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Cours: ATOMISTIQUE Chimie/Biochimie PREMIERE ANNEE MEDECINE ANNEE UNIVERSITAIRE 2022-2023 PROFESSEUR NAIMA.FDIL Objectifs Connaître les propriétés de l’atome Comprendre la relation entre propriétés des atomes et leur constitution électronique Assimiler les règles de la classification périodique. Connaître la façon dont s’établissent les structures et liaisons chimiques Dessiner et déterminer la géométrie de molécules simples 2 Plan I. Atomistique et atome  Histoire  Définitions  Structure  Les nombres quantiques  Configuration électronique II. Classification périodique III. Liaison chimique et ses modèles  La liaison covalente  Modèle de Lewis 3 Atomistique? 4 5 Atomistique? Leucippus est le premier fondateur de l’atomistique (400 ans AJC) mais moins connu que son élève Democretus qui a élargi l’hypothèse atomistique 6 Atomistique? L’ idée est que toutes les choses sont constituées de plus petites choses qui ne peuvent plus subir des changements ou des divisions Ces petites choses sont les atomes 7 Atomistique? se réfère à la philosophie qui stipule que: Toute la matière a été produite à partir des atomes Une substance peut être changée en une autre substance 8 de l’Atomistique à la Chimie clinique 9 de l’Atomistique à la Chimie clinique L’Idée de changement des substances a initié l’Alchimie L’Alchimie a initié la Chimie La chimie englobe, la Biochimie, la Chimie clinique, la médecine moléculaire…. 10 Atomistique: Définitions Elément: une entité immatérielle caractérisée par un symbole (exemple : H pour hydrogène ou C pour carbone) et par un numéro atomique Z. Atome: d’un élément: une entité matérielle, constitué d’un noyau et d’un cortège électronique. 11 Structure de l’atome L’atome est constitué :  Noyau : porteur d’une certaine charge électrique positive, et dans lequel est concentrée la presque totalité de la masse de l’atome  Cortège d’électrons : porteur d’une charge négative et se déplace rapidement autour du noyau 12 Structure du noyau le noyau d’un atome X : constitué de deux sortes de particules élémentaires stables : les protons et les neutrons le proton : de charge électrique positive e= 1,602.10-19 C et de masse mp = 1,6726.10-27kg le neutron de charge neutre et de masse mn = 1,6749.10-27kg l’ensemble des protons et neutrons : nucléons Un noyau atomique contient un certain nombre de Z protons et N neutrons 13 Cortège d’électrons Le cortège électronique d’un atome X : Z électrons. Masse d’un électron me = 9,1094.10-31 kg (mp = 1,6726.10-27kg) et sa charge électrique e=- 1,602.10-19 La masse d’un atome est pratiquement égale à la masse du noyau du fait que: mp = mn =2000me 14 Symbole Chaque élément chimique est décrit par un symbole. (exemple: H pour hydrogène ou C pour carbone) A : le nombre de nucléons présents dans le noyau , A appelé aussi « nombre de masse » car l’essentiel de Z X la masse d’un atome est en effet contenue dans les nucléons (protons + neutrons) Z : numéro atomique ou nombre de charge, il désigne le nombre de protons ( c'est aussi le nombre d'électrons pour un atome neutre). Donc le nombre N de neutrons sera déduit par N= A-Z 15 L’atome Nucléons 16 Exemples 1 12 14 16 H ; 6C ; 1 7 N; 8 O Nombre Nombre de Nombre de Atome Z A d’électron neutron proton H 1 1 1 0 1 O 8 16 8 8 8 17 La force nucléaire Un des facteurs les plus importants entretenant l'ordre dans les organismes est l'équilibre au sein de l'atome. La "force nucléaire " est responsable de cet équilibre entre les protons et les neutrons du noyau de l'atome.  Le moindre changement dans l'intensité de cette force expulserait les électrons loin du noyau ou provoquerait leur chute sur le noyau.  Les protons du noyau attirent les électrons avec la force exacte nécessaire pour former l'atome. 18 Les isotopes Pour une même valeur de Z, c’est-à-dire pour un nombre Z fixe de proton, il peut exister plusieurs noyaux différents selon le nombre N de neutrons associés à ces Z protons. Il en résulte qu’un même élément peut exister avec des noyaux différents. Les variétés nucléaires d’un même élément sont appelés: isotopes 19 Les isotopes Les isotopes sont les atomes d’un même élément avec différents nombres de neutrons Les isotopes d’un élément vont avoir: différentes masses (A) le même nombre de protons et des électrons (Z) Différents nombres de neutrons (N) Les isotopes d’un élément réagissent exactement de la même manière puisque les réactions impliquent les électrons, les neutrons n’interviennent pas dans les réactions chimiques. 20 Exemples des isotopes Les isotopes de l’hydrogène: Applications: le deutérium est transparent en RMN 1H (spin 1), ce qui évite d'avoir les pics du solvant qui gène la lecture du spectre du composé à étudier. On peut deutérer des molécules dans des réactions, pour identifier les mécanismes réactionnels, en "suivant" les isotopes pour savoir où ils sont passés. Mais dans ce cas, on utilise aussi des isotopes de l'oxygène, du carbone 21 Exemples des isotopes Les isotopes du carbone: Le carbone possède deux isotopes stables dans la nature, 12C (98,89 %) et 13C (1,11 %). Deux autres isotopes instables 11C et 14C L’isotope 13C est largement utilisé: en RMN ( résonance magnétique nucléaire, caractérisation des molécules en chimie ), IRM (L'imagerie par résonance magnétique en Médecine) Le radio-isotope 14C a une période de 5730 ans et est couramment utilisé pour la datation d'objets archéologiques Le radio-isotope 11C a une période de 20 minutes. Cette courte période en fait un isotope utilisé en médecine nucléaire, 22 Spectre RMN 13C et 1H 23 La Radioactivité D’une façon générale, les éléments sont formés d’un nombre de neutrons égal ou très peu supérieur au nombre des protons Un noyau dans lequel le nombre N de neutrons est très différents du nombres Z de protons serait instable et subirait une désintégration spontanée. Cette désintégration s’accompagne d’une émission de rayonnements constituant la radioactivité L'action d'enrichissement de l'uranium consiste à modifier le nombre de neutrons dans un atome d'uranium afin d'obtenir un isotope plus instable afin de favoriser les réactions en chaîne de fission nucléaire. 24 Le modèle ondulatoire -L’électron ne possède pas de trajectoire, son onde peut s’étendre dans tout l’espace, c.a.d dans trois dimensions (contrairement à l’onde stationnaire de vibration d’une corde) -En mécanique classique l'étude du mouvement d'un électron consiste à rechercher sa trajectoire avec précision, par contre en mécanique quantique on parle de la probabilité de trouver l'électron dans un certain point de l'espace. Trajectoire précise  Orbitale atomique 25 Définition d’une orbitale atomique (OA) C’est la région de l’espace, définie par une fonction mathématique , où on a la plus grande probabilité de présence de l’électron. Equation de Schrödinger En 1926, Schrödinger établit une équation différentielle permettant de calculer à priori ces fonctions d'ondes (orbitale atomique ). Donc la résolution de l’équation de Schrödinger permet la détermination des orbitales atomiques et les énergies propres de chaque électron de l’atome. Les nombres quantiques les différents états que peut avoir un électron sont décrits en fonction des nombres quantiques n, l et m. Donc il suffit de connaître les nombres quantiques (n, l, m) pour décrire la fonction d’espace  n,l,m c’est-à-dire l’ orbitale atomique. Nombre quantique principal (n) est un entier strictement positif : n = 1,2, 3, 4, … - n défini la taille et l’énergie de l’orbitale. - Il définit les niveaux des couches électronique n =1 correspond la couche K n = 2 correspond la couche L n = 3 correspond la couche M n = 4 correspond la couche N Plus n est élevé plus la taille de l’orbitale et l’énergie sont importantes. Nombre quantique principal (n) Ancien modèle Schéma d'un atome de carbone avec des électrons occupant des niveaux d'énergie précis Plus n est élevé plus la taille de l’orbitale et l’énergie sont importantes. Nombre quantique secondaire ou azimutal (l ) est un entier positif qui ne peut prendre que des valeurs strictement inférieures à n : 0 ≤ l ≤ n–1 - il défini une sous-couche d’énergie et caractérise la géométrie de l’orbitale. - à chaque valeur de l correspond un type d’orbitale (sous-couche) de symétrie différente. Nombre quantique secondaire ou azimutal (l ) La fonction d’onde de l’atome et l’orbitale atomique sont synonymes. Plutôt que de désigner les orbitales atomiques Par le triplet (n, l, m), la convention veut qu’on utilise les notations: s, p, d, f …. Précédées de l’indice correspondant à n. Exemple: - l = 0 orbitale s - l = 1 orbitale p - l = 2 orbitale d nombre quantique magnétique (m) -Ce nombre peut prendre toutes les valeurs entières comprises entre -l et +l : –l ≤ m≤ +l ; pour une valeur de l donnée, il y a donc (2l +1) valeurs de m possibles. - m traduit l’orientation de ces orbitales (cases quantiques) Pour symboliser graphiquement ce nombre quantique, on utilise un rectangle. On représentera autant de rectangles qu’il y a de valeurs possibles de m Nombre quantique de spin ( s) L’électron est toujours en rotation sur lui-même, ce mouvement est dit spin. Pour tout électron, quelque soient les nombres quantiques n, l, m le nombre quantique s ne possède que deux valeurs possibles : +1/2 et –1/2. Pour symboliser graphiquement ce nombre quantique de spin, on utilise: - Une flèche vers le haut (↑) pour s =+ ½ - une flèche vers le bas (↓) pour s = - ½ Répartition des électrons dans l’atome Les électrons vont se répartir dans des couches successives, appelées couches électroniques (n), autour du noyau. Ces couches se découpent elles-mêmes en sous-couches (l), appelées orbitales On attribue une lettre à chaque sous couche l : Pour l = 0 on parle de sous-couche (orbitale) s Pour l = 1 c’est la sous-couche (orbitale) p Pour l = 2 c’est la sous-couche (orbitale) d Pour savoir où on se trouve on combine le numéro de couche n avec la lettre de la sous-couche l. Par exemple 2s correspond à la première sous-couche (l =0) de la seconde couche électronique (n=2). Description des orbitales atomiques 1- Orbitale s : Les orbitales s sont caractérisées par l = 0 et m = 0 Toutes les orbitales s (ns) : sont de symétrie sphérique car la probabilité de présence de l'électron varie de la même façon dans toutes les directions autour du noyau. 36 2- Orbitales p : Pour l = 1 ⇒ m = -1 , 0 ou 1 ⇒ 3 orbitales p On parle des orbitales px , py et pz ayant la même forme, mais chacune est allongée sur un des trois axes perpendiculaires. 37 3- Orbitales d : Si l = 2 ⇒ m = -2 ; -1 ; 0 ; 1 ; 2 ⇒ 5 orbitales d 38 Description des états d’un électron À une valeur donnée de n, correspondent n2 triplets (n, l, m) c.à.d n2 orbitales atomiques. Description des états d’un électron Remplissage des couches électroniques A chaque valeur de n; on attribue un nombre maximal d ’électrons qui seront répartis sur les différentes orbitales atomiques; s; p; d….. n=1 2 électrons n=2 8 électrons n=3 18 électrons La répartition des électrons dans les différentes couches électroniques est nommée configuration électronique de l’atome. 41 La configuration électronique  La configuration électronique d'un atome est la répartition des électrons sur les couches de différents niveaux d'énergie. Elle est définie par les nombres quantiques.  Dans un atome, les électrons sont répartis dans des orbitales atomiques. Mais cette répartition obéit à certaines règles et principes. 42 Configuration électronique 1- Règle de stabilité Les électrons occupent les orbitales atomiques par ordre croissant de l’énergie. Le classement énergétique des orbitales atomiques se fait plus simplement à l’aide de la règle de Klechkowsky. Le tableau ci-dessous représente un moyen pour appliquer la règle de Klechkowsky concernant la succession des niveaux du remplissage des orbitales atomiques. Ainsi, l’ordre du remplissage des sous couches électroniques est : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p….. La sous-couche s peut contenir 2 électrons La sous-couche p peut contenir 6 électrons La sous-couche d peut contenir 10 électrons On indique les sous-couches dans l’ordre avec le nombre d’électrons en exposant. Exemples Pour le carbone C (Z =6) : 1s22s22p2 (2+2+2=6) Pour le soufre S (Z =16) : 1s22s22p63s23p4 (2+2+6+2+4=16) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p….. 46 2- Principe de Pauli Deux électrons d’un atome diffèrent au moins par un de leurs 4 nombres quantiques. Une orbitale contient donc au maximum 2 électrons de spin opposé 47 On peut aussi représenter le remplissage graphiquement de différentes façons : 48 3- Règle de Hund Dans une sous couche d’un atome comportant plusieurs OA (p, d, f), les électrons occupent le maximum de cases quantiques avec des spins parallèles avant de s’apparier. 3- Règle de Hund Exemples 6C : 6 électrons à répartir dans les sous couches : 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p2 Exemple : 26Fe 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p….. Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d6 51 Exemples et exceptions La configuration des atomes neutres: le nombre d’électrons est égal au nombre de protons soit Z: 52 Exceptions: Cr: Z=24 Les règles de remplissage conduisent à: La configuration électronique du Cr est en fait: Cu: Z=29 Les règles de remplissage conduisent à: La configuration électronique du Cu est en fait: 53 54 La Couche de valence La couche de valence est la couche électronique externe dite périphérique, caractérisée souvent par n le plus élevé. Les électrons de la couche de valence sont appelés électrons de valence, ils jouent un rôle principal dans les propriétés chimiques de l’élément. Ce sont les électrons que l’atome peut utiliser pour former des ions ou des liaisons avec les autres atomes. Les autres électrons sont appelés électrons de cœur. Détermination des couches de valences nval est le plus grand nombre quantique utilisé par les électrons d’un atome, nval est le nombre quantique de la couche de valence. Les électrons de valence sont les électrons de nombre quantique principal n = nval et ceux de nombre quantique principal inférieur à nval appartenant à des sous-couches incomplètes en cours de remplissage:  ns si la dernière sous couche occupé est s  ns np si la dernière sous couche occupé est p  (n-1)d ns si la dernière sous couche occupé est d Exemples: Mg: Z=12 1s2 2s2 2p6 3s2 nval=3 La couche de valence est 3s Le nombre des électrons de valence est 2 57 Exemples: Fe 58 Configuration des ions Un ion est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. L’atome qui perd un ou des électrons devient un ion positif appelé cation. L’atome qui gagne un ou des électrons devient un ion négatif appelé anion. 59 Configuration des anions 60 Configuration des cations 61 Exemples et rappels  Les OA sont occupées par ordre d’énergie croissante ( de la plus basse énergie à la plus élevée) Ordre : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d… Les électrons de valence sont ceux qui ont le nombre quantique n le plus grand. Ce sont les électrons les plus externes, et ils sont à l’origine des propriétés chimiques des éléments (Cations, anions).  He ( Z=2) 1s2  C (Z=6) 1s2 2s2 2p2  Ne (Z=10) 1s2 2s2 2p6  Na (Z=11) 1s2 2s2 2p6 3s1  Mg (Z=12) 1s2 2s2 2p6 3s2  Zn (Z=30) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10  2 exceptions : le chrome (Cr) et le cuivre (Cu) 62  Cr (Z= 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 - Cu (Z=29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s13d10 TABLEAU DE CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS  Dès 1869, Mendeleïev proposa un tableau de classement des éléments chimiques Actuellement, le classement est effectué par numéro atomique Z  L’organisation en lignes et colonnes est associée à la configuration des électrons de valence. 63 TABLEAU DE CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS 64 TABLEAU DE CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS  Les éléments d'une même période ont la même valeur du nombre quantique principal n. (Ex: Cr, Fe, Zn n=4)  Les éléments appartenant à une même colonne ont généralement la même structure électronique externe, donc souvent des propriétés chimiques ou physiques voisines Tableau périodique moderne La classification périodique est divisée en 4 blocs en fonction de la structure électronique externe des éléments : Le Bloc s Le Bloc p Le Bloc d Le Bloc f Si vous comparez les exemples de répartition des électrons par couche et sous- couche, vous remarquerez : Sur une même ligne, appelée période, les atomes ont les mêmes couches (n) occupées. Dans une même colonne, les atomes ont le même nombre d’électrons sur leur couche externe, appelée couche de valence. Comme de nombreuses propriétés dépendent du nombre d’électrons sur la couche de valence (formation des ions, nombre de liaisons…), les éléments d’une même colonne ont des propriétés voisines et sont nommés « famille ». Voici quelques familles importantes : Métaux Alcalins: éléments de la première colonne, leur couche externe est en configuration ns1. Ils sont très réactifs, car ils cherchent à former des cations en se débarrassant d’un électron (celui de la couche de valence) Halogènes : éléments de l’avant-dernière colonne, leur couche externe est en configuration ns2np5. Ils forment facilement des anions en captant un électron pour remplir leur couche de valence (voir chapitre suivant). Gaz nobles : dernière colonne de la classification, leur couche externe est en configuration ns2np6. Très stables ils sont également très peu réactifs. On les nomme aussi gaz inerte et ils sont utilisés dans les lampes à incandescence, car ils ne réagissent pas avec le filament chaud. 67 Les gaz rares ou nobles Monoatomiques Inertes Possèdent une couche externe pleine stables Tous les éléments essayent de gagner ou de perdre des électrons pour atteindre la configuration du gaz rare le plus proche 68 Propriétés des atomes Les propriétés physiques et chimiques d’un élément sont liées au nombre d’électrons et à la configuration de la couche de valence. Propriétés des atomes Le Potentiel d’ionisation et l’affinité électronique: - Le potentiel d ’ionisation est l’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome. Il en résulte des cations A A+ + e- EI(eV) A+ A2+ + e- EI’(eV) … -L ’affinité électronique est l’énergie qui se dégage lorsqu’un électron est ajouté à l ’atome. Il en résulte des anions A + e- A- Ae(eV) A- + e- A2- Ae’(eV) … Propriétés des éléments L’Electronégativité: Elle mesure la tendance d’un atome à prendre des électrons en présence d’un autre atome. L’électronégativité d’un élément peut être calculée selon plusieurs échelles. L’échelle de Pauling est la plus utilisée en chimie. L’électronégativité 72 La Liaison atomique 73 La Liaison atomique Lorsque deux atomes s’approchent, leurs nuages électroniques interagissent selon trois cas de figures: Il ya une répulsion (couches complètes) Les électrons changent de propriétaire Forte attraction Les atomes partagent les électrons Liaison chimique Les liaisons chimiques sont donc dues aux réarrangements des électrons de valence des atomes Plusieurs types de liaisons peuvent s’établir entre les atomes. Les électrons impliqués sont dit électrons de valence, les électrons de la couche de valence qui ne sont pas appariés. 74 La Liaison atomique En présence de deux atomes A et B deux principales possibilités de liaisons peuvent se faire: 1- Un des atomes est plus électronégatif que l’autre, 2- Les deux atomes ont une électronégativité Un ou plusieurs électrons changent de propriétaire: élevée et comparable, ils partagent 2 liaison ionique électrons: liaison covalente 75 Règles de duet et de l’octet 76 Règles de duet et de l’octet 1s1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s22s22p63s23p5 77 Hybridations  L’hybridation des orbitales atomiques est une réorganisation des OA d’un même atome concomitante à la formation de liaisons. Le carbone peut avoir trois types d'hybridation : sp3, sp2 et sp. 78 Hybridations du carbone Propriétés de l'atome de carbone Le carbone a pour numéro atomique 6 : Z = 6 Sa configuration électronique est : 1s2 2s2 2p2 y pz py x px Orbitale s z Orbitale p Un atome tend à perdre ou à gagner des électrons pour avoir la configuration électronique du gaz noble le plus proche. Configuration de l'He C(g) C(g)4+ + 4 é E. I (4ème) = + 6223 kJ.mol-1 C(g) + 4 é C(g)4- Configuration du Ne Les charges sont très élevées, ce processus est énergétiquement très défavorisé. D'où une très faible tendance du carbone à donner des ions. L'électronégativité du carbone (2,5), selon PAULING, lui donne une forte tendance à former des liaisons de covalence. Ces liaisons covalentes peuvent être de deux types : σ ou π La liaison σ : recouvrement axial de deux orbitales atomiques , il concerne les orbitales s et p La liaison p : recouvrement latéral de deux orbitales atomiques dont les axes sont parallèles. Il concerne les orbitales p A B A B Liaison p pzA pzB Etats d'hybridation du carbone Examinons une molécule telle que le méthane CH4 H H C H H Avec l'hypothèse de l'état excité du carbone : 1s2 2s1 2p3 On doit construire quatre liaisons entre l'électron des quatre atomes d'hydrogène et les quatre électrons du carbone : 2s1 2p3 1s1 H 4 hydrog ènes 2s1 2px1 2py 1 2pz1 2s1 1s1 + Liaison sans direction H + + Liaison selon l'axe des x 2px2px + Liaison selon l'axe des y 2py + Liaison selon l'axe des z 2pz Les trois liaisons 1s de l'H et 2p du C font entre elles un angle de 90° Mais l'examen de la molécule CH4 par les méthodes spectroscopiques révèle : 4 liaisons parfaitement identiques Molécule parfaitement symétrique avec des angles de valence de 109° 28’ L'hypothèse de l'état excité est insuffisante pour expliquer la géométrie de la molécule. Une nouvelle théorie est donc nécessaire pour rendre compte de ces faits; c’est ce qui induit la théorie de l’hybridation. Hybridation sp3 quatre combinaisons 2s, 2px, 2py, 2pz 4 orbitales hybrides sp3 math ématiques 2p 2p sp3 2s 2s hybridation 1s 1s 1s État fondamental État excité État hybridé sp3 2p sp3 2s hybridation y pz py x px z L’angle entre les axes des deux orbitales est de : 109°28’ 109°28’ C'est un tétraèdre régulier Exemple de CH4 H   C H   H H 4 liaisons covalentes de H 1s type  chacune est formée entre une OA 1s de H et une sp3 OA sp3 du carbone sp3 sp3 H 1s H 1s sp3 H 1s En résumé un carbone hybridé sp3 : 4 liaisons  Géométrie TETRAEDRIQUE Hybridation sp2 H H Exemple : l'éthylène C2H4 C C H H 1 Orbitale pure 2pz 2p 2s hybridation 3 Orbitales hybrides sp2 Carbone ˆa l' état excit é z Pz Py y x Px Orbitales hybrides Orbitale non hybridée Orbitales hybrides sp23 Orbitales non hybrides pz Orbitales 1s de l'H C2H4 p      Hybridation sp2 La combinaison d'une orbitale s et de deux orbitales p du carbone conduit à trois orbitales hybrides sp2 équivalentes et dirigées du centre vers les sommets d'un triangle équilatéral. L'orbitale 2pz reste inchangée et son axe est perpendiculaire au plan qui contient les orbitales sp2. H H Exemple : l'éthylène C2H4 C C H H En résumé : un carbone hybridé sp2 3 liaisons  et une liaison p Géométrie PLANE 120° 120° Géométrie plane Hybridation sp 2p px py 2s hybridation sp z z Pz Pz Py y x Px x Px Exemple : acétylène C2H2 H C C H En résumé un carbone hybridé sp : Deux liaisons  et deux liaisons p Géométrie LINEAIRE (angle est de 180°) Liaisons doubles et triples La liaison double se compose d’une liaison σ , analogue à une liaison simple, et d’une liaison π perpendiculaire au plan contenant la liaison σ. L’orbitale π empêche la rotation autour de la liaison σ. La liaison triple se compose d’une liaison σ , analogue à une liaison simple, et de deux liaisons π perpendiculaire au plan contenant la liaison σ. Les orbitales π empêchent la rotation autour de la liaison σ. 100 STRUCTURE DE LEWIS Modèle de Lewis: La liaison covalente résulte de la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’électrons de valence par deux atomes appelées doublets liants La représentation de Lewis consiste à représenter par un tiret tous les doublets d’électrons de valence pour une molécule qu’ils soient liants ou non liants. Ex: Structure électronique de l’atome de chlore: 17Cl (Z=17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5..Formation... Cl de la liaison covalente dans Cl2.. doublet non liant...... Cl. Cl Cl doublet liant 101 STRUCTURE DE LEWIS 102 Schéma de LEWIS (les molécules) 103 EXERCICES Indiquez les propositions vraies : A. L orbital atomique est la trajectoire empreintée par l’électron B. Le nombre principal n défini l’énergie de l’orbitale C. Le nombre azimutal l défini la géométrie de l’orbitale D. Les variétés nucléaires d’un même élément sont appelés isomères. E. Un carbone hybridé sp2 possède 4 liaisons sigma. Un atome X à l’état fondamental et son anion X - ont le même nombre de : A. Protons B. Electrons C. Neutrons D. Nucléons E. Masse 104 L’atome du phosphore P neutre possède les caractéristiques suivantes : Z =15 et A =31, cochez les bonnes propositions : Le nombre de nucléons est 31 Le nombre de protons est 15 Le nombre d’électrons est 15 Le nombre de neutrons est 31 Le nombre de masse est 31 Déterminer la distribution des électrons qui est possible dans une configuration électronique en nd6 105 1) Un carbone est dit hybridé sp si : A. Il est un carbone asymétrique. B. Il est lié à 4 groupements différents. C. Il possède 2 liaisons σ et deux liaisons π. D. Il possède 3 liaisons σ et une liaison π. E. Il possède 4 liaisons σ. Dans cette molécule; Quel est le nombre de carbones hybridés SP3, SP2, SP 106

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