La liaison chimique PDF

La liaison chimique  A- les liaisons intramoléculaires Les liaisons intramoléculaires (entre atomes) s’ établissent grâce aux électrons de valence I- La valence des atomes et schéma de Lewis La valence d’un atome est le nombre maximal de liaisons qu’il peut former en fonction de sa configurati...

La liaison chimique  A- les liaisons intramoléculaires Les liaisons intramoléculaires (entre atomes) s’ établissent grâce aux électrons de valence I- La valence des atomes et schéma de Lewis La valence d’un atome est le nombre maximal de liaisons qu’il peut former en fonction de sa configuration externe Valence 1 1 Liaison monovalent Valence 4 4 Liaisons tétravalent La liaison entre 2 atomes résulte de la mise en commun d’un doublet d’électrons. Schéma de Lewis : Se déduis de la configuration externe des atomes 1 1 H: 1s H He: 1s2 He 2 2 4 O: 1s 2s 2p 8 O Augmenter la valence Création d’états excités Alcalino-terreux (IIA) ns2 ns1 np1 Valence 0 Valence 2 Famille du bore (IIIA) ns2 np1 ns1 np2 Valence 3 Valence 1 Famille du carbone (IVA) ns2 np2 ns1 np3 Valence 2 Valence 4 II- Nature de la liaison chimique 1- La liaison covalente: C’est la mise en commun d’un ou de plusieurs doublets d’ e- entre 2 atomes identiques ou ayant des électronégativités voisines a- covalente simple A + B A B Doublet liant Cl2 Cl + Cl Cl Cl Doublet non liant Schéma de Lewis Règle de l’octet: chaque atome de la molécule doit s’entourer au maximum de 8 e- pour acquérir la configuration d’un gaz rare. Exp: H2O, NH3 Exception à la règle de l’octet : Exp1 : BH3 Exp2 : BeCl2 b- Liaisons à covalence multiples: Plusieurs liaisons de covalence peuvent s’établir entre deux atomes Exp : O2 , N2 N N 1 Liaison δ 1 Liaison δ 1 Liaison π 2 Liaisons π Liaison δ : recouvrement axial Liaison π : recouvrement latéral C- Liaison dative Un atome fournit un doublet d’ e- et l’autre atome fournit une lacune électronique (case vide), le plus électronégatif fournit la case vide car il est récepteur d’ e-. La liaison dative est indiscernable de la liaison covalente. A + B A B Exp1: SO2 Exp2: NH4+ 2- La liaison ionique: Cette liaison résulte de l’attraction entre une espèce positive (cation) et une espèce négative (anion). La stabilité de la liaison est assurée par l’interaction électrostatique. A - + B+ A-...B+ Ces liaisons s’établissent généralement entre les alcalins, alcalino-terreux (groupes IA et IIA, électropositifs) avec les halogènes et oxygène. EXP: NaCl, CaO D’une manière générale : 0 Liaison Covalente à 0,4 2.1 caractère ionique ΔΕn Liaison Liaison Covalente ionique pure III- Le moment dipolaire : liaison polarisée Soit la liaison A-B si A et B ont des électronégativités différentes ceci implique un déplacement du nuage électronique vers l’élément le plus électronégatif apparition de charge partielles sur A et B d’où apparition d’un moment dipolaire qui est orienté du + vers le - Aδ- Bδ+ μ μ= q * d et q = e- * δ et donc μ= e-*δ*d d= distance entre les atomes A et B q : charge partielle si la liaison est purement ionique δ=1 1debye=3.33 10-30 c.m Le caractère ionique partiel % CI= μ(expérimental)/ μ (théorique) *100 = δ(%) μ(théorique)= e- * d Exp : HF μréel = 1.82D= 6.0610-30 c.m, d= 0.92Å δ=? δ= 41%= 0.41 IV- L’hybridation moléculaire : L’hybridation est un réarrangement ou recombinaison des orbitales vides et pleines de la couche de valence des orbitales atomiques afin de pouvoir construire de façon identique des liaisons sigma 1- Hybridation sp3 Exp:CH4 2- Hybridation sp2 exp: C2H4 3- Hybridation sp Exp: BeH2 et BeCl2 L’état d’hybridation d’un atome W= DL(δ) + DNL Doublet liant Doublet non liant W= 4 sp3 W= 3 sp2 W= 2 sp V- Géométrie des édifices covalents : Règles de GILLESPIE Les règles de Gillespie permettent de prévoir de façon qualitative la géométrie des petites molécules. Ce modèle est basé sur la répulsion des pairs électroniques de la couche de valence. V. S. E. P. R Valence shell electron pair repulsion Chaque molécule pourra s’écrire sous la forme AXmEn Atome central DNL= doublets non liants Atomes liés à A = liaisons δ Caractéristiques de l’atome central 1- l’indice le plus faible 2- valence la plus élevée 3- le moins électronégatif W=m+n hybridation AXmEn Arrangement géométrie spatial 4=4+0 sp3 AX4 Tétraédrique Tétraèdre (109°28’) 4=3+1 sp3 AX3E Tétraédrique Pyramidal à base trigonal (107°) 4=2+2 sp3 AX2E2 Tétraédrique Angulaire 105° ( en V) W=m+n hybridation AXmEn Arrangement géométrie spatial 3=3+0 sp2 AX3 Trigonal plan ou Triangle plan (120°) 3=2+1 sp2 AX2E Triangle plan Angulaire ( en V) 2=2+0 sp AX2 linéaire linéaire Interaction entre doublets liants et non liants Les interactions entre DL et DNL peuvent affecter l’angle de liaison dans les petites molécules EXP: CH4, NH3 et H2O Force de répulsion : DL-DL< DNL-DL