Transcript FLORISSIMO à Dijon

Cours liaison et Molécule 2014
Prof. R. Welter, Université de Strasbourg
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Les électrons dans la molécule : la
liaison intramoléculaire
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Il est rare de trouver dans la nature des atomes isolés, c’est à dire sans être
liés d’une manière ou d’une autre à un atome de même nature ou un autre
atome.
Les gaz rares présentent cette particularité d’exister à l’état d’atomes
‘isolés’, ou encore l’hydrogène à très haute température.
Ainsi, l’écrasante majorité des substances existent sous forme moléculaire
et/ou sous forme du solide minéral. Un chapitre sera consacré à ce cas
particulier.
Le concept de molécule est ainsi fondamental en chimie. Une molécule est
un groupe d’atomes qui est conservé lors des changements d’état
physique. Par exemple, on retrouve la molécule d’eau H2O aussi bien dans
le cristal de glace, dans l’eau liquide et dans la vapeur d’eau.
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Dans ce chapitre, on se propose d’étudier quelques théories qui décrivent
la formation des liaisons entre les atomes d’une molécule.
On tentera d’examiner ensemble les questions suivantes :
- Pourquoi les atomes s’assemblent-ils ?
- Quelles sont les conditions pour que cela soit possible ?
- De quoi dépend la stoechiométrie des molécules ?
- Toutes les liaisons chimiques sont-elles équivalentes ?
- Comment peut-on rompre une liaison ?
On débutera le cours par une approche classique, le modèle de Lewis.
L’idée principale est le partage de doublets électroniques, doublets tels que
décrit dans le cours Eléments Chimiques. Ce modèle a l’avantage d’être
simple d’utilisation mais souffre de limitations. Pour dépasser ces
limitations, il est nécessaire d’envisager l’approche quantique de la
formation de la liaison. On sera donc amené à construire des diagrammes
d’orbitale moléculaire (des cas simples uniquement).
Nous analyserons ensuite les géométries des édifices moléculaires et en
particulier la notion de chiralité.
Nous étudierons enfin quelques propriétés fondamentales des édifices
moléculaires comme le moment dipolaire ou le magnétisme.
Le chapitre final sera consacré à l’étude de la structure des édifices
cristallins de base : quelques notions sur les empilements compacts.
Ouvrages conseillés : Paul Arnaud, DUNOD ou Chimie I, 1er année PSI, HACHETTE.
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1) Energie de liaison
H2
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Exemple de la molécule diatomique homonucléaire H2.
- Rayon covalent : deq/2
- Analogie avec un ressort.
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Valeurs en kJ.mol-1 de l’énergie de liaison quelques liaisons
courantes. 2) Principe de la notation de Lewis
2 cas : liaison covalente et liaison de coordination
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Quelques exemples simples pour démarrer !
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3) Enoncé des principes de construction :
Principe de Lewis :!
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Le nombre de liaisons covalentes susceptible d’être formées par un atome dépend
donc :!
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1) du nombre d’électrons célibataires!
2) du nombre de doublets propres et orbitales vacantes!
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Règle de l’octet :!
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Mis à part H et He,!
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les atomes d’une molécule partagent autant de doublet d’électrons qu’il leur en est
nécessaire pour la réalisation de leurs octets, c’est à dire une configuration de gaz
rare du type : ns2 np6.!
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Conséquence sur la formation des liaisons covalentes :!
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Règles des 8-Nv : Le nombre x de liaisons covalentes que peut former un atome
dépend directement du nombre Nv de ses électrons de valence :!
x = 8-Nv!
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Exemples et contres-exemples :!
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H : 1 e- --> une liaison!
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C (Nv= 4), N(Nv=3), O(Nv=2), F(Nv=1) obéissent à la règle de l’octet!
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Les hydrures de lithium, de béryllium et de bore sont des contres exemples puisque
ces atomes restent déficients en électrons et les lacunes sont représentés par des
rectangles vides, traduisant l’absence d’autant de paires électroniques dans leur
structure électronique.!
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Règle des dix-huit électrons :!
A partir de la 1er série de transition, la règle de l’octet ne s’applique plus mais il faut
une structure en : (n-1)d10 ns2 np6 et donc Nv = 18 électrons de valence.!
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Ainsi, à partir de la 4ème série du tableau périodique, un éléments tend à constituer
des doublets covalents en nombre tel qu’ils confèrent dix-huit électrons à sa couche
de valence. Par conséquence, le nombre x de liaisons est :!
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x = 18 - Nv!
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Liaisons simples et liaisons multiples!
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1) Ne --> possède son propre octet. Pas de liaison!
2) F --> Une liaison simple!
3) O --> une liaison double!
4) N --> une liaison triple!
5) C --> une liaison quadruple !! non, pas de preuve expérimentale.!
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Limites du modèle de Lewis!
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1) Pas de règle de l’octet pour : BH3, B2!
2) Be2 n’existe pas.!
3) PCl5 : possède 10 électrons autour du noyau.!
4) O2 paramagnétique (attiré par les champs forts)!
5) Réactivité et essor de la chimie des gaz nobles.!
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4) Méthodologie de la représentation de Lewis!
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1) Décompter l’ensemble des électrons de valence : Ne = (∑Nv)-z!
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Le nombre de doublet à répartir dépend de la parité de Ne :!
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Ne/2 si Ne est pair et (Ne-1)/2 si Ne est impair.!
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2) Disposer les symboles chimiques des atomes afin que les atomes terminaux
entourent les atomes centraux!
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3) Utiliser d’abord les doublets pour former des liaisons simples entre atomes
centraux et chacun de leurs voisins!
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4) Compléter l’octet de chaque atome!
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5) Reporter tous les doublets restants (et l’électron célibataire quand Ne est impair)
sur les atomes centraux et examiner si ceux-ci respectent ou non la règle de
l’octet.!
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6) Envisager une ou plusieurs liaisons multiples s’il manque des électrons pour
satisfaire la règle de l’octet aux atomes centraux.!
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7) Attribuer à chaque atome sa charge formelle :!
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Cf = e.(Nv-Na) avec Na le nombre d’électrons apparents.!
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Exemple !
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Cas des espèces à électrons délocalisés!
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Lorsque plusieurs représentations de Lewis sont possibles, on parlera de formes
mésomères ou structures résonnantes.!
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Quelques exemples : NO2, l’acide phosphoreux, CO32- et le benzène.!
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