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Exercice VSEPR: Geometrie Moleculaire

Prédiction de la Géométrie Moléculaire : Théorie VSEPR

Contexte : La Théorie VSEPR"Valence Shell Electron Pair Repulsion" (Répulsion des Paires d'Électrons de la Couche de Valence). Un modèle utilisé pour prédire la géométrie des molécules..

En chimie organique, la structure tridimensionnelle (3D) d'une molécule est tout aussi importante que sa formule brute. La forme d'une molécule dicte sa réactivité, sa polarité et ses propriétés physiques. La méthode VSEPR est un outil puissant et simple pour prédire cette géométrie en se basant sur un principe fondamental : les paires d'électrons (liantes et non liantes) autour d'un atome central se repoussent et s'arrangent dans l'espace pour minimiser cette répulsion.

Remarque Pédagogique : Cet exercice vous guidera pas à pas pour décomposer une molécule (l'ion carbonate, \(\text{CO}_3^{2-}\)) et déterminer sa structure 3D finale en appliquant méthodiquement les règles VSEPR.

Objectifs Pédagogiques

Dessiner une structure de Lewis correcte pour un ion polyatomique.
Compter les électrons de valence et les domaines électroniques.
Appliquer la théorie VSEPR pour déterminer la géométrie électronique (charpente).
Différencier la géométrie électronique de la géométrie moléculaire (forme).
Prédire les angles de liaison et l'hybridation de l'atome central.

Données de l'étude

Nous allons étudier la géométrie de l'ion carbonate (\(\text{CO}_3^{2-}\)). C'est un ion polyatomique commun trouvé dans de nombreux minéraux et composés biologiques.

Données Atomiques (Tableau Périodique)

Élément	Symbole	Numéro Atomique (Z)	Électrons de Valence
Carbone	C	6	4
Oxygène	O	8	6

Représentation de l'Ion Carbonate

Paramètre	Description ou Formule	Valeur	Unité
Molécule Cible	Ion polyatomique à étudier	\(\text{CO}_3^{2-}\)	N/A
Charge totale	Charge nette de l'ion	-2	(unité de charge)

Questions à traiter

Dessiner la structure de Lewis la plus plausible pour l'ion carbonate (\(\text{CO}_3^{2-}\)).
Déterminer le nombre de domaines électroniques (ou "régions de densité électronique") autour de l'atome central (Carbone).
Identifier la géométrie de type AXE (ex: AX₃, AX₂E₁, ...) pour cet ion.
Quelle est la géométrie électronique (la charpente) de l'ion ?
Quelle est la géométrie moléculaire (la forme réelle) de l'ion ?

Les bases sur la Théorie VSEPR

La théorie VSEPR permet de prédire la forme des molécules en 5 étapes simples :

1. Structure de Lewis
Dessinez la structure de Lewis pour déterminer la connectivité des atomes, les liaisons multiples et les doublets non liants. N'oubliez pas d'ajuster le nombre d'électrons pour les ions (ajouter des \(e^-\) pour les anions, en retirer pour les cations).

2. Domaines Électroniques
Comptez le nombre total de "domaines électroniques" autour de l'atome central. Un domaine est soit un doublet non liant, soit une liaison simple, soit une liaison double, soit une liaison triple. (Une liaison multiple compte pour un seul domaine).

3. Géométrie Électronique (Charpente)
La charpente est la géométrie formée par tous les domaines électroniques. Elle ne dépend que de leur nombre total :

2 domaines = Linéaire (180°)
3 domaines = Trigonale plane (120°)
4 domaines = Tétraédrique (109.5°)

4. Notation AXE
Notez la molécule sous la forme \(\text{AX}_n\text{E}_m\) où :

A = Atome central
X = Atome(s) périphérique(s) (nombre \(n\))
E = Doublet(s) non liant(s) sur A (nombre \(m\))
Total domaines = \(n + m\)

5. Géométrie Moléculaire (Forme)
La forme réelle est la position des atomes (X) uniquement, mais leur position est dictée par la charpente (\(n+m\)). Si des doublets non liants (E) sont présents (\(m > 0\)), la forme moléculaire sera différente de la charpente.

Correction : Prédiction de la Géométrie Moléculaire : Théorie VSEPR

Question 1 : Dessiner la structure de Lewis la plus plausible pour l'ion carbonate (\(\text{CO}_3^{2-}\)).

Principe

La structure de Lewis est la "carte routière" de la molécule. Elle montre quels atomes sont connectés et où se trouvent tous les électrons de valence (en paires liantes ou en doublets non liants). Pour un ion, on doit aussi compter la charge.

Mini-Cours

Pour dessiner une structure de Lewis :

Comptez le nombre total d'électrons de valence (\(e_v\)) de tous les atomes.
Ajoutez ou retirez des électrons selon la charge de l'ion.
Identifiez l'atome central (généralement le moins électronégatif, ici C).
Connectez les atomes avec des liaisons simples.
Complétez l'octet des atomes périphériques (les Oxygènes).
Placez les électrons restants sur l'atome central.
Si l'atome central n'a pas son octet, utilisez des doublets non liants des atomes périphériques pour former des liaisons multiples (doubles ou triples).

Remarque Pédagogique

L'ion carbonate présente un phénomène appelé "résonance". Cela signifie qu'il n'existe pas une seule structure de Lewis correcte, mais plusieurs (3 dans ce cas). La double liaison peut être sur n'importe lequel des trois atomes d'oxygène. Pour la VSEPR, n'importe laquelle de ces formes de résonance est suffisante.

Formule(s)

La principale "formule" est le décompte des électrons de valence totaux (\(e_{\text{total}}\)).

Électrons de Valence Totaux

e_{\text{total}} = (\sum e_v \text{ de chaque atome}) - \text{charge}

Attention : pour un anion (charge négative, ex: -2), on *soustrait un nombre négatif*, ce qui revient à *ajouter* des électrons.

Donnée(s)

Nous utilisons les électrons de valence des atomes et la charge de l'ion.

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
\(e_v\) du Carbone (C)Électrons sur la couche externe de l'atome de Carbone, disponibles pour les liaisons.	\(e_v(\text{C})\)	4	électrons
\(e_v\) de l'Oxygène (O)Électrons sur la couche externe de l'atome d'Oxygène.	\(e_v(\text{O})\)	6	électrons
Nombre d'atomes O	\(N(\text{O})\)	3	atomes
Charge de l'ion	\(q\)	-2	(charge élémentaire)

Astuces

Le Carbone forme très souvent 4 liaisons. L'Oxygène, pour avoir son octet, forme typiquement 2 liaisons ou 1 liaison double, ou 1 liaison simple + une charge négative.

Calcul(s)

Nous allons calculer le nombre total d'électrons à placer dans la structure de Lewis.

Étape 1 : Calcul des électrons de valence totaux

On additionne les électrons de valence de chaque atome et on ajoute 2 électrons pour la charge 2-.

\begin{aligned} e_{\text{total}} &= [e_v(\text{C})] + [3 \times e_v(\text{O})] - (q) \\ &= [4] + [3 \times 6] - (-2) \\ &= 4 + 18 + 2 \\ e_{\text{total}} &= 24 \text{ électrons} \end{aligned}

Étape 2 : Construction de la structure

On place C au centre, lié aux 3 O (3 liaisons simples = \(3 \times 2 = 6 e^-\) utilisés).

Il reste :

\begin{aligned} 24 - 6 = 18 e^- \end{aligned}

On complète l'octet des 3 O (3 atomes \(\times\) 6 \(e^-\) chacun = \(18 e^-\) utilisés).

Il reste :

\begin{aligned} 18 - 18 = 0 e^- \end{aligned}

.

À ce stade, le C n'a que 6 \(e^-\) (3 liaisons). Pour compléter son octet, on "rabat" un doublet non liant d'un des O pour former une double liaison.

Schéma (Après les calculs)

Le résultat est une structure de Lewis (ici, une des 3 formes de résonance). Elle possède 24 électrons au total : 4 paires liantes (1 double + 2 simples = 8 \(e^-\)) et 8 paires non liantes (16 \(e^-\)).

Structure de Lewis de \(\text{CO}_3^{2-}\) (une forme de résonance)

Réflexions

La structure de Lewis montre un atome central (C) lié à trois atomes (O). Le carbone n'a aucun doublet non liant. Les atomes d'oxygène ont des doublets non liants, mais ceux-ci ne comptent pas pour la géométrie VSEPR de l'atome central.

Points de vigilance

L'erreur la plus commune est d'oublier la charge ! Oublier les 2 électrons supplémentaires (charge 2-) mène à un total de 22 \(e^-\), ce qui rend impossible de satisfaire les octets sans créer des structures instables (charges formelles incorrectes).

Points à retenir

Le décompte total des électrons de valence (en incluant la charge) est la première étape cruciale.
L'ion carbonate possède 3 formes de résonance équivalentes.

Résultat Final

La structure de Lewis de l'ion carbonate montre un atome de Carbone central lié à 3 atomes d'Oxygène (une liaison double, deux liaisons simples) et aucun doublet non liant sur le Carbone.

A vous de jouer

Sur la base de cette méthode, combien d'électrons de valence totaux possède l'ion nitrate \(\text{NO}_3^-\) ? (N a 5 \(e_v\), O a 6 \(e_v\), charge de -1).

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 1 :

Concept Clé : Décompte des électrons de valence totaux.
Formule : \(e_{\text{total}} = \sum(e_v) - \text{charge}\).
Résultat pour \(\text{CO}_3^{2-}\) : 24 \(e^-\) totaux.

Question 2 : Déterminer le nombre de domaines électroniques (ou "régions de densité électronique") autour de l'atome central (Carbone).

Principe

Les domaines électroniques sont les "groupes" d'électrons autour de l'atome central qui se repoussent. On ne compte pas les paires, mais les "directions" où se trouvent les électrons. Une liaison multiple (double ou triple) est une seule "direction" et compte donc pour un seul domaine.

Mini-Cours

Pour compter les domaines électroniques sur l'atome central (A) :

Comptez le nombre de doublets non liants (E) sur A.
Comptez le nombre d'atomes (X) directement liés à A.
Le nombre de domaines est la somme des deux : \(n(\text{domaines}) = n(\text{atomes liés}) + n(\text{doublets non liants})\).

Formule(s)

Il s'agit d'un comptage direct à partir de la structure de Lewis.

Nombre de Domaines Électroniques

N_{\text{domaines}} = (\text{Nbre d'atomes X liés à A}) + (\text{Nbre de doublets E sur A})

Donnée(s)

Nous utilisons la structure de Lewis de la Question 1.

Paramètre	Description	Valeur	Unité
Structure de Lewis	Structure de \(\text{CO}_3^{2-}\)	C central, 3 O liés	N/A
Atome central (A)	L'atome au centre	Carbone (C)	N/A

Astuces

Ne vous laissez pas piéger par les liaisons multiples ! Une liaison simple, une liaison double ou une liaison triple comptent chacune comme UN SEUL domaine électronique. Pour \(\text{CO}_3^{2-}\), la liaison C=O compte pour 1 domaine, tout comme chaque liaison C-O.

Schéma (Avant les calculs)

On visualise la structure de Lewis pour compter les "directions" autour du Carbone.

Identification des domaines sur l'atome C

Calcul(s)

On applique la formule en comptant directement sur la structure de Lewis.

Étape 1 : Compter les atomes (X) liés à A (Carbone)

Le Carbone est lié à 3 atomes d'Oxygène.

N(\text{atomes X}) = 3

Étape 2 : Compter les doublets non liants (E) sur A (Carbone)

En regardant la structure de Lewis (Q1), le Carbone n'a aucun doublet non liant (il a 4 liaisons : 1 double + 2 simples).

N(\text{doublets E}) = 0

Étape 3 : Calcul du nombre total de domaines

\begin{aligned} N_{\text{domaines}} &= N(\text{atomes X}) + N(\text{doublets E}) \\ &= 3 + 0 \\ N_{\text{domaines}} &= 3 \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Le calcul confirme l'identification visuelle : il y a 3 régions de densité électronique autour de l'atome central.

Résultat : 3 Domaines Électroniques

Réflexions

Trois domaines électroniques vont chercher à se placer le plus loin possible les uns des autres pour minimiser la répulsion. Cela dictera la forme de la "charpente" électronique (voir Q4).

Points de vigilance

L'erreur classique est de compter les *liaisons* (4 au total : 1 double + 2 simples) au lieu des *domaines* (3 au total : 1 liaison double + 2 liaisons simples). La liaison double est un seul groupe d'électrons liant C et O, elle compte pour 1 domaine.

Points à retenir

Un domaine = une direction de liaison (simple, double ou triple) OU un doublet non liant.

Résultat Final

L'atome de Carbone de l'ion carbonate possède 3 domaines électroniques.

A vous de jouer

Combien de domaines électroniques possède l'atome de Carbone dans le dioxyde de carbone (\(\text{CO}_2\)), dont la structure est O=C=O ?

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 2 :

Concept Clé : Comptage des domaines électroniques.
Formule : \(N_{\text{domaines}} = N(\text{X}) + N(\text{E})\).
Résultat pour \(\text{CO}_3^{2-}\) : 3 (3 atomes X, 0 doublet E) = 3 domaines.

Question 3 : Identifier la géométrie de type AXE (ex: AX₃, AX₂E₁, ...) pour cet ion.

Principe

La notation AXE est un code universel en VSEPR. Elle résume l'information la plus importante de la structure de Lewis : combien d'atomes (X) et combien de doublets non liants (E) sont attachés à l'atome central (A).

Mini-Cours

Le code \(\text{AX}_n\text{E}_m\) se détermine comme suit :

A : Est toujours l'atome central (Carbone ici).
X\(n\) : \(n\) est le nombre d'atomes périphériques directement liés à A.
E\(m\) : \(m\) est le nombre de doublets non liants (paires libres) sur l'atome central A uniquement.

Le nombre total de domaines (de la Q2) est toujours égal à \(n + m\).

Formule(s)

Il s'agit à nouveau d'un comptage direct sur la structure de Lewis.

Détermination de n (indice de X)

n = \text{Nombre d'atomes liés à A}

Détermination de m (indice de E)

m = \text{Nombre de doublets non liants sur A}

Donnée(s)

Nous utilisons les résultats du comptage de la Question 2.

Paramètre	Description	Valeur	Unité
Atome central (A)	Carbone	1	atome
Atomes liés (X)	Oxygènes liés au Carbone	3	atomes
Doublets non liants (E)	Doublets sur le Carbone	0	doublets

Astuces

Ne confondez pas les doublets non liants sur les atomes périphériques (les O) avec ceux sur l'atome central (le C). Seuls ceux sur l'atome central (A) comptent pour la notation E.

Calcul(s)

On assemble la notation \(\text{AX}_n\text{E}_m\) en utilisant les valeurs \(n\) et \(m\) trouvées.

Étape 1 : Trouver n (indice de X)

Nous avons compté 3 atomes (X) liés au Carbone (A).

\[ n = 3 \]

Étape 2 : Trouver m (indice de E)

Nous avons compté 0 doublet non liant (E) sur le Carbone (A).

\[ m = 0 \]

Étape 3 : Assembler la notation

On remplace \(n\) et \(m\) dans \(\text{AX}_n\text{E}_m\). Si \(m=0\), on omet souvent le E.

\text{AX}_3\text{E}_0 \Rightarrow \text{AX}_3

Schéma (Après les calculs)

Le schéma illustre la notation : A (Carbone) est au centre, entouré de 3 X (Oxygènes) et de 0 E (Doublets non liants).

Notation VSEPR : AX₃

Réflexions

La notation AX₃ nous dit que le nombre total de domaines est 3 (\(n+m = 3+0 = 3\)), ce qui confirme le résultat de la Q2. Elle nous indique aussi qu'il n'y a pas de doublets non liants sur l'atome central. C'est une information capitale pour la Q5.

Points de vigilance

Vérifiez toujours que \(n+m\) (de AXE) est égal au nombre total de domaines (de Q2). Si \(3+0 \neq 3\), il y a une erreur de comptage quelque part !

Résultat Final

La notation VSEPR pour l'ion carbonate est AX₃.

A vous de jouer

Quelle est la notation AXE de la molécule d'eau, \(\text{H}_2\text{O}\) ? (O est central, lié à 2 H, et possède 2 doublets non liants).

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 3 :

Concept Clé : Notation VSEPR.
Formule : \(\text{AX}_n\text{E}_m\).
Résultat pour \(\text{CO}_3^{2-}\) : \(n=3\), \(m=0\) \(\Rightarrow\) AX₃.

Question 4 : Quelle est la géométrie électronique (la charpente) de l'ion ?

Principe

La géométrie électronique (ou charpente) décrit l'arrangement dans l'espace de tous les domaines électroniques (atomes X et doublets E). Elle ne dépend que du nombre total de domaines (\(n+m\)).

Mini-Cours

C'est une mémorisation directe basée sur le nombre total de domaines (\(N_{\text{domaines}}\)) :

\(N_{\text{domaines}} = 2 \Rightarrow\) Linéaire (angles de 180°)
\(N_{\text{domaines}} = 3 \Rightarrow\) Trigonale plane (ou Triangulaire plane) (angles de 120°)
\(N_{\text{domaines}} = 4 \Rightarrow\) Tétraédrique (angles de 109.5°)
\(N_{\text{domaines}} = 5 \Rightarrow\) Bipyramidale trigonale (90°, 120°)
\(N_{\text{domaines}} = 6 \Rightarrow\) Octaédrique (90°)

Formule(s)

Il n'y a pas de calcul, c'est une règle de correspondance.

Règle de Géométrie Électronique

N_{\text{domaines}} = 3 \longrightarrow \text{Trigonale Plane}

Donnée(s)

Nous utilisons le résultat de la Question 2.

Paramètre	Description	Valeur	Unité
Nombre de domaines	Calculé en Q2 (ou \(n+m\) de Q3)	3	domaines

Astuces

"Électronique" = "Ensemble". Pensez à la géométrie électronique comme à la structure globale qui contient tout. "Moléculaire" = "Atomes". Pensez à la forme moléculaire comme ce que l'on "voit" (on ne voit que les atomes, pas les doublets non liants).

Calcul(s)

C'est une application directe de la règle du mini-cours.

Étape 1 : Identifier le nombre de domaines

D'après la Q2, nous avons 3 domaines électroniques.

N_{\text{domaines}} = 3

Étape 2 : Appliquer la règle VSEPR

La règle pour 3 domaines est "Trigonale Plane". Cela signifie que les 3 domaines se placent aux sommets d'un triangle équilatéral, dans un même plan, formant des angles de 120°.

3 \text{ domaines} \Rightarrow \text{Géométrie Électronique Trigonale Plane}

Schéma (Après les calculs)

Le schéma montre les 3 domaines (représentés par des lobes) s'arrangeant dans un plan à 120° les uns des autres autour du centre A.

Géométrie Électronique : Trigonale Plane

Réflexions

La charpente est donc plane, avec les trois "emplacements" électroniques pointant vers les coins d'un triangle.

Points de vigilance

Ne pas confondre avec "pyramidale trigonale" ! "Trigonale plane" signifie 3 domaines au total (ex: \(\text{BF}_3\), \(\text{CO}_3^{2-}\)). "Pyramidale trigonale" est la *forme moléculaire* d'une charpente à 4 domaines (tétraédrique) qui a un doublet non liant (AX₃E₁, ex: \(\text{NH}_3\)).

Résultat Final

La géométrie électronique (ou charpente) de l'ion carbonate est Trigonale Plane.

A vous de jouer

Quelle est la géométrie électronique de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)), qui est de type AX₂E₂ ? (Indice : \(n+m = ?\))

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 4 :

Concept Clé : Géométrie Électronique (Charpente).
Règle : Dépend du nombre TOTAL de domaines.
Résultat pour \(\text{CO}_3^{2-}\) : 3 domaines \(\Rightarrow\) Trigonale Plane.

Question 5 : Quelle est la géométrie moléculaire (la forme réelle) de l'ion ?

Principe

La géométrie moléculaire (ou "forme") ne décrit que la position des atomes (X). On part de la charpente électronique (Q4) et on "cache" les doublets non liants (E), s'il y en a. La forme qui reste est la géométrie moléculaire.

Mini-Cours

La forme moléculaire dépend de la notation AXE :

Charpente Trigonale Plane (\(n+m=3\)) :
- Type AX₃ (\(m=0\)) : Aucun doublet à cacher. La forme moléculaire est la charpente. Forme = Trigonale Plane.
- Type AX₂E₁ (\(m=1\)) : On cache 1 doublet. La forme des 3 atomes (A, X, X) est Coudée (ou Angulaire).

Formule(s)

C'est une règle de correspondance basée sur la charpente (Q4) et la notation AXE (Q3).

Règle de Géométrie Moléculaire

(\text{Charpente: Trigonale Plane}) + (\text{Type: AX}_3) \longrightarrow \text{Forme: Trigonale Plane}

Donnée(s)

Nous utilisons les résultats des Questions 3 et 4.

Paramètre	Description	Valeur	Unité
Géométrie Électronique	Charpente (de Q4)	Trigonale Plane	N/A
Notation VSEPR	Type AXE (de Q3)	AX₃	N/A
Doublets non liants (m)	Nombre de 'E' dans AXE	0	doublets

Astuces

La règle d'or : Si il n'y a pas de doublet non liant sur l'atome central (\(m=0\)), la géométrie moléculaire est toujours identique à la géométrie électronique.

Calcul(s)

C'est une application directe de la règle du mini-cours.

Étape 1 : Identifier la charpente et le type AXE

Charpente (Q4) = Trigonale Plane. Type (Q3) = AX₃.

Étape 2 : Vérifier les doublets non liants (E)

Le type AX₃ signifie qu'il y a \(m=0\) doublets non liants sur l'atome central.

\[ m = 0 \]

Étape 3 : Appliquer la règle

Puisqu'il n'y a aucun doublet non liant (\(m=0\)) à "cacher", la position des atomes (la forme moléculaire) est exactement la même que la position de tous les domaines (la charpente électronique).

\text{Forme Moléculaire} = \text{Géométrie Électronique} = \text{Trigonale Plane}

Schéma (Après les calculs)

Le schéma final montre la molécule réelle. Le Carbone est au centre, et les trois Oxygènes sont aux sommets d'un triangle équilatéral, dans le même plan. Les angles de liaison O-C-O sont de 120°.

Géométrie Moléculaire : Trigonale Plane

Réflexions

L'ion carbonate est parfaitement plat (plan). Les 4 atomes (C, O, O, O) sont tous dans le même plan, formant un triangle. En raison de la résonance, les trois liaisons C-O sont en réalité identiques (longueur et force), quelque part entre une simple et une double liaison. La VSEPR prédit correctement cette géométrie plane.

Points de vigilance

Ne dites pas que la géométrie est "Tétraédrique" juste parce qu'il y a 4 atomes ! La géométrie dépend des *domaines* (3), pas du nombre d'atomes (4).

Résultat Final

La géométrie moléculaire (forme) de l'ion carbonate est Trigonale Plane, avec des angles de liaison de 120°.

A vous de jouer

Quelle est la géométrie moléculaire (la forme) de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)), de type AX₂E₂ (charpente tétraédrique) ?

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 5 :

Concept Clé : Géométrie Moléculaire (Forme).
Règle : Dépend de la notation AXE (on cache les E).
Résultat pour \(\text{CO}_3^{2-}\) : Type AX₃ \(\Rightarrow\) Trigonale Plane.

Outil Interactif : Simulateur VSEPR

Explorez comment le nombre d'atomes liés (X) et de doublets non liants (E) change la géométrie. (Basé sur une charpente tétraédrique, 4 domaines max).

Paramètres d'Entrée

Nombre d'atomes liés (X) 4

Nombre de doublets non liants (E) 0

Résultats Clés

Total Domaines (n+m) -

Notation AXE -

Géométrie Électronique -

Géométrie Moléculaire -

Glossaire

Théorie VSEPR: "Valence Shell Electron Pair Repulsion" (Répulsion des Paires d'Électrons de la Couche de Valence). Un modèle utilisé pour prédire la géométrie 3D des molécules.
Domaine Électronique: Une région de densité électronique autour d'un atome central. Peut être un doublet non liant, une liaison simple, double ou triple. (Les liaisons multiples comptent pour 1 domaine).
Géométrie Électronique (Charpente): L'arrangement 3D de tous les domaines électroniques (liaisons ET doublets non liants) autour de l'atome central.
Géométrie Moléculaire (Forme): L'arrangement 3D des atomes uniquement. Si des doublets non liants sont présents sur l'atome central, la forme sera différente de la charpente.
Structure de Lewis: Une représentation 2D d'une molécule qui montre la connectivité des atomes et la position de tous les électrons de valence.
Résonance: Un état où une molécule ne peut pas être décrite par une seule structure de Lewis, mais comme une moyenne de plusieurs structures (formes de résonance). Les liaisons sont "délocalisées".
Notation AXE (\(\text{AX}_n\text{E}_m\)): Un code VSEPR où A=Atome central, X=Atome lié, E=Doublet non liant sur A, n=nombre de X, m=nombre de E.

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