Chapitre 2 - Structure des molécules PDF

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Atomistique...

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Atomistique

CHIMIE Chapitre 2 : Structure des molécules

I.

Le modèle de Lewis de la covalence

Les atomes ont tendance à s’associer entre eux pour former des édifices plus stables que les atomes isolés : les molécules.! A) Notation de Lewis : notation abrégée!

"

Représentation des e- de la couche de valence!

- Électron célibataire (1 seul e-) : ! - Doublet d’électrons :! - Orbitale vacante :! La structure électronique à 4 doublets d’e-, caractéristique des gaz rares, est particulièrement stable = octet.

B) Théorie de Lewis La liaison covalente résulte de la mise en commun de 2e-.! Les atomes ont tendance à s’associer pour atteindre la configuration électronique des gaz rares c’est à dire avoir 4 doublets d’e- sur leur couche valence! = Règle de l’octet

• Schéma de la covalence Chacun des 2 atomes fournit 1e- pour former une liaison! → liaison correspond donc à 1 doublet d’ e- ! → le doublet d’ e- est commun aux 2 atomes! Exemples H "

+

H —> H – H " "

"

"

"

2 e- autour de chaque H,!

"

→ structure du gaz rare He (1s2)!

Formation de Cl2 (17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5)! Formation de NH3 (1H : 1s1 et 7N : 1s2 2s2 2p3) ! Formation de N2 → liaisons multiples

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• Schéma de la coordinance liaison de coordination ou liaison donneur-accepteur ou liaison dative! Les 2 e- de la liaison sont fournis par le même atome :! —> l’atome donneur possède 1 doublet d’e- non-liant! —> l’atome accepteur possède 1 orbitale vide d’énergie voisine! A —> "

B

" —>"

A"

"

B!

Une fois la liaison dative établie, il n’y a pas de différence avec une liaison covalente normale. ● Exceptions à la règle de l’octet ! - molécules ayant un nbre impair d’e (radicaux libres)$ - composés déficients en e (B, Be, Mg, Al)$ - Hypervalence des éléments

de

la 3e période (Si, P, S)

● Limites du modèle de Lewis

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Atomistique II. Théorie des orbitales moléculaires A) Liaisons σ et π

Les recouvrements latéraux sont moins importants que les recouvrements axiaux ! Une liaison étant d’autant plus solide que le recouvrement entre orbitales atomique est important ! —> Une liaison π est moins forte qu’une liaison σ

B) Les liaisons σ et π dans les principales fonctions organiques

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• Principales fonctions organiques à visée biologique

III. Prévision de la géométrie des molécules : VSEPR (= Permet de prédire la géométrie des molécules et des ions). A) Base de la théorie - La géométrie des molécules est l’arrangement spatial des liaisons et doublets non-liants autour de l’atome central.! - L’arrangement le plus probable est celui qui éloigne au maximum les paires d’électrons les unes des autres, en minimisant ainsi la répulsion électronique entre ces doublets (liants ou non liants).!

- Ex: AX2 et AX5 (doc 13)

B) Démarche à suivre 1- Déterminer la structure de Lewis de la molécule 2- Compter autour de l’atome central A:

- doublets d’électrons liants (liaison simple) appelés X - doublets d’électrons non-liants appelés E "

→ molécule du type : AXmEn! Page!4

Atomistique Nb: Les doubles ou les triples liaisons sont comptabilisées comme une liaison simple 3- Appliquer le tableau (doc 13) Ex : CH4 C) Modification des angles de valence Les doublets non-liants occupent davantage d’espace autour de l’atome central que les doublets liants.! (→ Un doublet non-liant occupera une place où il subira le minimum de contraintes dues aux liaisons voisines.)! → Du fait de cet encombrement = modification angles

Quelques exemples :

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