Transcript Liaisons covalentes

LA LIAISON COVALENTE
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-1 Nature de la liaison
Exemple des atomes d’hydrogène. L’expérience montre qu’ils
s’associent 2 par 2 pour donner des entités appelées molécules
de dihydrogène notées H2
Cette association est le résultat de la recherche pour le système
H+H d’un état de plus faible énergie donc plus stable (cf
diagramme suivant).
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-1 Nature de la liaison
En position d’énergie
minimale, les atomes
sont liés
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-1 Nature de la liaison
Lewis interprète la nature de la liaison par la mise en commun
entre les 2 atomes d'hydrogène de leur unique électron pour
former un doublet d’électrons appelé doublet de liaison.
De manière plus générale :
Une liaison covalente entre 2 atomes A et B résulte de la
mise en commun par les 2 atomes d’un doublet d’électrons.
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-1 Nature de la liaison
Le doublet de liaison est symbolisé par un tiret entre les
symboles des 2 atomes. A─B
Il peut provenir
-des deux atomes :
A
+
B
On écrira dans tous les cas :
- d’un seul atome :
A
+B
A─B
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-2 Règle de Lewis dite règle de l’octet
Un édifice où tous les atomes sont liés par des liaisons
covalentes est une molécule
Lors de la formation de liaisons covalentes dans une
molécule, chaque atome tend à acquérir la structure
du gaz noble le plus proche c’est-à-dire à s’entourer
de 4 doublets (octet) exception faite de l’hydrogène
qui ne s’entourera que d’un seul doublet.
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-3 Structure de Lewis d’une molécule : doublet liant,
doublet non-liant, liaison multiple
Donner la structure de LEWIS d’une molécule, c’est indiquer
la répartition des électrons de valence sous forme de
doublets entre les différents atomes de la molécule.
Un doublet peut être
- liant (commun à 2 atomes)
- non-liant (propre à 1 seul atome)
Plusieurs doublets peuvent être communs à 2 atomes :
liaison multiple (double ou triple)
Le nombre de doublets liants entre 2 atomes liés est
appelé ordre de liaison.
Méthode pour trouver
la structure de LEWIS
d’une molécule
Application à NF3
Exemple NF3
ETAPES
EXEMPLES
Exemple NF3
ETAPES
EXEMPLES
Dénombrer les électrons de valence - pour l’atome d’azote N : Nv = 5
de chaque atome : Nv
- pour l’atome de fluor F : Nv = 7
Exemple NF3
ETAPES
EXEMPLES
Dénombrer les électrons de valence - pour l’atome d’azote N : Nv = 5
de chaque atome : Nv
- pour l’atome de fluor F : Nv = 7
Compter le nombre total
d’électrons de valence : SN
SNv = 5 + 3 x 7 = 26
Exemple NF3
ETAPES
EXEMPLES
Dénombrer les électrons de valence - pour l’atome d’azote N : Nv = 5
de chaque atome : Nv
- pour l’atome de fluor F : Nv = 7
Compter le nombre total
d’électrons de valence : SN
SNv = 5 + 3 x 7 = 26
En déduire le nombre de doublets
ND
ND = 26/2 = 13
Exemple NF3
ETAPES
EXEMPLES
Dénombrer les électrons de valence - pour l’atome d’azote N : Nv = 5
de chaque atome : Nv
- pour l’atome de fluor F : Nv = 7
Compter le nombre total
d’électrons de valence : SN
SNv = 5 + 3 x 7 = 26
En déduire le nombre de doublets
ND
ND = 26/2 = 13
Positionner les atomes le plus
symétriquement possible
F
F
N
F
Exemple NF3
ETAPES
EXEMPLES
Dénombrer les électrons de valence - pour l’atome d’azote N : Nv = 5
de chaque atome : Nv
- pour l’atome de fluor F : Nv = 7
Compter le nombre total
d’électrons de valence : SN
SNv = 5 + 3 x 7 = 26
En déduire le nombre de doublets
ND
ND = 26/2 = 13
Positionner les atomes le plus
symétriquement possible
F
F
Répartir les doublets de valence
- En respectant la règle de Lewis
pour chaque atome
- En attribuant dans la mesure du
possible à chaque atome son
propre nombre d’électrons de
valence
N
F
Doublets liants
F
F
N
F
Doublets non-liants
Exemple NF3
ETAPES
EXEMPLES
Dénombrer les électrons de valence - pour l’atome d’azote N : Nv = 5
de chaque atome : Nv
- pour l’atome de fluor F : Nv = 7
Compter le nombre total
d’électrons de valence : SN
SNv = 5 + 3 x 7 = 26
En déduire le nombre de doublets
ND
ND = 26/2 = 13
Positionner les atomes le plus
symétriquement possible
F
F
Chaque atome respecte la règle de
l’octet
N est entouré de 4 doublets : 3
liants et 1 non liant
F est entouré de 4 doublets : 1 liant
et 3 non-liants
N
F
Doublets liants
F
F
N
F
Doublets non-liants
Exemple NF3
ETAPES
EXEMPLES
Dénombrer les électrons de valence - pour l’atome d’azote N : Nv = 5
de chaque atome : Nv
- pour l’atome de fluor F : Nv = 7
Compter le nombre total
d’électrons de valence : SN
SNv = 5 + 3 x 7 = 26
En déduire le nombre de doublets
ND
ND = 26/2 = 13
Positionner les atomes le plus
symétriquement possible
F
F
Le nombre d’électrons attribués à
chaque atome correspond à son
propre nombre d’électrons de
valence
N:2+3x1=5
F:3x2+1=7
N
F
Doublets liants
F
F
N
F
Doublets non-liants
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-3 Structure de Lewis d’une molécule : doublet liant,
doublet non-liant, liaison multiple
Autres exemples :
CH3CN Nv : C : 4 ; H : 1 ; N : 5
SNv = 24 + 31 + 5 = 16
soit 8 doublets
Dans cet exemple, C et N mettent en commun 3 doublets
d’électrons.
L’ordre de la liaison CN est 3
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-3 Structure de Lewis d’une molécule : doublet liant,
doublet non-liant, liaison multiple
Remarque : si on avait donné la formule brute : C2H3N sans
préciser la disposition des atomes et l'existence d'un groupe
C=N, on aurait pu écrire :
H
C
C
N
H
H
Formule qui satisfait aussi la règle de Lewis mais qui ne
correspond pas à la formule du corps envisagé.
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-3 Structure de Lewis d’une molécule : doublet liant,
doublet non-liant, liaison multiple
Autre exemple :
H3O+ Nv : H : 1 ; O : 6 ; q = +1
H
O
H
SNv = 31 + 6 - 1 = 8
soit 4 doublets
H
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-4 Les charges formelles
Dans la formule précédente, le nombre d’électrons attribués à
l’atome d’oxygène est inférieur à son nombre d’électrons de
valence (5 au lieu de 6).
On dit qu’il porte une charge formelle notée qF(O)
Dans une structure de Lewis, la charge formelle d’un atome
(qF) correspond à la différence entre le nombre d’électrons
de valence de l’atome (Nv) et le nombre d’électrons attribués
à l’atome (Nattr) dans la structure.
qF = Nv – Nattr
Nattr : - doublet non liant : 2 électrons attribués à l’atome
porteur du Dnl
- doublet liant équitablement réparti : 1 électron attribué
à chaque atome.
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-4 Les charges formelles
Dans la formule précédente, le nombre d’électrons attribués à
l’atome d’oxygène est inférieur à son nombre d’électrons de
valence (5 au lieu de 6).
On dit qu’il porte une charge formelle notée qF(O)
Dans une structure de Lewis, la charge formelle d’un atome
(qF) correspond à la différence entre le nombre d’électrons
de valence de l’atome (Nv) et le nombre d’électrons attribués
à l’atome (Nattr) dans la structure.
mais qF(O) = 6 – 5 = + 1
Dans H3O+, qF(H) = 1 - 1 = 0
H
O
H
H
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-4 Les charges formelles
La formule de Lewis d’un ion fait toujours apparaître au moins
une charge formelle.
Pour certaines molécules neutres, on est obligé, afin de
respecter la règle de Lewis d’envisager une structure faisant
apparaître des charges formelles. Dans tous les cas la somme
des charges formelles est égale à la charge de l’édifice.
Ex ; O3
Nv :
O:6
SNv = 36 = 18 soit 9 doublets
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-4 Les charges formelles
Une telle écriture, laisse envisager qu’il y a dans cette molécule,
1 double liaison O=O et 1 simple liaison O-O ce qui
correspondrait à deux liaisons de longueurs différentes. Or
l’étude de cette molécule montre que les deux liaisons sont
rigoureusement identiques donc cette écriture ne représente pas
la molécule O3
Ex ; O3
Nv :
O:6
SNv = 36 = 18 soit 9 doublets
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-5 Les formules limites
Pour la molécule O3, sans changer la place de chaque atome, on
aurait pu aussi répartir les 9 doublets autrement et écrire
En fait la molécule O3 réelle n’est représentée par aucune des
2 formules, mais par une formule intermédiaire entre ces deux
formules appelées formules limites.
On écrira :
Structures de Lewis de O3 =
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-6 Les infractions à la règle de Lewis
Dans certaines molécules il peut y avoir un atome qui ne
respecte pas la règle de l’octet.
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-6 Les infractions à la règle de Lewis
Dans certaines molécules il peut y avoir un atome qui ne
respecte pas la règle de l’octet.
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-6 Les infractions à la règle de Lewis
Dans certaines molécules il peut y avoir un atome qui ne
respecte pas la règle de l’octet.
I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-6 Les infractions à la règle de Lewis
Dans certaines molécules il peut y avoir un atome qui ne
respecte pas la règle de l’octet.
II – Caractéristiques de la Liaison Covalente
II – Caractéristiques de la Liaison Covalente
II-1 – Longueur de liaison : d(A-B)
II-2 – Energie de liaison
II-3 – Ordre de liaison : influence sur longueur et énergie de liaison
II-3 – Ordre de liaison : influence sur longueur et énergie de liaison
II-4 – Moment dipolaire
II-5 – Conclusion sur la théorie de Lewis
III – La Liaison Covalente en Théorie des Orbitales
Moléculaires
III-1 – L’ion moléculaire à 1 électron : H2+
III-1-1 – Obtention des OM de H2+ : combinaison linéaire des OA
et
III-1-2 – Orbitales moléculaire liante, orbitale moléculaire anti-liante
III-1-3 – Diagramme énergétique des OM
H2+ : 1 électron
III-2 – Les molécules apparentées à H2+ : H2, He2+, He2
III-2-a – Configuration électronique
III-2-b – Indice, longueur et énergie de liaison
III-2-b – Indice, longueur et énergie de liaison
III-2-b – Indice, longueur et énergie de liaison
III-3 – Les molécules diatomiques homonucléaires A2
(A appartient à la 2ème période)
III-3-a – Principe de construction des OM
III-3-b – Constitution des OM : OM s et OM p
III-3-b – Constitution des OM : OM s et OM p
III-3-b – Constitution des OM : OM s et OM p
III-3-b – Constitution des OM : OM s et OM p
III-3-c – Diagramme énergétique des OM de O2 F2 B2 C2 N2
III-3-c – Diagramme énergétique des OM de O2 F2 B2 C2 N2
III-3-c – Diagramme énergétique des OM de O2 F2 B2 C2 N2
III-3-c – Diagramme énergétique des OM de O2 F2 B2 C2 N2
*
*
III-4 – Les molécules diatomiques hétéronucléaires
III-4-a – Diagramme énergétique des O.M. de LiH
DE*>DEl
III-4-a – Diagramme énergétique des O.M. de CO
III-4-a – Diagramme énergétique des O.M. de CO
Les 3 O.M. liantes (l’OM 3s et les deux OM 1p)
sont plus proches en énergies des OA de
l’atome d’O que de l’atome C.
Or, la contribution d’une OA dans une OM
augmente d’autant plus qu’elles sont proches
en énergie.
Les 3 OM liantes sont donc plus développées
sur O et les doublets liants sont donc plus
proches de O que de C.