Différence entre la théorie de VSEPR et celle de Valence Bond
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Différence principale - VSEPR vs Valence Bond Theory
VSEPR et la théorie de la liaison de valence sont deux théories chimiques utilisées pour expliquer les propriétés des composés covalents. La théorie VSEPR explique l'arrangement spatial des atomes dans une molécule. Cette théorie utilise les répulsions entre des paires d'électrons solitaires et des paires d'électrons de liaison afin de prédire la forme d'une molécule donnée. La théorie des liaisons de valence explique la liaison chimique entre les atomes. Cette théorie explique le chevauchement des orbitales afin de former une liaison sigma ou une liaison pi. La principale différence entre VSEPR et la théorie de l’obligation de valence est que VSEPR décrit la géométrie d'une molécule alors que la théorie de la courbure de valence décrit la liaison chimique dans les molécules.
Zones clés couvertes
1. Quelle est la théorie de VSEPR
- Définition, explication, application avec exemples
2. Quelle est la théorie de Valence Bond
- Définition, explication, application avec exemples
3. Quelle est la différence entre la théorie de VSEPR et celle de Valence Bond
- Comparaison des différences clés
Termes clés: liaison covalente, géométrie, hybridation, liaison Pi, liaison Sigma, théorie de la liaison de Valence, théorie VSEPR
Quelle est la théorie de VSEPR
VSEPR ou Coque de valence paire d'électrons Théorie répulsion est la théorie qui prédit la géométrie d'une molécule. En utilisant la théorie VSEPR, nous pouvons proposer des arrangements spatiaux pour des molécules ayant des liaisons covalentes ou des liaisons de coordination. Cette théorie est basée sur les répulsions entre les paires d'électrons dans la couche de valence des atomes. Les paires d'électrons se trouvent sous deux types: paires de liaisons et paires isolées. Trois types de répulsion sont présents entre ces paires d'électrons..
- Bond Pair - répulsion de paire
- Bond Pair - répulsion d'une paire isolée
- Lone Pair - répulsion de paire isolée
Ces répulsions se produisent parce que toutes ces paires sont des paires d'électrons; comme ils sont tous chargés négativement, ils se repoussent. Il est important de noter que ces répulsions ne sont pas égales. La répulsion créée par une paire isolée est supérieure à celle d'une paire d'obligations. En d'autres termes, les paires isolées ont besoin de plus d'espace que les paires de liaison.
- Répulsion par paire seule> Répulsion par paire
La théorie VSEPR peut être utilisée pour prédire à la fois la géométrie électronique et la géométrie moléculaire. La géométrie des électrons est la forme de la molécule incluant les paires isolées présentes. La géométrie moléculaire est la forme de la molécule en considérant uniquement les paires d’électrons de liaison..
Les formes suivantes sont les formes de base des molécules qui peuvent être obtenues en utilisant la théorie VSEPR.
Figure 1: Table de géométrie moléculaire
La géométrie d'une molécule est déterminée par le nombre de paires de liaisons et de paires isolées autour d'un atome central. L'atome central est souvent l'atome le moins électronégatif parmi les autres atomes présents dans la molécule. Cependant, la méthode la plus précise pour déterminer l'atome central consiste à calculer l'électronégativité relative de chaque atome. Considérons deux exemples.
- BeCl2 (Chlorure de béryllium)
L'atome central est Be.
Il a 2 électrons de valence.
Un atome de Cl peut partager un électron par atome.
Par conséquent, le nombre total d'électrons autour de l'atome central = 2 (de Be) + 1 × 2 (de cl atomes) = 4
Par conséquent, le nombre de paires d’électrons autour de l’atome de Be = 4/2 = 2
Nombre de liaisons simples présentes = 2
Nombre de paires isolées présentes = 2 - 2 = 0
Par conséquent, la géométrie de la molécule BeCl2 est linéaire.
Figure 2: Structure linéaire du BeCl2 Molécule
- H2O Molécule
L'atome central est O.
Le nombre d'électrons de valence autour de O est égal à 6.
Le nombre d'électrons partagés par H par un atome est égal à 1.
Par conséquent, le nombre total d’électrons autour de O = 6 (O) + 1 x 2 (H) = 8
Nombre de paires d'électrons autour de O = 8/2 = 4
Nombre de paires isolées présentes autour de O = 2
Nombre de liaisons simples présentes autour de O = 2
Par conséquent, la géométrie de H2O est angulaire.
Figure 3: Géométrie de H2O Molécule
En regardant les deux exemples ci-dessus, les deux molécules sont composées de 3 atomes. Les deux molécules ont 2 liaisons simples covalentes. Mais les géométries sont différentes les unes des autres. La raison est que H2O a 2 paires isolées mais BeCl2 n'a pas de paires solitaires. Les paires isolées sur l'atome O repoussent les paires d'électrons de liaison. Cette répulsion amène les deux liens à se rapprocher. Mais en raison de la répulsion entre deux paires d’obligations, elles ne peuvent pas être très proches. Cela signifie qu'il y a une répulsion nette entre les paires d'électrons autour de l'atome de 0. Il en résulte une molécule de forme angulaire plutôt que linéaire. En BeCl2 molécule, aucune répulsion n’est due aux paires isolées car il n’ya pas de paires isolées. Par conséquent, seules les répulsions des paires de liaisons se produisent et les liaisons sont dans les positions les plus éloignées où une répulsion minimale se produit..
Quelle est la théorie de Valence Bond
La théorie de la liaison de valence est une théorie qui explique la liaison chimique dans un composé covalent. Les composés covalents sont composés d'atomes liés entre eux par des liaisons covalentes. Une liaison covalente est un type de liaison chimique formé en raison du partage des électrons entre deux atomes. Ces atomes partagent des électrons pour remplir leurs orbitales et devenir stables. S'il y a des électrons non appariés dans un atome, il est moins stable qu'un atome ayant une paire d'électrons. Par conséquent, les atomes forment des liaisons covalentes afin de coupler tous les électrons.
Les atomes ont des électrons dans leurs coquilles. Ces coquilles sont composées de sous-coquilles telles que s, p, d, etc. À l'exception de la sous-coquille, les autres sous-coquilles sont composées d'orbitales. Le nombre d'orbitales dans chaque sous-shell est indiqué ci-dessous.
| Sous-coquille | Nombre d'orbitales | Noms des orbitales |
| s | 0 | - |
| p | 3 | pX, py, pz |
| ré | 5 | réxz, réxy, réyz, réx2y2, réz2 |
Chaque orbitale peut contenir un maximum de deux électrons ayant des spins opposés. La théorie des liaisons de valence indique que le partage d'électrons se produit par le chevauchement des orbitales. Puisque les électrons sont attirés par le noyau, ils ne peuvent pas quitter complètement l'atome. Par conséquent, ces électrons sont partagés entre les deux atomes.
Il existe deux types de liaisons covalentes appelées liaisons sigma et liaisons pi. Ces liaisons sont formées en raison du chevauchement ou de l'hybridation des orbitales. Après cette hybridation, une nouvelle orbitale est formée entre deux atomes. La nouvelle orbitale est nommée en fonction du type d'hybridation. Une liaison sigma est toujours formée en raison du chevauchement de deux orbitales. Une liaison pi est formée lorsque deux orbitales p se chevauchent.
Mais lorsque l’orbitale chevauche une orbitale p, elle diffère du chevauchement orbital s-s et du chevauchement orbital p-p. Pour expliquer ce type de liaison, le scientifique Linus Pauling a découvert une hybridation des orbitales. L'hybridation provoque la formation d'orbitales hybrides. Il existe trois principaux types d'orbitales hybrides comme suit.
sp3 Orbitales hybrides
Cette orbitale est formée quand une orbitale s et des orbitales 3p sont hybridées. (Les orbitales S ont une forme sphérique et les orbitales p ont la forme d’un haltère.3 orbitale prend une nouvelle forme.) Par conséquent, l'atome a maintenant 4 orbitales hybrides.
sp2 Orbitales hybrides
Cette orbitale est formée quand une orbitale s et 2 orbitales sont hybridées. La forme est différente de celle des orbitales s et p. L'atome a maintenant 3 orbitales hybrides et une orbitale p non hybridée.
sp orbitales hybrides
Cette orbitale est formée quand une orbitale s et une orbitale p sont hybridées. La forme est différente de celle des orbitales s et p. Maintenant, l'atome a 2 orbitales hybrides et 2 orbitales p non hybrides.
Figure 04: Formes des orbitales hybrides
Différence entre la théorie de VSEPR et celle de Valence Bond
Définition
VSEPR: La théorie VSEPR est la théorie qui prédit la géométrie d'une molécule.
Théorie des liens de Valence: La théorie de la liaison de valence est une théorie qui explique la liaison chimique dans un composé covalent.
Base
VSEPR: La théorie VSEPR est basée sur les répulsions entre paires d'électrons solitaires et paires d'électrons de liaison.
Théorie des liens de Valence: La théorie de la liaison de Valence est basée sur le chevauchement des orbitales afin de former une liaison chimique.
Orbitales
VSEPR: La théorie VSEPR ne donne pas de détails sur les orbitales présentes dans les atomes d'une molécule.
Théorie des liens de Valence: La théorie de la liaison de Valence donne des détails sur les orbitales présentes dans les atomes d'une molécule.
Géométrie
VSEPR: La théorie VSEPR donne la géométrie des molécules.
Théorie des liens de Valence: La théorie de la liaison de Valence ne donne pas la géométrie des molécules.
Une liaison chimique
VSEPR: La théorie VSEPR n'indique pas les types de liaisons présentes entre les atomes.
Théorie des liens de Valence: La théorie des liaisons de valence indique les types de liaisons présentes entre les atomes.
Conclusion
La théorie VSEPR et la théorie des liaisons de valence sont des théories de base qui ont été développées afin de comprendre les formes et les liaisons des espèces chimiques. Ces théories sont appliquées aux composés ayant des liaisons covalentes. La différence entre VSEPR et la théorie des liaisons de valence réside dans le fait que la théorie VSEPR explique la forme d'une molécule, tandis que la théorie des liaisons de valence explique la création de liaisons chimiques entre les atomes d'une molécule..
Références:
1. Jessie A. Key et David W. Ball. “Introduction à la chimie - 1re édition canadienne.” Théorie des liaisons de Valence et orbitales hybrides | Introduction à la chimie - 1re édition canadienne. N.p., n.d. Web. Disponible ici. 28 juillet 2017.
2. «Explication de la théorie des liens de Valence - Boundless Open Textbook». Boundless. 19 août 2016. Web. Disponible ici. 28 juillet 2017.
Courtoisie d'image:
1. “Géométries VSEPR” Par Regina Frey, Ph.D., Université de Washington à Saint-Louis - Travail personnel (domaine public) via Commons Wikimedia
2. “H2O Lewis Structure PNG” Par Daviewales - Propre travail (CC BY-SA 4.0) via Commons Wikimedia
3. «Orbitale orbitali ibridi» (Pubblico dominio) via Commons Wikimedia
