possible les unes des autres. C’est la théorie VSEPR, pour « valence shell electron pair repulsion ». En français, on dit aussi RPECV.
On compte les domaines autour de l’atome central. Chaque liaison compte pour un, qu’elle soit simple, double ou triple. Chaque doublet non liant compte aussi pour un. Puis on les écarte au maximum : la forme en découle.
Des ballons noués ensemble
Nouez ensemble deux, trois, quatre, cinq ou six ballons gonflés : ils prennent d’eux-mêmes ces formes. Chaque ballon pousse ses voisins, comme chaque paire d’électrons. Quatre ballons ne se mettent pas en carré, mais en tétraèdre : dans l’espace, 109,5° d’écart valent mieux que 90°.
L’analogie des ballons est courante dans les manuels : les ballons se touchent, alors que les électrons se repoussent à distance. Les angles viennent de la géométrie des formes régulières : 109,47° = arccos(−1/3).
Les doublets referment les angles
Méthane, ammoniac, eau : toujours quatre domaines. Mais un, puis deux d’entre eux sont des doublets non liants. Touchez un point du graphique. Glissez sur la molécule pour la tourner ; touchez-la pour arrêter ou relancer sa rotation.
Un doublet prend plus de place
Un doublet liant est tenu entre deux noyaux. Un doublet non liant n’est tenu que par un seul : il s’étale davantage près de l’atome central, et pousse les liaisons les unes vers les autres.
Résultat : 109,5° dans le méthane CH₄, 106,7° dans l’ammoniac NH₃, 104,5° dans l’eau H₂O. VSEPR prévoit le sens du changement ; la valeur exacte vient de la mesure.
Angles mesurés : CRC Handbook et NIST CCCBDB, arrondis. L’ordre des répulsions, doublet–doublet plus fort que doublet–liaison, lui-même plus fort que liaison–liaison, vient de Gillespie et Nyholm (1957).
Doubles liaisons : un seul domaine
Une liaison double ou triple compte pour un seul domaine. Le carbone de CO₂ n’a que deux domaines : la molécule est droite. Chaque carbone de l’éthylène en a trois : la molécule est plate. L’acétylène, avec sa liaison triple, est droit.
Le tableau VSEPR : treize formes
Chaque case donne la notation AXₙEₘ : n voisins X, m doublets non liants E. Touchez une case pour la construire sur le banc.
Les limites de VSEPR
- Angles VSEPR prévoit une forme et le sens des écarts, « un peu moins de 109,5° », pas la valeur exacte. Les 104,5° de l’eau sont une mesure.
- Atomes lourds H₂S (92,1°) a presque des angles droits, bien plus fermés que ce que la répulsion des doublets laisse prévoir.
- Métaux Pour les composés des métaux de transition, les électrons d des couches internes comptent : la règle se trompe souvent.
- Hybridation Les manuels associent sp³d et sp³d² aux formes à 5 et 6 domaines. C’est une étiquette commode : les chimistes discutent encore de la meilleure description de ces liaisons.
- Mouvement Les vraies molécules vibrent sans cesse. Longueurs et angles mesurés sont des moyennes ; le laboratoire montre des molécules figées.
Au-delà de quatre domaines
Le phosphore, le soufre, le chlore ou le xénon peuvent s’entourer de cinq ou six domaines. Avec cinq, les places ne se valent pas : trois en triangle, à 120°, et deux sur l’axe, à 90° des autres. Les doublets non liants choisissent les places du triangle, où ils ont plus d’espace.
D’où la balançoire de SF₄, le T de ClF₃ et la molécule droite XeF₂. Avec six domaines, deux doublets se placent face à face : XeF₄ est un carré plat.
Pour SF₄ et ClF₃, le laboratoire montre les angles idéaux de VSEPR et une longueur moyenne : les vraies molécules sont un peu déformées.
Sources du chapitre : Gillespie et Nyholm (1957) pour la théorie VSEPR ; Gillespie (2008) pour son bilan et ses limites ; CRC Handbook et NIST CCCBDB pour les longueurs et les angles mesurés ; Cordero et al. (2008) pour les rayons covalents du constructeur ; Bondi (1964) pour les rayons de van der Waals.
La polarité
Dans une liaison, deux atomes se partagent des électrons, mais pas toujours à parts égales. Selon sa forme, une molécule peut alors avoir un côté un peu négatif et un côté un peu positif : on dit qu’elle est polaire.
L’électronégativité
Touchez deux éléments : la liaison qu’ils forment apparaît, avec le partage de ses électrons. Le chiffre sous chaque symbole est son électronégativité χ.
Les trois catégories « peu polaire », « polaire » et « surtout ionique » suivent une règle de manuel, avec des seuils approximatifs à Δχ ≈ 0,4 et 1,7.
Qui attire le plus les électrons ?
En 1932, le chimiste Linus Pauling définit l’électronégativité, notée χ : la capacité d’un atome, dans une molécule, à attirer vers lui les électrons d’une liaison. Il la déduit de l’énergie des liaisons entre atomes différents.
Le fluor est le plus électronégatif (3,98), puis l’oxygène (3,44). Les métaux comme le sodium (0,93) le sont peu. Dans le tableau périodique, χ augmente vers la droite et vers le haut.
Dans une liaison entre deux atomes différents, le plus électronégatif porte une petite charge négative, notée δ−, et l’autre une petite charge positive δ+. La liaison forme un petit dipôle. On le dessine par une flèche barrée, du δ+ vers le δ−.
Électronégativités de l’échelle de Pauling : valeurs du CRC Handbook. Pauling a développé ces idées dans The Nature of the Chemical Bond (1939).
Les flèches s’additionnent
Chaque liaison polaire est une flèche. La molécule est polaire si la somme de ses flèches n’est pas nulle. Comparez des molécules symétriques et d’autres qui ne le sont pas. Touchez la molécule pour arrêter ou relancer sa rotation.
La forme décide
Dans CO₂, les deux liaisons C=O sont très polaires. Mais elles sont alignées et opposées : leurs flèches s’annulent. Le dioxyde de carbone n’est pas polaire. Même chose pour les formes très symétriques : BF₃, CH₄, CCl₄.
Dans l’eau, les deux flèches O–H font un angle de 104,5° : elles s’ajoutent, et l’eau est polaire. L’ammoniac NH₃, en pyramide, l’est aussi. CH₂Cl₂ a la forme symétrique du tétraèdre, mais deux sortes de liaisons : ses flèches ne se compensent pas.
On mesure la polarité d’une molécule par son moment dipolaire μ, en debyes (D). 1 D = 3,34·10⁻³⁰ C·m. L’eau : 1,85 D ; l’ammoniac : 1,47 D ; CO₂ : 0.
Moments dipolaires mesurés : CRC Handbook. Dans le laboratoire, les petites flèches orange ont une longueur liée à Δχ, et la grande flèche jaune est leur somme : un indicateur qualitatif, calculé par le laboratoire, pas une mesure.
Plier une molécule
Deux liaisons identiques, un angle qui change. À 180°, les flèches s’annulent. Plus l’angle se referme, plus leur somme grandit. La somme se construit en mettant les flèches bout à bout.
Ce que l’indicateur ne voit pas
Le laboratoire calcule un indicateur simple : une flèche par liaison, de longueur Δχ, puis leur somme. Il trouve bien quelles molécules sont polaires. Mais il ne voit ni les doublets non liants, ni les charges formelles.
L’ozone O₃ en est l’exemple. Trois atomes d’oxygène : Δχ = 0 partout, et l’indicateur donne zéro. Pourtant, la mesure donne μ = 0,53 D. Dans l’ozone, l’atome central porte une charge formelle positive, et les deux autres se partagent une charge négative : la molécule coudée devient polaire.
C’est pour cela que la fiche affiche toujours le moment dipolaire mesuré : c’est lui qui fait foi.
La polarité au quotidien
L’eau dissout le sel
Le sel de cuisine est fait d’ions Na⁺ et Cl⁻. Les molécules d’eau tournent leur oxygène, δ−, vers les ions Na⁺, et leurs hydrogènes, δ+, vers les ions Cl⁻. Entourés d’eau, les ions quittent le cristal. À 25 °C, environ 36 g de sel se dissolvent dans 100 g d’eau.
L’huile et l’eau ne se mélangent pas
Les molécules d’eau s’attirent fortement entre elles, par leurs côtés δ+ et δ−. Les molécules d’huile, longues chaînes de carbone et d’hydrogène, sont presque apolaires : elles ne peuvent pas prendre part à ces attractions. Les molécules d’eau restent entre elles, l’huile se regroupe à part, et flotte, car elle est moins dense.
Un filet d’eau dévié
Frottez une règle en plastique sur un pull, puis approchez-la d’un mince filet d’eau du robinet : le filet se courbe vers elle. On l’explique souvent par les molécules d’eau qui tournent leur dipôle. En fait, la règle chargée attire surtout des charges dans le filet, et la polarité de l’eau les laisse s’y installer facilement. Un liquide non polaire dévie beaucoup moins.
Explications qualitatives. Solubilité du chlorure de sodium : CRC Handbook. Filet d’eau dévié : Ziaei-Moayyed, Goodman et Williams (2000), qui montrent que cette expérience classique est souvent mal expliquée.
Sources du chapitre : Pauling (1932) et The Nature of the Chemical Bond (1939) pour l’électronégativité ; CRC Handbook pour les électronégativités, les moments dipolaires et la solubilité du sel ; NIST CCCBDB pour les géométries ; Ziaei-Moayyed et al. (2000) pour le filet d’eau. L’indicateur Δχ et les dipôles de liaison déduits des mesures sont calculés par le laboratoire.
Liaisons simples, doubles et triples
Deux atomes de carbone peuvent mettre en commun une, deux ou trois paires d’électrons. Plus ils en partagent, plus la liaison est courte et solide. Mais une liaison double ne peut plus tourner.
Une, deux ou trois liaisons
Choisissez une molécule, puis faites-la tourner du doigt ou à la souris. Touchez une barre du graphique pour changer de molécule.
Boules et bâtonnets, à l’échelle des longueurs de liaison. Carbone en gris, hydrogène en blanc.
molécule choisiesi chaque paire valait une liaison simple
Partager des électrons
Une liaison covalente, c’est une paire d’électrons partagée par deux atomes. Dans l’éthane, les deux carbones partagent une paire : c’est une liaison simple, notée C–C. Dans l’éthylène, ils en partagent deux : liaison double, C=C. Dans l’acétylène, trois : liaison triple, C≡C.
Plus courte, plus solide
Plus il y a d’électrons entre les deux noyaux, plus ils les attirent l’un vers l’autre. La liaison raccourcit, de 154 pm à 120,3 pm. Il faut aussi plus d’énergie pour la rompre.
Mais une liaison double n’est pas deux fois plus solide qu’une simple : 614 kJ/mol, et non 2 × 348 = 696. La deuxième paire se place au-dessus et au-dessous de l’axe : c’est la liaison π (pi). Elle est plus fragile, et c’est par elle que l’éthylène réagit.
La forme change aussi
Autour d’un carbone à liaisons simples, les quatre voisins forment un tétraèdre. Avec une liaison double, les voisins sont dans un plan, à 120° environ. Avec une triple, ils sont alignés.
Longueurs : C=C 133,9 pm (éthylène) et C≡C 120,3 pm (acétylène), d’après le CRC Handbook et la base NIST CCCBDB. C–C 154 pm : valeur typique des manuels pour l’éthane, dessiné ici avec des angles de tétraèdre parfait et C–H = 109 pm. Énergies : enthalpies moyennes de liaison en phase gazeuse (Brown, LeMay et Bursten, Chemistry: The Central Science, table des enthalpies de liaison moyennes). Ce sont des moyennes sur beaucoup de molécules ; d’autres manuels donnent des valeurs voisines, à quelques kJ/mol près. 1 pm = 10⁻¹² m.
Tourner autour de la liaison
Faites tourner une moitié de la molécule autour de la liaison carbone-carbone. Comparez l’énergie à fournir.
éthane, liaison simpledichloroéthène, liaison double
Une liaison simple tourne
Autour d’une liaison simple, les deux moitiés de l’éthane tournent l’une par rapport à l’autre, comme deux roues sur un même axe. Il y a une petite gêne quand les hydrogènes se font face : c’est la forme éclipsée. La franchir coûte environ 12 kJ/mol, et l’agitation thermique y suffit sans arrêt à température ambiante.
Vue dans l’axe de la liaison, la molécule ressemble à une étoile à six branches. Les chimistes appellent ce dessin la projection de Newman.
Une liaison double est bloquée
La liaison π tient les deux carbones par-dessus et par-dessous. Pour tourner, il faudrait la casser : environ 266 kJ/mol, plus de vingt fois plus que pour l’éthane. À température ambiante, cela n’arrive pas.
Le 1,2-dichloroéthène existe donc sous deux formes. Dans la forme cis, les deux chlores sont du même côté ; dans la forme trans, ils sont de part et d’autre. Ce sont deux composés distincts, qui ne bouillent pas à la même température. La forme cis est polaire ; dans la forme trans, les deux dipôles C–Cl s’annulent.
Dans l’œil
La vision commence par un tel basculement. Dans la rétine, la lumière fait passer une molécule, le rétinal, de la forme cis à la forme trans autour d’une liaison double. George Wald a reçu le prix Nobel en 1967 pour ces travaux.
Barrière de l’éthane : 12 kJ/mol, valeur des manuels (McMurry, Organic Chemistry, chapitre sur les conformations). Courbe de l’éthane : modèle E = 6·(1 + cos 3φ) kJ/mol, où φ est l’angle entre deux hydrogènes vus dans l’axe. Liaison π : 614 − 348 = 266 kJ/mol, estimation tirée des énergies moyennes ; sa courbe, E = 266·sin²θ, est un modèle qualitatif. Dichloroéthène dessiné avec des angles de 120° et des longueurs typiques.
Le benzène, entre les deux
Comparez les deux dessins de Kekulé avec la molécule mesurée. Les côtés sont à l’échelle.
Six liaisons identiques
Le benzène, C₆H₆, est un anneau de six carbones. En 1865, August Kekulé le dessine avec trois liaisons simples et trois doubles, en alternance. On devrait alors trouver trois côtés longs, de 154 pm, et trois courts, de 133,9 pm.
Les mesures disent autre chose : les six liaisons mesurent toutes 139,7 pm, entre une simple et une double. L’anneau est un hexagone régulier, tout plat.
Des électrons partagés par tout l’anneau
Les deux dessins de Kekulé sont deux façons incomplètes d’écrire la même molécule. Le benzène n’oscille pas de l’un à l’autre : il est en permanence entre les deux. Six électrons sont délocalisés sur tout le cycle. On parle de résonance, et on dessine souvent un cercle au milieu de l’hexagone pour le rappeler.
Cette délocalisation rend le benzène très stable : il réagit bien moins facilement que l’éthylène.
Kekulé A. (1865) Sur la constitution des substances aromatiques. Bulletin de la Société chimique de Paris 3:98–110. Longueur C–C du benzène : 139,7 pm (CRC Handbook, NIST CCCBDB), mesurée ici sur le modèle du laboratoire. Lonsdale K. (1929) Proceedings of the Royal Society A 123:494–515 : les rayons X montrent un cycle plan et régulier dans l’hexaméthylbenzène.
Des molécules et du vivant
Entre les molécules existent des liens bien plus faibles que les liaisons covalentes : les liaisons hydrogène. Elles font bouillir l’eau à 100 °C, flotter la glace et tenir ensemble les deux brins de l’ADN. Et la forme 3D compte : une molécule et son reflet dans un miroir peuvent avoir deux odeurs différentes.
L’eau bout trop tard
Température d’ébullition de l’eau et de ses cousines. L’oxygène, le soufre, le sélénium et le tellure sont dans la même colonne du tableau périodique. Touchez un point pour le détail.
δ+ et δ− : petites charges partielles. Le pointillé est la liaison hydrogène, entre un H d’une molécule et un doublet non liant de l’oxygène voisin.
Des ponts entre molécules
Dans l’eau, l’oxygène attire fortement les électrons : il porte une petite charge négative, et les hydrogènes une petite charge positive. Un hydrogène d’une molécule est attiré par un doublet non liant de l’oxygène d’une voisine. Ce pont s’appelle une liaison hydrogène.
Elle est environ vingt fois plus faible qu’une liaison O–H : de l’ordre de 20 kJ/mol, contre 463. Mais chaque molécule d’eau peut en former jusqu’à quatre, et il faut en casser beaucoup pour faire bouillir l’eau.
Une exception utile
D’habitude, plus une molécule est lourde, plus elle bout tard : c’est ce qu’on voit de H₂S à H₂Te. En suivant cette tendance, l’eau, la plus légère, devrait bouillir vers −80 °C. Elle bout à 100 °C. Sans les liaisons hydrogène, l’eau serait un gaz aux températures de la Terre.
Températures d’ébullition sous 1 atm, arrondies : H₂O 100 °C, H₂S −60 °C, H₂Se −41 °C, H₂Te −2 °C (CRC Handbook of Chemistry and Physics, Physical Constants of Inorganic Compounds). Masses molaires calculées avec les masses atomiques standard de l’IUPAC. −79 °C : prolongement en ligne droite des points de H₂Se et H₂S, estimation grossière. O–H 463 kJ/mol : enthalpie moyenne de liaison (Brown, LeMay et Bursten, Chemistry: The Central Science). Liaison hydrogène dans l’eau : ordre de grandeur des manuels.
La glace flotte
Les mêmes molécules d’eau, rangées dans la glace ou en vrac dans le liquide. Changez d’état et regardez la place qu’elles prennent.
Schéma qualitatif en 2D. Dans la vraie glace, chaque molécule a quatre voisines en 3D ; un point blanc au centre d’une molécule est son deuxième hydrogène, hors du plan du dessin.
Une glace pleine de vides
En gelant, chaque molécule d’eau se lie à quatre voisines par des liaisons hydrogène. Pour cela, elles se tiennent à distance, dans un réseau d’hexagones plein de vides. La glace prend donc plus de place que l’eau liquide : sa masse volumique est de 0,917 g/cm³, contre 1,000 g/cm³ pour l’eau vers 4 °C.
Moins dense, la glace flotte. Environ 92 % d’un glaçon reste sous l’eau (0,917 / 1,000). Et un litre d’eau donne environ 1,09 litre de glace : c’est pourquoi une bouteille pleine éclate au congélateur.
La vie sous la glace
La plupart des liquides deviennent plus denses en gelant. L’eau fait l’inverse. Un lac gèle donc par le dessus : la couche de glace isole l’eau du dessous, qui reste liquide, et les poissons passent l’hiver en dessous.
Masses volumiques : glace à 0 °C, 0,917 g/cm³ ; eau liquide à 4 °C, 1,000 g/cm³, son maximum (CRC Handbook of Chemistry and Physics). 92 % et 1,09 : calculs à partir de ces deux valeurs. Deux hydrogènes près de chaque oxygène dans la glace : Bernal J.D., Fowler R.H. (1933) Journal of Chemical Physics 1:515–548.
Les paires de l’ADN
Choisissez une base sur chaque brin. Une liaison hydrogène se forme entre un donneur (N–H) et un accepteur (un O ou un N qui porte un doublet libre).
donneur N–Haccepteur O ou Nliaison hydrogèneconflit
Un brin et son complément
Touchez une base du brin du haut pour la changer. Le brin du bas suit la règle des paires.
Deux brins qui se reconnaissent
L’ADN est fait de deux longs brins enroulés en double hélice. Chaque brin porte une suite de bases : A (adénine), T (thymine), G (guanine) et C (cytosine). Face à face, les bases des deux brins se lient par des liaisons hydrogène.
A va avec T, par deux liaisons hydrogène. G va avec C, par trois. Une grande base à deux cycles (A ou G) fait toujours face à une petite à un cycle (T ou C) : l’échelle garde la même largeur tout du long.
Faible, mais utile
Les liaisons hydrogène sont assez solides pour tenir les deux brins ensemble, et assez faibles pour les laisser s’ouvrir. Quand une cellule se divise, les deux brins se séparent, et chacun sert de modèle pour construire son complément.
Un ADN riche en paires G–C se sépare à plus haute température. Les trois liaisons hydrogène y contribuent, avec l’empilement des bases les unes sur les autres.
Watson J.D., Crick F.H.C. (1953) Nature 171:737–738. Franklin R.E., Gosling R.G. (1953) Nature 171:740–741. Chargaff E. (1950) Experientia 6:201–209 : autant de A que de T, autant de G que de C. Meselson M., Stahl F.W. (1958) PNAS 44:671–682 : chaque brin sert de modèle. Schéma simplifié : trois positions du bord de chaque base, dans la géométrie de Watson et Crick seulement.
La molécule et son reflet
Un carbone porte quatre groupes. Tournez la molécule de gauche : son reflet dans le miroir suit. Puis essayez de poser le reflet sur l’original.
Tétraèdre parfait, longueurs de liaison typiques. Couleurs usuelles : H blanc, F vert clair, Cl vert, Br rouge sombre, C gris.
Comme une main droite et une main gauche
Votre main gauche est l’image de votre main droite dans un miroir. Pourtant, impossible de les superposer : un gant droit ne va pas à la main gauche. Une molécule qui fait pareil est dite chirale, du grec kheir, la main.
C’est le cas dès qu’un carbone porte quatre groupes différents. Si deux groupes sont identiques, la molécule et son reflet se superposent : elle n’est pas chirale.
Le nez fait la différence
Les deux formes miroirs d’une molécule ont la même masse et le même point d’ébullition. Elles ne se distinguent que face à un autre objet chiral. Or nos récepteurs de l’odorat sont eux-mêmes chiraux : comme un gant, ils reconnaissent la bonne main.
La carvone en est l’exemple classique : la (R)-carvone sent la menthe verte, et son reflet, la (S)-carvone, sent le carvi, une graine proche du cumin. Le limonène existe aussi en deux formes ; celle de l’écorce d’orange est surtout la forme (R). On lit souvent que l’autre sent le citron, mais les études ne concordent pas : une partie de la différence viendrait d’impuretés.
Le vivant a choisi sa main
En 1848, Louis Pasteur trie à la pince de petits cristaux de tartrate : les uns « droits », les autres « gauches ». Il découvre ainsi les molécules miroirs. Le vivant, lui, n’utilise souvent qu’une seule main : les protéines sont faites d’acides aminés de la forme L, et le sucre de l’ADN est de la forme D.
Carvone : Russell G.F., Hills J.I. (1971) Science 172:1043–1044 ; Friedman L., Miller J.G. (1971) Science 172:1044–1046. Limonène : Brenna E., Fuganti C., Serra S. (2003) Tetrahedron: Asymmetry 14:1–42. Pasteur L. (1848) Comptes rendus de l’Académie des sciences 26:535–538. Acides aminés L et sucres D : Nelson D.L., Cox M.M., Lehninger Principles of Biochemistry.
Glossaire
Les mots du laboratoire, en une phrase chacun.
- Atome
- La plus petite partie d’un élément chimique : un noyau entouré d’électrons.
- Électrons de valence
- Les électrons de la couche extérieure d’un atome, ceux qui forment les liaisons.
- Doublet (paire d’électrons)
- Deux électrons qui vont ensemble, dans une liaison ou sur un seul atome.
- Liaison covalente
- Un doublet d’électrons mis en commun par deux atomes. Deux doublets font une liaison double, trois une liaison triple.
- Doublet non liant
- Un doublet qui reste sur un seul atome. Il ne relie rien, mais prend de la place.
- Atome central
- L’atome relié à tous les autres, comme l’oxygène de l’eau ou le carbone du méthane.
- Domaine électronique
- Une région autour de l’atome central occupée par des électrons : une liaison, simple ou multiple, ou un doublet non liant.
- Théorie VSEPR (RPECV)
- Règle de Gillespie et Nyholm (1957) : les domaines autour d’un atome s’écartent le plus possible, ce qui fixe la forme de la molécule.
- Notation AXₙEₘ
- A : l’atome central ; n : son nombre de voisins X ; m : son nombre de doublets non liants E. L’eau s’écrit AX₂E₂.
- Angle de liaison
- L’angle entre deux liaisons qui partent du même atome, par exemple H–O–H dans l’eau : 104,5°.
- Longueur de liaison
- La distance moyenne entre les noyaux de deux atomes liés, en picomètres.
- Picomètre (pm)
- Un millième de milliardième de mètre : 1 pm = 10⁻¹² m.
- Hybridation
- Description des liaisons par des orbitales mélangées : sp, sp², sp³… Elle accompagne les formes à 2, 3 et 4 domaines.
- Rayon covalent
- La moitié de la longueur d’une liaison simple entre deux atomes identiques. La somme de deux rayons estime la longueur d’une liaison.
- Rayon de van der Waals
- La taille apparente d’un atome, jusqu’où deux molécules peuvent s’approcher sans se lier. C’est le rayon de l’affichage « compact ».
- Électronégativité χ
- La capacité d’un atome à attirer les électrons d’une liaison. Échelle de Pauling : de 0,79 pour le césium à 3,98 pour le fluor.
- Liaison polaire
- Une liaison où les électrons sont partagés inégalement : un côté δ−, un côté δ+.
- Moment dipolaire μ
- La mesure de la polarité d’une molécule entière. Il vaut zéro si les flèches de ses liaisons s’annulent.
- Debye (D)
- L’unité usuelle du moment dipolaire : 1 D = 3,34·10⁻³⁰ C·m.
- Molécule polaire, apolaire
- Polaire : μ n’est pas nul, comme pour l’eau. Apolaire : μ = 0, comme pour CO₂ ou CH₄.
- Charge formelle
- Une charge attribuée à un atome en comptant ses électrons dans la formule de Lewis. Elle explique la polarité de l’ozone.
Sources, modèle et limites
Les longueurs, les angles et les moments dipolaires viennent de mesures publiées, arrondies. Le constructeur et l’indicateur de polarité sont des calculs du laboratoire, fondés sur la théorie VSEPR et l’électronégativité.
Ce que le modèle simplifie
- Les molécules sont figées : pas de vibration, pas d’orbitales. Les valeurs mesurées sont des moyennes.
- SF₄ et ClF₃ sont montrées avec les angles idéaux de VSEPR et une longueur moyenne ; CH₂Cl₂ et CHCl₃ avec les angles du tétraèdre parfait. Les vraies molécules sont un peu déformées.
- Le constructeur place les domaines aux angles idéaux et estime les longueurs par la somme des rayons covalents de liaisons simples, même pour une liaison double. Il ne dit pas si la molécule existe.
- L’indicateur de polarité additionne une flèche par liaison, de longueur Δχ. Il ne voit ni les doublets non liants ni les charges formelles : il donne 0 pour l’ozone, qui a 0,53 D. Il n’a pas d’unité et ne se compare pas au debye : seul le moment mesuré fait foi.
- Les doublets non liants sont dessinés comme des lobes de taille symbolique, pas comme de vraies densités d’électrons.
- La vue 3D trie les atomes et les liaisons par profondeur : là où deux atomes se chevauchent, l’intersection n’est pas dessinée exactement.
- Les seuils « peu polaire, polaire, surtout ionique » (Δχ ≈ 0,4 et 1,7) sont une règle de manuel approximative.
- Gillespie R.J., Nyholm R.S. (1957). Inorganic stereochemistry. Quarterly Reviews, Chemical Society 11:339–380. La théorie VSEPR.
- Gillespie R.J. (2008). Fifty years of the VSEPR model. Coordination Chemistry Reviews 252:1315–1327. Bilan et limites.
- Pauling L. (1932). The nature of the chemical bond. IV. The energy of single bonds and the relative electronegativity of atoms. Journal of the American Chemical Society 54:3570–3582. L’électronégativité.
- Pauling L. (1939). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals. Cornell University Press.
- CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC Press, éditions récentes. Longueurs et angles de liaison, moments dipolaires, électronégativités (échelle de Pauling), solubilité du chlorure de sodium.
- NIST. Computational Chemistry Comparison and Benchmark Database (CCCBDB), base de référence n° 101. Géométries expérimentales.
- Cordero B. et al. (2008). Covalent radii revisited. Dalton Transactions 2832–2838. Rayons covalents du constructeur.
- Bondi A. (1964). van der Waals volumes and radii. Journal of Physical Chemistry 68:441–451. Rayons de l’affichage « compact ».
- Jmol, visualiseur libre de molécules en 3D : table des couleurs des éléments (couleurs CPK). jmol.sourceforge.net.
- Ziaei-Moayyed M., Goodman E., Williams P. (2000). Electrical deflection of polar liquid streams: a misunderstood demonstration. Journal of Chemical Education 77:1520. Le filet d’eau dévié.