Par analogie avec ce qui vient d’être vu sur l'hybridation, on peut proposer une géométrie pour les molécules NH₃ et OH₂.
La règle de l’octet permet de proposer les représentations suivantes :

L'atome central est entouré de quatre orbitales (une ou deux étant des doublets libres) qui forment donc des "tétraèdres"
déformés.
Les doublets libres ayant une répulsion plus grande envers les autres doublets, les angles de liaison sont du plus grand au
plus petit : environ 109° pour CH₄, 107° NH₃ et 105° OH₂.

Le modèle de Lewis a ses limites et il ne peut, par exemple, expliquer la molécule de pentachlorure de phosphore, de
formule PCl₅ :
la règle de l'octet n'est pas satisfaite puisque le phosphore est entouré de 10 électrons de valence, on parle
d'hypervalence.

Le phosphore P (Z = 15) a la structure électronique [Ne] 3s²3p³ et le chlore Cl (Z = 17) [Ne] 3s²3p⁵.
Afin d'expliquer la valence 5 du phosphore il faut tenir compte des énergies voisines des différentes sous couches 3s, 3p
et 3d.
Le phosphore présente comme le carbone un état "excité" [Ne] 3s¹3p³3d¹

     1 orbitale 3s + 3 orbitales 3p + 1 orbitale 3d donnent
      5 orbitales atomiques hybrides que l’on nomme sp³d.

      La molécule est en forme de bipyramide à base triangulaire (5 liaisons σ).

      De même l'ion hexachlorophosphore, PCl₆^- s’explique par des orbitales atomiques hybrides sp³d²
      (bipyramide à base carrée ; 6 liaisons σ).

      Dans le bloc d, le nombre de liaisons covalentes possibles pour un atome peut être égal au
      maximum, au nombre d’électrons présents dans sa couche de valence.

Les exercices sont proposés dans la partie suivante "Géométrie des molécules" car certaines notions sont nécessaires pour pouvoir proposer
des géométries de molécules. Il faut donc bien assimiler cette partie du cours qui est riche en savoirs pour l'utiliser par la suite.
 

Atomistique et liaison chimique                 La liaison chimique                   

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Pr Robert Valls                                                                                                                                                         robert.valls@univ-amu.fr