Molcules et liaison chimique

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Molécules et liaison chimique
Molécules et Liaison chimique
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La liaison dans H2
La liaison dans H2
Le point de vue classique lapproche de deux
atomes dhydrogènes
H R H 
2 H
x
3
La liaison dans H2
La liaison dans H2
Le point de vue classique lapproche de deux
atomes dhydrogènes
H R H 
x
4
La liaison dans H2
La liaison dans H2
Le point de vue classique lapproche de deux
atomes dhydrogènes
H R H 
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La liaison dans H2
La liaison dans H2
Le point de vue classique lapproche de deux
atomes dhydrogènes
H R H 
x
H2
H2
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La liaison dans H2
La liaison dans H2
Le point de vue classique lapproche de deux
atomes dhydrogènes
H R H 
x
H2
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Forces d attraction et de répulsion
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Schémas de la liaison H2
La liaison Chimique
Comment caractériser la liaison chimique qui
s'est formée?
A cause du caractère ondulatoire, les électrons
ne peuvent être localisés. La probabilité de
trouver les électrons entre les deux noyaux est
plus grande que la probabilité de trouver les
électrons au-delà des noyaux. La région entre
les noyaux est liante la région au-delà des
noyaux est antiliante.
La liaison chimique est due à une augmentation
de la concentration en électrons entre les
noyaux.
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Formation du lien ionique
La liaison ionique
2 atomes à grande distance Li F

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Formation du lien ionique
La liaison ionique
2 atomes à grande distance Li F

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Formation du lien ionique
La liaison ionique
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Formation du lien ionique
La liaison ionique
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Réorganisation des électrons LiF
La liaison ionique
Réorganisation des électrons dans Li
F -
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L octet de Lewis
Loctet de Lewis
LEWIS observa que
H2O, NH3, CH4, N2, HNO2, HNO3, H2SO4,

• La plupart des molécules stables ont un nombre
  pair d électrons

D où limportance capitale du doublet
électronique de liaison.

• La plupart des molécules stables font apparaître
  un atome de la seconde (troisième) période
  entouré de 4 doublets électroniques

D où limportance capitale de loctet

• Loctet est aussi lié à la structure électronique
  des GAZ RARES, corps très peu réactionnels.

En conséquence, la règle de loctet de Lewis dit
que
Une configuration électronique dont la couche
externe renferme un octet d'électrons est
particulièrement stable.
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Les différentes liaisons chimiques
La liaison chimique
La liaison sétablit entre atomes pour leur
permettre dadopter la configuration électronique
du gaz rare
Et respecter ainsi la règle de l octet.
Les liaisons se classent en différents types

• La liaison covalente

• La liaison ionique.

• La liaison métallique.

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La liaison ionique
La liaison ionique
Na ? Na e- coûtEI
Résultat Ne ()
Cl e- ? Cl- coût Ae
Résultat Ar (-)
Na Cl ? Na Cl- ? NaCl- Bilan?
Ne Ar-
Le Bilan sera favorable à la liaison si EI est
petit et Ae grand.
c.à.d pour des éléments d électronégativité très
différente.
Ces composés sont généralement des solides
ioniques. On y reviendra plus loin.
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La liaison covalente
La liaison covalente
H H ? H2
Le même raisonnement sapplique à Li2
1s1 1s1 ? s2(voir plus loin)
H ?? ?? H ? H ? ? H ? H?H
ou à F2
F 2s2 2p5 F 2s2
2p5
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La structure de Lewis des atomes
La structure de LEWIS des atomes
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La liaison covalente (suite)
La liaison chimique (suite).
H
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Etat de valence et promotion
Etat de Valence et Promotion
Promotion
C ? ns1 np3
Promotion vers un état de valence (excité)
Justifié si le coût énergétique de la promotion
est récupéré par la formation de liaisons
nouvelles.
Autres exemples
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La liaison covalente polarisée
La liaison covalente polarisée
La liaison est covalente pure dans H2, Cl2, F2,
Deux atomes de nature identique partagent
 équitablement  les électrons.
La liaison entre deux atomes de nature différente
est covalente polarisée.
La polarisation provient de la tendance dun des
deux atomes à attirer  préférentiellement  les
électrons.
Lélectronégativité selon Pauling mesure la
tendance qu'a un atome dans une molécule à
attirer vers lui le nuage électronique.
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Nbre d électrons transférés?
La polarité des liaisons
m0?e-?r0 ? covalence
m1?e-?rr ? ionique
Le moment dipolaire peut être mesuré et sexprime
en Debye (D) Il mesure lampleur du transfert
électronique
Si r 10-10m (1Å) et q1?e-?, alors m4,8 D 16
10-30 C.m
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Pourcentage ionique des liaisons
Pourcentage Ionique des liaisons.
Liaison R(Å) m(D) ionique ?X H-F 0,92
1,98 45 1,9 H-Cl 1,28 1,03
17 0,9 H-Br 1,43 0,78 11
0,7 H-I 1,62 0,38 5
0,4 H-O 0,96 1,51 33 1,4 H-S
1,33 0,78 12 0,4 H-N 1,01
1,30 27 0,9
Conclusion La polarisation des liaisons
chimiques est un phénomène continu et graduel. On
passe de la covalente pure (0), par la covalente
polarisée à la liaison ionique (placée
arbitrairement à gt50)
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Les liaisons multiples
Les liaisons multiples
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Les liaisons datives
Les liaisons datives
Lorsquun atome dune molécule ne satisfait pas
loctet, il peut se lier à une autre molécule et
former une nouvelle liaison qui l amènera à
respecter loctet.
Une molécule  donne  une paire électronique.
C est une liaison dative
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Les liaisons datives
Les liaisons datives
Lorsquun atome dune molécule ne satisfait pas
loctet, il peut se lier à une autre molécule et
former une nouvelle liaison qui l amènera à
respecter loctet.

H
Une molécule  donne  une paire électronique.
C est une liaison dative

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Les liaisons datives
Les liaisons datives
Des composés présentent une liaison dative
impliquant un oxygène,
en passant par la formation d'un état de valence
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Les liaisons datives
CO aussi présente une liaison dative ?CO?
la formule normale ne satisfait pas loctet.
Dès lors, on préfèrera ?C?O?
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Les liaisons datives
Les liaisons datives
Les liaisons datives sont aussi appelées
semi-polaires
On peut faire figurer une charge formelle
positive sur le donneur de la paire électronique
et une charge formelle négative sur l'accepteur.
-
-
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Définition du nbre d oxydation
Le nombre doxydation
Le nombre d'oxydation (N.O.) permet "d'attribuer"
aux atomes d'une molécule les électrons de
liaison. Il indique l'importance de la perte ou
du gain d'électrons de l'atome dans la molécule
par rapport à l'atome libre
a) Lorsque la liaison est une liaison covalente
pure, on attribue "totalement" un électron de
liaison à chaque atome. Son nombre d'oxydation
est nul.  Le nombre d'oxydation des éléments est
nul .
b) Lorsque le composé est ionique, le transfert
d'électrons est total. Le nombre d'oxydation
est égal à la charge de l'ion, signe compris.
c) Dans toutes les autres liaisons, la paire
d'électrons est complètement attribuée à l'atome
le plus électronégatif.
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Régles de calcul
Régles de calcul
Le nombre doxydation
Les règles de calcul du nombre d'oxydation (N.O.).
1) Dans une molécule neutre, la somme des nombres
d'oxydation des éléments est nul. Dans les ions,
cette somme est égale à la charge.
2) Le fluor, corps le plus électronégatif, a
toujours un nombre d'oxydation égal à -1 mais 0
dans F2.
3) L'oxygène se trouve en général à l'étage -2
sauf 0 dans O2 -1 dans les peroxydes (R-O-O-R')
et lié au fluor
4) L'hydrogène a en général un N.O. de 1 sauf
dans les hydrures où il vaut -1 et dans la
molécule H2 où il est nul
5) Les nombres d'oxydation des éléments seront
toujours compris entre N et N-8 où N est le
numéro du groupe auquel il appartient.
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Exemple du nombre d oxydation
Le nombre doxydation
Quelques exemples
HCl N.O.(H) 1 N.O.(Cl) -1
H2CO N.O.(H) 1 N.O.(O)-2 N.O.(C)2(1)
(-2) 0 ? 0
H2SO4 N.O.(H) 1 N.O.(O)-2 N.O.(S)2(1)
4(-2) 0 ? 6
ClO4- N.O.(O)-2 N.O.(Cl)4(-2) -1 ? 7
NaNO3 N.O.(Na) 1 N.O.(O)-2 N.O.(N)(1)
3(-2) 0 ? 5
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Les limites du modèle de Lewis
Les limites du modèle de LEWIS
1) Comment expliquer lexistence de PCl5, composé
 hypervalent  au sens de l octet qui ne peut
justifier que lexistence de PCl3
2)Dans certains cas, il ne permet pas de trouver
une formule unique.
3) Le caractère paramagnétique de molécules
telles que O2 ne sexplique pas par le modèle de
Lewis.
Solutions proposées
1) La promotion vers un état de valence du P
(S,)
2) Introduction du concept de résonance
3) Seule une description quantique permet
d'introduire ces particularités.
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Lhypervalence
1) Lhypervalence
Au delà de la 2ème période, la présence de
sous-couches 3d, 4d, permet la promotion
délectrons de valence vers dautres
configurations
En conséquence, elles justifient lexistence des
formules PCl5 SF4 SF6.
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La notion de résonance
2) La notion de résonance
Lorsquune molécule est décrite par plusieurs
formules de Lewis, aucune nest adéquate. La
structure réelle est intermédiaire entre
celles-ci. On dit que ce sont des formules
limites et que la structure réelle est une
superposition pondérée de toutes ces formules,
que la molécule résonne entre toutes ses
structures.
On définit ainsi le concept de résonance.
On relie les structures limites, ou formules de
résonance, par la double flèche ?, indiquant par
là quil faut tenir compte de leur ensemble
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La notion de résonance
2) La notion de résonance
Quelques exemples
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La notion de résonance
2) La notion de résonance
Un autre exemple Le benzène C6H6
On appelle énergie de résonance la différence
entre lénergie mesurée et lénergie estimée à
partir du nombre de liaisons doubles et simples.
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Le modèle ondulatoire de la liaison de H2
La liaison dans H2
Le point de vue ondulatoire (quantique)
Les atomes se combinent
pour former une molécule
Les orbitales atomiques se combinent en
orbitales moléculaires
1s1 (A) et 1s1 (B)
peuvent se combiner de 2 manières
1s(A) 1s(B)
1s(A) - 1s(B)
Antiliant
Liant
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Le modèle ondulatoire de la liaison de H2
La liaison dans H2 (suite)
Le point de vue ondulatoire (quantique)
Les atomes se combinent
pour former une molécule
Les orbitales atomiques se combinent en
orbitales moléculaires
s
s
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Le modèle ondulatoire de la liaison de H2
? Configuration électronique s2
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Le modèles en couches des diatomiques
3) Le modèle en couches des diatomiques
- L'approche par la mécanique ondulatoire
généralise la description de la liaison covalente
de H2 à l'étude de l'ensemble des molécules.
- La distribution électronique d'une molécule est
décrite à partir d'orbitales moléculaires
construites par combinaisons d'orbitales atomiques
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Les orbitales S et P
Les orbitales  s  et  p 
1s
2s
2pz
2px
2py
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Le modèles en couches des diatomiques
3) Le modèle en couches des diatomiques
- L'approche par la mécanique ondulatoire
généralise la description de la liaison covalente
de H2 à l'étude de l'ensemble des molécules.
- La distribution électronique d'une molécule est
décrite à partir d'orbitales moléculaires
construites par combinaisons d'orbitales atomiques
Principe de construction
1) Choisir les orbitales atomiques associées aux
diverses couches. Par exemple 1s, 2s, 2px,
2py, et 2pz.
2) Combiner deux à deux les orbitales atomiques
possédant les mêmes nombres quantiques cA du
premier atome avec cB du second atome, 1s avec
1s, 2s avec 2s, 2px avec 2px, et ainsi de suite.
Il existe deux combinaisons possibles
par addition N cA cB ou par
soustraction N cA - cB
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Le modèles en couches des diatomiques
3) Le modèle en couches des diatomiques
ns(A) ns(B)
s
ns(A) - ns(B)
s
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Le modèles en couches des diatomiques
3) Le modèle en couches des diatomiques
npz(A) npz(B)
s
npz (A) - npz(B)
s
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Le modèles en couches des diatomiques
3) Le modèle en couches des diatomiques
npy(A) npy(B)
p
npy (A) - npy(B)
p
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Le modèles en couches des diatomiques
3) Le modèle en couches des diatomiques
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Le modèles en couches des diatomiques
3) Le modèle en couches des diatomiques
Séquence de l énergie des orbitales
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Le modèles en couches des diatomiques
3) Le modèle en couches des diatomiques
Construction des configurations électroniques
Principe dédification
Nombre de- de liaison
N2 14e- ? ...s2s2 s2s2p2px2 p2py2 s2pz2
6
C2 12e- ? ...s2s2 s2s2p2px2 p2py2
4
B2 10e- ? ...s2s2 s2s2p2px1 p2py1
2
Be2 8e- ? ...s2s2 s2s2
0
2
Li2 6e- ? ...s2s2
0
He2 4e- ? s1s2 s1s2
H2 2e- ? s1s2
2
50
Le modèles en couches des diatomiques
Ne2 20e- ? .s2pz2p2px2 p2py2 p2px2 p2py2s2pz2
0
F2 18e- ? .s2pz2p2px2 p2py2 p2px2 p2py2
2
O2 16e- ? .s2pz2p2px2 p2py2 p2px1 p2py1
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