Structure de Lewis & Laboratoire VSEPR

Construisez des molécules en choisissant des atomes centraux, en ajoutant des ligands et en plaçant des doublets libres. Faites glisser pour faire pivoter la forme VSEPR en 3D.

Exemple résolu — Structure de Lewis & Laboratoire VSEPR

Steric Number (SN)	4
Formal Charge on Central Atom	0
Multi-lone-pair compression:	≈ 104.5°

Ce sont les valeurs affichées par le calculateur à l’ouverture de la page. Modifiez une entrée ci-dessus pour les recalculer.

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Les doublets libres prennent plus de place que les liaisons 🖖

La théorie VSEPR explique les formes moléculaires en supposant que les paires d'électrons de la couche de valence d'un atome central se repoussent. Pour minimiser cette répulsion, ces paires s'organisent dans l'espace pour maximiser leur séparation (linéaire, tétraédrique, octaédrique). Les doublets non liants occupent plus d'espace que les doublets liants car ils sont maintenus près d'un seul noyau. Cela pousse les liaisons adjacentes et déforme les angles idéaux. Par exemple, l'eau a une géométrie électronique tétraédrique, mais la répulsion de ses deux doublets non liants réduit l'angle de liaison H-O-H de l'idéal 109,5° à 104,5°.

Des points plats à la vraie forme 🖖

Ce laboratoire transforme un diagramme de Lewis plat en la forme 3D qu'adopte réellement une molécule. La recette n'est que du comptage : ajoute les atomes liés à l'atome central à ses doublets non liants pour obtenir le nombre stérique, et ce seul nombre prédit la géométrie. Les doublets non liants invisibles comptent autant que les atomes visibles — le méthane (CH₄) et l'ammoniac (NH₃) ont tous deux un nombre stérique de 4, mais l'ammoniac échange une liaison contre un doublet, faisant basculer le tétraèdre d'apparence plate en pyramide.

Le mythe de l'orbitale d de l'hypervalence 🖖

Construis SF₄ ou XeF₄ et le laboratoire indique une hybridation sp³d ou sp³d² — le récit des manuels pour un atome central portant plus de huit électrons. Pourtant la chimie computationnelle l'a largement démentie : les orbitales d du soufre et du xénon sont bien trop hautes en énergie pour contribuer de façon notable. Ces molécules hypervalentes se décrivent mieux par des liaisons à trois centres et quatre électrons réparties sur les ligands ; l'étiquette bien nette sp³d est donc plus une fiction pédagogique utile qu'une réalité physique.

VSEPR — COMPTEZ LES DOMAINES ÉLECTRONIQUES, PUIS NOMMEZ CE QUE FONT LES ATOMES

Quelle forme moléculaire prend votre molécule ?

La VSEPR demande deux comptages. D'abord les domaines électroniques autour de l'atome central — chaque liaison compte pour un, quel que soit le nombre de doublets qu'elle contient, et chaque doublet libre compte aussi pour un —, ce qui fixe la géométrie électronique. Ensuite ne regardez que les atomes : les doublets libres sont toujours là et poussent toujours, mais ils sont invisibles au moment de nommer la forme. Six cas couvrent presque tout ce qu'on vous demandera de prévoir.

Deux domaines — linéaire, 180° AX₂ → 180°

Trois domaines, aucun doublet libre — trigonale plane, 120° AX₃ → 120°

Quatre domaines, un doublet libre — pyramidale trigonale AX₃E → 107.8°

Quatre domaines, deux doublets libres — coudée AX₂E₂ → 104.5°

Cinq domaines, un doublet libre — bascule AX₄E → 173° / 102°

Six domaines, deux doublets libres — plan carré, 90° AX₄E₂ → 90°

Deux domaines — linéaire, 180°

Ce que vous savez: Deux domaines électroniques sur l'atome central et aucun doublet libre. Une double ou triple liaison compte quand même pour un seul domaine.

Domaines: AX₂ → 180°

Exemple résolu: CO₂ : le carbone porte deux doubles liaisons et aucun doublet libre → 2 domaines → linéaire, O=C=O à exactement 180°

Ouvrir ce cas: Dioxyde de carbone (CO₂)

Deux domaines — linéaire, 180°. Deux domaines et aucun doublet libre : les atomes sont alignés sur une droite passant par le centre. Deux domaines électroniques sur l'atome central et aucun doublet libre. Une double ou triple liaison compte quand même pour un seul domaine. — Deux domaines et aucun doublet libre : les atomes sont alignés sur une droite passant par le centre.

Trois domaines, aucun doublet libre — trigonale plane, 120°

Ce que vous savez: Trois domaines électroniques et aucun doublet libre. Tout est à plat dans un même plan.

Domaines: AX₃ → 120°

Exemple résolu: BF₃ : le bore a trois liaisons simples et aucun doublet libre → 3 domaines → trigonale plane, F–B–F = 120°

Ouvrir ce cas: Trifluorure de bore (BF₃)

Trois domaines, aucun doublet libre — trigonale plane, 120°. Trois domaines liants dans un plan : à 120°, sans rien pour les déformer. Trois domaines électroniques et aucun doublet libre. Tout est à plat dans un même plan. — Trois domaines liants dans un plan : à 120°, sans rien pour les déformer.

Quatre domaines, un doublet libre — pyramidale trigonale

Ce que vous savez: Quatre domaines électroniques, dont un doublet libre. La géométrie électronique est tétraédrique ; la forme que l'on nomme ne compte que les trois atomes.

Domaines: AX₃E → 107.8°

Exemple résolu: NH₃ : l'azote a trois liaisons plus un doublet libre → 4 domaines → pyramidale trigonale, H–N–H = 107,8° au lieu de 109,5°

Ouvrir ce cas: Ammoniac (NH₃)

Quatre domaines, un doublet libre — pyramidale trigonale. Géométrie électronique tétraédrique avec un sommet invisible : les atomes forment une pyramide. Quatre domaines électroniques, dont un doublet libre. La géométrie électronique est tétraédrique ; la forme que l'on nomme ne compte que les trois atomes. — Géométrie électronique tétraédrique avec un sommet invisible : les atomes forment une pyramide.

Quatre domaines, deux doublets libres — coudée

Ce que vous savez: Quatre domaines électroniques avec deux doublets libres. La géométrie électronique reste tétraédrique, mais seuls deux atomes sont liés.

Domaines: AX₂E₂ → 104.5°

Exemple résolu: H₂O : l'oxygène a deux liaisons plus deux doublets libres → 4 domaines → coudée, H–O–H = 104,5°

Ouvrir ce cas: Eau (H₂O)

Quatre domaines, deux doublets libres — coudée. Deux liaisons et deux doublets libres : les atomes dessinent un coude, pas une droite. Quatre domaines électroniques avec deux doublets libres. La géométrie électronique reste tétraédrique, mais seuls deux atomes sont liés. — Deux liaisons et deux doublets libres : les atomes dessinent un coude, pas une droite.

Cinq domaines, un doublet libre — bascule

Ce que vous savez: Cinq domaines électroniques, dont un doublet libre. La géométrie électronique est bipyramidale trigonale, la première à comporter deux sortes de sites.

Domaines: AX₄E → 173° / 102°

Exemple résolu: SF₄ : le soufre a quatre liaisons plus un doublet libre → 5 domaines → bascule, le F–S–F axial comprimé à 173° et la paire équatoriale à 102°

Ouvrir ce cas: Tétrafluorure de soufre (SF₄)

Cinq domaines, un doublet libre — bascule. Bipyramide trigonale avec le doublet libre en équatorial : les atomes forment une bascule. Cinq domaines électroniques, dont un doublet libre. La géométrie électronique est bipyramidale trigonale, la première à comporter deux sortes de sites. — Bipyramide trigonale avec le doublet libre en équatorial : les atomes forment une bascule.

Six domaines, deux doublets libres — plan carré, 90°

Ce que vous savez: Six domaines électroniques avec deux doublets libres. La géométrie électronique est octaédrique et les six sites sont équivalents.

Domaines: AX₄E₂ → 90°

Exemple résolu: XeF₄ : le xénon a quatre liaisons plus deux doublets libres → 6 domaines → plan carré, F–Xe–F = 90°

Ouvrir ce cas: Tétrafluorure de xénon (XeF₄)

Six domaines, deux doublets libres — plan carré, 90°. Géométrie électronique octaédrique avec les doublets libres opposés : les atomes forment un carré plan. Six domaines électroniques avec deux doublets libres. La géométrie électronique est octaédrique et les six sites sont équivalents. — Géométrie électronique octaédrique avec les doublets libres opposés : les atomes forment un carré plan.

Références (2)

Insight block 3 — the calculation that took the d orbitals away: E. Magnusson, "Hypercoordinate molecules of second-row elements: d functions or d orbitals?" Journal of the American Chemical Society 112(22), 7940–7951, 1990.
And the model the tool actually applies: R. J. Gillespie and R. S. Nyholm, "Inorganic stereochemistry." Quarterly Reviews, Chemical Society 11(4), 339–380, 1957 — where VSEPR was set out, including lone pairs occupying more space than bonding pairs.

Problème entièrement résolu

L'eau construite à partir de son nombre d'électrons et de l'angle de liaison de 104,5° 5 étapes
Construisez la molécule d'eau à partir du seul décompte de ses électrons : nombre stérique, charge formelle, géométrie et angle de liaison. Expliquez ensuite pourquoi l'angle est de 104,5° et non de 109,5° comme le prédit la géométrie.
1. Comptez les électrons de valence et associez-les par paires. L'oxygène en apporte six, chaque hydrogène un, et huit électrons forment quatre doublets.
  
  $valence = 6 (O) + 2 \times 1 (H) = 8 e^{-} = 4 pairs$
2. Deux doublets assurent la liaison, le reste constitue donc des doublets non liants. Le nombre stérique compte les deux types, car tous deux occupent de l'espace — c'est la seule idée que contient la théorie VSEPR.
  
  $bonding pairs = 2 \Rightarrow lone pairs = 4 - 2 = 2 \Rightarrow SN = 2 + 2 = 4 (A X_{2} E_{2})$
3. La charge formelle permet de vérifier si la structure est la plus sensée : électrons de valence, moins les électrons des doublets non liants, moins la moitié des électrons liants. Un zéro signifie qu'aucun meilleur agencement n'attend.
  
  $FC = V - N - \frac{1}{2} B = 6 - 4 - \frac{1}{2} (4) = 0$
4. Un nombre stérique de 4 signifie que les quatre doublets s'organisent selon une géométrie tétraédrique, ce qui donnerait 109,5° si tous les quatre étaient identiques. Ils ne le sont pas, et la compression varie avec le nombre de doublets non liants.
  
  $SN = 4 \Rightarrow tetrahedral 109. 5^{\circ}; C H_{4} 109. 5^{\circ} \to N H_{3} 10 7^{\circ} \to H_{2} O 104. 5^{\circ}$
5. La conséquence en est un dipôle. Deux moments de liaison O–H à 104,5° s'additionnent vectoriellement pour donner 1,85 D ; redressez la molécule à 180° et ils s'annulent exactement.
  
  $μ = 2 μ_{OH} cos \frac{104. 5 ^{\circ}}{2} = 2 (1.51) (0.611) = 1.85 D; 18 0^{\circ} \Rightarrow μ = 0$
Réponse

AX₂E₂, nombre stérique 4, charge formelle 0, coudée à 104,5°. Le déficit de 5° s'explique par les doublets non liants : ils n'appartiennent qu'à un seul noyau au lieu d'être partagés entre deux, ils s'étalent donc davantage et resserrent les doublets liants — d'environ 2,5° par doublet non liant, ce qui explique pourquoi la série s'établit à 109,5° pour le méthane, 107° pour l'ammoniac et 104,5° pour l'eau. Ce coudage résiduel n'est pas un détail. Une molécule linéaire possédant deux liaisons identiques ne présente aucun dipôle net ; l'angle de 104,5° de l'eau lui laisse 1,85 D, et l'essentiel de ce que fait l'eau en tant que solvant — dissoudre les sels, former des liaisons hydrogène, bouillir 160 K au-dessus du H₂S plus lourd alors que la tendance du groupe indique qu'elle devrait bouillir plus bas — découle directement de ces cinq degrés.

$A X_{2} E_{2}, SN = 4, FC = 0, bent at 104. 5^{\circ}$

Par l’équipe 42Math · Mis à jour 2026-07-27

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