Tutorat Santé de Reims - UE14 Chimie - PDF

Tutorat Santé de Reims UE14 - Chimie Chapitre 1.3 : Orbitales moléculaires Fiche de cours basée sur le cours du Professeur Millot Année 2024 – 2025 Réalisée par les tutrices & les tuteurs du Tutorat Santé de Reims Tutorat San...

Tutorat Santé de Reims UE14 - Chimie Chapitre 1.3 : Orbitales moléculaires Fiche de cours basée sur le cours du Professeur Millot Année 2024 – 2025 Réalisée par les tutrices & les tuteurs du Tutorat Santé de Reims Tutorat Santé de Reims. Tous droits réservés. Contact : [email protected] Page 1 sur 8  Chapitre 1.3 : Orbitales moléculaires I. Molécules diatomiques Orbitale moléculaire σ Définition Orbitale = volume dans lequel évoluent des électrons Entre 2 atomes en configuration 1s ou 2p Les 2 orbitales atomiques (OA) se recouvrent partiellement pour former une nouvelle OM (un nouveau volume) qui correspond à une liaison sigma (forme en ballon de rugby). Mise en place des orbitales moléculaires (OM) σ Création d’une liaison stable avec une symétrie axiale, il y a donc libre rotation des 2 atomes autour de la liaison chimique. Orbitale moléculaire π 1er doublet : orienté dans l’axe des noyaux pour former une liaison σ 2ème doublet : orienté hors de l’axe formant une liaison π OM σ OM σ Mise en commun de plusieurs doublets entre les mêmes atomes Propriétés : Faibles recouvrements des OA Liaisons plus instables Pas de symétrie axiale Pas de rotation des atomes autour de x Tutorat Santé de Reims. Tous droits réservés. Contact : [email protected] Page 2 sur 9  Chapitre 1.3 : Orbitales moléculaires II. O.M. σ DE MOLECULES POLY-ATOMIQUES Généralités Interaction entre plusieurs O.M. Définition - Création d’O.M. hybridées (intermédiaire entre elles). 1) Hybridation diagonale sp A l’état atomique le Be a la configuration 1s² 2s². En molécule il va subir une hybridation afin de pouvoir créer 2 liaisons, il prend donc la configuration 1s² 2s1 2p1. ➔ 2 liaisons Exemple : hydrure de béryllium = BeH2 o Hybridation de s et p qui deviennent équivalentes et forment 2 orbitales atomiques sp dans lesquelles se trouvent deux électrons célibataires. ➔ 2 orbitales sp Molécule linéaire Les orbitales sont parfaitement Géométrie opposées et forment un angle de liaison α = 180° 2) Hybridation trigonale sp2 1 A l’état atomique le B a la configuration 1s² 2s² 2p. En molécule il va subir une 1 hybridation afin de pouvoir créer 3 liaisons, il prend donc la configuration 1s² 2s 2p². Exemple : borane = BH3 o Hybridation de s et p qui deviennent équivalentes et forment 3 orbitales atomiques sp² dans lesquelles se trouvent trois électrons célibataires. Tutorat Santé de Reims. Tous droits réservés. Contact : [email protected] Page 3 sur 9  Chapitre 1.3 : Orbitales moléculaires Molécule plane Géométrie Angles de liaison α = 120° 3) Hybridation tétragonale sp3 A l’état atomique le C a la configuration 1s² 2s² 2p². En molécule il va subir une hybridation 1 3 afin de pouvoir créer 4 liaisons, il prend donc la configuration 1s² 2s 2p. o Hybridation de s et p qui deviennent équivalentes et forment 4 orbitales 3 Exemple : méthane = CH4 atomiques sp dans lesquelles se trouvent quatre électrons célibataires. Les 4 H s’inscrivent aux quatre sommets d’un tétraèdre régulier à base triangulaire. 4 liaisons équivalentes avec des angles de liaison α = 109,5° 3 A l’état atomique le N a la configuration 1s² 2s² 2p. En molécule il va subir une hybridation tétragonale afin de pouvoir créer 4 liaisons équivalentes. Exemple : ammoniac = NH3 3 o On a donc 4 orbitales sp hybridées contenant 1 doublet non liant et 3 électrons célibataires. Les 4 orbitales s’inscrivent aux quatre sommets d’un tétraèdre régulier. → 3 liaisons N-H = orbitales liantes → 1 doublet non liant (DNL) Angle α = 107,5°  109,5° 4 A l’état atomique le O a la configuration 1s² 2s² 2p (soit deux doublets et deux électrons célibataires ). En molécule il va subir une hybridation tétragonale afin de pouvoir créer 4 liaisons équivalentes. Exemple : eau = H2O 3 → On a donc 4 orbitales sp hybridées contenant 2 DNL et 2 électrons célibataires. Tutorat Santé de Reims. Tous droits réservés. Contact : [email protected] Page 4 sur 9  Chapitre 1.3 : Orbitales moléculaires Les 4 orbitales s’inscrivent aux quatre sommets d’un tétraède régulier. → 2 liaisons O-H = orbitales liantes → 2 DNL Angle OH : α ~104,5 ° ~ 109,5 ° III. O.M. DE LIAISONS MULTIPLES 1) Hybridation trigonale sp² 1 3 Le carbone en molécule est de configuration 1s² 2s 2p il possède donc 4 électrons célibataires. → Il va s’hybrider de façon trigonale avec 3 électrons en sp2 et 1 en 2p. → Les 3 électrons en sp² sont dans le même plan et le 4ème est perpendiculaire au plan. Entre 2 atomes dans cette même configuration : mise en place d’une liaison σ entre 2orbitales sp² et d’une liaison π au-dessus et en dessous du plan par les 2 orbitale Exemple : éthylène p restantes. CH2 = CH2 → 2 orbitales sp² forment entre elles une liaison σ stable et de haute densité électronique → Les 4 orbitales sp² restantes formeront 4 liaisons C – H → 2 orbitales p forment une liaison π, plus instable et de plus faible densité électronique Les 2 plans sp² sont strictement dans le même plan, on a finalement 6 atomes dans le même plan, on obtient donc une molécule plane. → La liaison π empêche la libre rotation autour de l’axe C = C. Les 6 atomes de carbone sont en configuration sp² 2p (2sp² 2p) avec l’orbitale p perpendiculaire au plan formé par les 3 orbitales sp². Exemple : benzène C6H6 → Les atomes de carbone vont mettre en commun les orbitales sp² pour former 6 liaisons de covalence (liaisons σ) → hexagone parfait. → Toutes les orbitales sp² sont strictement dans le même plan, ainsi toutes les Tutorat Santé de Reims. Tous droits réservés. Contact : [email protected] Page 5 sur 9  Chapitre 1.3 : Orbitales moléculaires liaisons σ C – C et C – H sont dans le même plan. → 6 orbitale p mettent en commun leurs 6 électrons pour former une orbitale moléculaire délocalisée au-dessus et en dessous du plan formé par les 12 atomes. On obtient une structure que l’on appelle un cycle aromatique. 2) Hybridation diagonale sp Le carbone dans l’acétylène possède 2 orbitales sp et 2 orbitales p qui vont être perpendiculaires par rapport à l’axe formé par les 2 orbitales sp. Exemple : acétylène CH ≡ CH → 2 orbitales sp forment une liaison σ stable entre les deux carbones. → 4 orbitales p forment 2 liaisons π plus instables : une au-dessus et en dessous et l’autre devant et derrière l’axe formé par les 2 carbones. → Les 2 orbitales sp restantes vont participer à la formation de 2 liaisons C – H On obtient une molécule parfaitement linéaire (α = 180°) avec les 4 atomes dans le même axe. IV. LE CARBONE : UN CAMELEON Carbones A l’état atomique sa configuration est 1s² 2s² 2p² il a donc un DNL en 2s et 2 électrons célibataires en 2p sur sa couche de valence. Théorie atomistique Mais il a la capacité de mettre en place 4 électrons célibataires pour former 4 liaisons chimiques : un électron en 2s et 3 électrons en 2p. → Ces 4 orbitales sont capable de s’hybrider. Modèle tétragonal Modèle trigonal Modèle diagonal Hybridation → Tétraèdre → Molécule linéaire →Molécule plane ( = 120°) - Molécules organiques - Double liaison (chaînes alkyles) - Triple liaison - Cycles aromatiques Diamant - Graphite Tutorat Santé de Reims. Tous droits réservés. Contact : [email protected] Page 6 sur 9  Chapitre 1.3 : Orbitales moléculaires V. EXPLIQUER L’ORIENTATION DES LIAISONS CHIMIQUES Généralités Répulsion des doublets de valence. Règle de Gillespie Les doublets sont aussi loin que possible les uns des autres sur la surface d’une sphère. A = Atome central Xm : m = nombre de doublets liants Nomenclature A Xm En En : n = nombre de doublets non liants → Exemple : CH4 → A X4 TIPS : pour trouver l’hybridation d’un atome dans une molécule : (m+n)-1 Exemple : NH3 -> N X3 E1 -> (m+n)-1 = 4-1 = 3 soit sp3 2 doublets Molécule linéaire (α = 180°) 2 Liaisons chimiques Exemple : BeH2, CO2, HCN Nomenclature AX2 3 doublets Hybridation sp² α = 120° Exemple : BH3, AlCl3 3 liaisons chimiques Nomenclature AX3 En forme de V 2 liaisons chimiques Exemple : SO2 Nomenclature : AX2E1 4 doublets Hybridation sp3 α = 109° 4 liaisons chimiques Tétraèdre Exemple : CH4, NH4+ Nomenclature : AX4 3 liaisons chimiques Pyramide Exemple : NH3, H3O+ Nomenclature : AX3E1 2 liaisons chimiques En forme de V Exemple : H2O, H2S Nomenclature : AX2E2 Tutorat Santé de Reims. Tous droits réservés. 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