1

2

Elément II : chimie organique

Elément III : cristallographie

Elément I : atomistique

Module Chimie

3

Chapitre I: Atomistiques

Chapitre II: Liaisons Chimiques

Constitution de l’atome

Répartition électroniques autour du noyau

Classification périodiques

Périodicité des propriétés

Plan

1 er élément du module chimie

Azzi, Saib, chimie générale, structure de la matière et chimie en solution

Haouet, Travaux dirigés d’atomistique

Chapitre III: Géométrie moléculaire

Constitution de l’atome

4

N = A – Z

n_e- = n_p

Quelques propriétés

5

A partir de ce tableau on peut constater que la masse de l’atome est concentré dans le noyau

Notion d’isotopie

• Des nucléides ayant le même nombre de protons et un nombre de neutrons différents.
• Ils portent le même symbole

6

D’autres exemples

7

Coexistent dans la nature avec une abondance isotopique

D’autres ressemblances

• Isotones : même nombre de neutrons
• Isobares : même nombre de nucléons
• Isoéléctroniques : même nombre d’électrons

8

Energie de liaison et défaut de masse

9

∆m= Z m_p + N m_n – M_n

∆E=∆m.c²

exprimée en eV. (1 eV = 1,602.10^-19Joule)

L’énergie de liaison ou l’énergie de cohésion dans le noyau:

Défaut de masse :

Exercice d’application 1

• Donnes pour les éléments suivant le nombre de protons, de neutrons et d’électrons:

​

​

• Quelles sont parmi ces éléments, ceux qui sont isoélectroniques?

10

Exercice d’application 2

• En se servant du tableau périodique:
• Représenter l’élément contenant 8 protons et 8 neutrons

​

• Etudier les éléments constitués par:
• 12 nucléons, 6 protons, 6 neutrons
• 11 protons, 13 neutrons, 10 électrons
• 10 protons, 10 électrons, 11 neutrons

11

Exercice d’application 3

• Déterminer l’énergie libérée (en J/atome) au cours de la formation du noyau de l’atome de l’azote à partir de ses protons et de ses neutrons.
• Quelles est l’énergie libérée au cours de la formation d’une mole d’atomes.

​

• La masse du noyau d’azote 14,00307 uma.
• m_p =1,0073 et m_n=1,0087 uma
• C_(vide)=3.10⁸ m/s ; 1uma=1,66.10^-27Kg ; N_A=6,02.10²³

​

​

12

Répartition des électrons autour du noyau – modèle classique

• Modèles de Rutherford et Bohr

​

​

​

​

13

R_H: cte de Rydberg

=109677,6 cm^-1

(eV)

Fréquence

Nombre d’onde

Quelques Unités…

• m=9,1.10^-31Kg
• c=3.10⁸m/s
• e=1,6.10^-19C
• ε₀=1/4 π 9.10⁹ permittivité du vide
• h=6,62.10^-34J.S constante de Planck
• 1eV=1,6.10^-19J (Kg.m²/s²) ;
• 1A°=10^-10m
• 1nm=10^-9m
• 1µm=10^-6m

14

Quelques applications de la relation de Bohr

16

• Selon le modèle classique :
• n = 1 couche K, capacité de 2 électrons ;
• n = 2 couche L, capacité de 8 électrons ;
• n = 3 couche M, capacité de 18 électrons ;
• n = 4 couche N, capacité de 32 électrons ;
• n = 5 couche O, capacité de 32 électrons ;
• n = 6 couche P, capacité de 32 électrons ;
• n = 7 couche Q, capacité de 32 électrons ;

​

17

2 n²

Généralisation aux ions hydrogènoïdes

• Ions qui ne possèdent qu’1 seul e- (He⁺ et Li²⁺)

​

18

Modèle quantique

• Le modèle simple de Bohr basé sur la mécanique classique ne permet pas de décrire correctement le comportement des atomes ou des molécules.
• Le début de ce siècle a vu la naissance d'une nouvelle mécanique adaptée à ces objets minuscules.

19

Cette nouvelle mécanique à reçut le nom de mécanique ondulatoire ou de mécanique quantique.

Dualité onde - corpuscule Postulat de De Broglie (1924)

• La lumière possède une double nature
• Ondulatoire (réflexion-réfraction-diffraction)
• Corpusculaire (effet photoélectrique).
• Equation de Bohr fait apparaître des nombres entiers, qui interviennent naturellement que dans l'étude des phénomènes typiquement ondulatoires.

20

Dualité onde - corpuscule Postulat de De Broglie (1924)

• Toute particule de matière en mouvement était associée une onde dont la fréquence est reliée à la quantité de mouvement p = m v .
• Le photon doit obéir simultanément à deux lois :

21

E = h ν

(Planck)

E = m C²

(Einstein)

Généralisation pour toute particule de matière en mouvement

Application modèle de Bohr

• 2 π R = n λ

​

​

​

• 2 π R = n ( h / p )
• 2 π R = n ( h / m v )
• => Postulat de BOHR :

m v R = n ( h / 2 π )

Principe d’incertitude d’Heisenberg (ou inégalité d’Heisenberg)

• Δx Δp > h / 2 π

​

​

• Ou en remplaçant Δp par m Δv
• Δx Δv > h / ( 2 π m)
• m Δx Δv > 10^-34

​

Incertitude sur la quantité de mouvement

Incertitude sur la position

Principe d’incertitude d’Heisenberg (ou inégalité d’Heisenberg)

• m Δx Δv > 10^-34

​

• Objet macroscopique : m = 1 Kg, Si Δx = 1m Δv = 10^-34 ms^-1 =>précision excellente
• Objet microscopique : électron m = 10^-30 Kg ; Si Δv = 1 ms^-1 Δx = 10^-4 m => imprécision énorme comparée à la taille d’un atome 10^-10 m

​

Ce principe est incontournable à l’échelle des atomes

Conclusion

• On ne peut connaître simultanément la position et la quantité de mouvement d’une particule.
• Bohr s’est impliqué dans la recherche de la trajectoire de l’e- avec précision
• En mécanique quantique on doit parler plutôt de la probabilité de trouver l’e- dans un point de l’espace

Equation de Schrödinger �(1926)

• Une fonction mathématique qui est l’équation de Schrödinger caractérise l’état d’un électron c’est-à-dire :
• son énergie,
• ses mouvements autour du noyau,
• la forme de l’orbitale,
• Pour résoudre cette équation il faut introduire 4 paramètres appelés nombres quantiques 

26

Equation de Schrödinger �(1926)

• La délocalisation de l’e- dans l’espace est donné par la fonction d’onde (fonction propre) Ψ.

​

• Ψ est alors le produit de trois fonctions dépendant chacune uniquement d'une de ces trois variables.
• Ψ² est proportionnel à la probabilité de présence de la particule en un point M(x, y, z) dans un volume dV:

• Cette fonction doit satisfaire la condition de normalisation:

​

27

densité volumique de probabilité de présence

ou densité électronique

On dit que la fonction d’onde est normée

Equation fondamentale de la mécanique ondulatoire

Equation de Schrödinger �(1926)

​

​

​

​

28

Equation fondamentale de la mécanique ondulatoire

Opérateur Hamiltonien

Le Laplacien

La résolution de cette équation conduit à différentes valeurs de E et Ψ.

C’est la même expression que celle trouvé par Bohr.

Pour Ψ (orbitale atomique) elle fait intervenir des nombres quantiques.

Opérateur E_p

E_T de e-: valeur propre

Fonction d’onde (fonction propre

Nombre quantique principal (n)�n = 1, 2, …. ∞

• Ce nombre intervient dans la définition de l’énergie de l’électron, il permet de la quantifier, et définit une couche électronique ou un niveau d’énergie.

30

Nombre quantique secondaire (l)�avec : 0 ≤ l ≤ n – 1

• Il prend n valeurs et caractérise la "forme" de l’orbitale;
• Il définit une sous-couche électronique, ou un sous niveau d’énergie.

31

Nombre quantique secondaire� l = 0 ⇒ sous-couche s, (pour sharp).

• Elle est notée ns.
• Elle contient au maximum 2 électrons.
• Orbitale de symétrie sphérique, il peut être représenté visuellement suivant ce schéma :

32

Nombre quantique secondaire �l = 1 ⇒ sous-couche p, (pour principal).

• Elle est notée np. Elle contient au maximum 6 électrons. Il peut être représenté visuellement suivant ce schéma :

Il existe 3 orbitales px, py et pz dans la sous-couche p. Chacune des orbitales à une forme de "noeud papillon" centré sur un axe, avec deux lobes.

33

Nombre quantique secondaire �l = 2 ⇒ sous-couche d (pour diffuse)

• Elle est notée nd. Elle contient au maximum 10 électrons.

34

Nombre quantique secondaire �l = 3 & l = 4

• l = 3 ⇒ sous-couche f, (pour fundamental). Elle est notée nf. Elle contient au maximum 14 électrons.
• l = 4 ⇒ l'orbitale est de type g. Elle est notée ng. On suppose qu'elle pourrait contenir un max 18 électrons.

35

Nombre quantique n & l

36

n & l : classement des niveaux d’énergies

Nombre quantique magnétique m, avec -l ≤ m ≤ l :

• 2l+1 valeurs possibles, m définit l’orientation de l’orbitale ainsi que sa symétrie (nbre de cases quantiques):
• l = 0 ⇒ m = 0 ⇒ 1 seule orientation ⇒ 1 orbitale s (sphérique) ⇒ 1 case quantique

​

• l = 1 ⇒ m = -1 (Py); 0 (Pz) ; 1 (Px) ⇒ 3 orientations ⇒ 3 orbitales p de même énergie ⇒ 3 cases quantiques

​

• l = 2 ⇒ m = -2 (dxy);-1 (dyz); 0 (dx²-y²); 1 (dz²) ;2 (dxz) ⇒ 5 orientation ⇒ 5 cases quantiques

​

• l = 3 ⇒ m =-3 ; -2 ;-1; 0; 1 ;2 ;3 ⇒ 7 orientation ⇒ 7 cases quantiques

37

Nombre quantique de spin s, avec s = 1/2

• Dû à la rotation de l’électron sur lui-même. Deux orientations sont possibles : ms = +1/2 (↑) et ms = -1/2 (↓).
• ms est la projection suivant l’axe OZ de s.

38

Règles de remplissage �Principe d’exclusion de Pauli 

• Dans une même orbitale atomique, deux électrons ne peuvent pas avoir leurs 4 nombres quantiques identiques. Ils doivent différer par un => une orbitale donné contient au maximum 2 électrons de spin opposé.
• n, l et m seront identiques pour une orbitale donné mais s sera de +1/2 ou de -1/2.
• Une orbitale atomique ne peut "contenir" au maximum que 2 électrons qui dans ce cas auront des spins opposés : ils sont antiparallèles ou appariés ↑↓.
• Si l'orbitale ne contient qu'un électron, celui-ci est dit non-apparié ou célibataire.
• Une orbitale vide constitue une lacune électronique

39

Règles de remplissage �Règle de Hund   

• Dans un niveau dégénéré, les électrons ont tendance à occuper le maximum d’orbitales avant de s’apparier.

40

Règles de remplissage �Principe de stabilité 

• Les électrons occupent les orbitales par ordre d’énergie croissante
• l’énergie augmente avec n+l. pour des n+l identiques, on doit comparer les valeurs de n.
• Remarque

Pour les cations on retire de la couche la plus périphérique un électron. Et inversement pour les anions.

41

Co: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁷ (par ordre d’énergie croissante)

​

Co²⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁷ 4s⁰

​

Co³⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s⁰

Règles de remplissage �Règle de Klechkowsky   

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, 5g, 6f, 7d, 8p, et 9s….

42

Configuration électronique

43

Configuration électronique

• Il existe 3 formes d’écritures, si on prend le cas du fer comme exemple:

​

• [Fe] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ (forme complète),
• [Fe] = [Ar] 4s² 3d⁶ (forme abrégée rapportée à l'argon),
• [Fe] = [Ar] 3d⁶ 4s² (forme abrégée classée par énergie).

44

46

Diagramme de Klechkowsky 

Classification périodique des éléments

47

Lanthanides

Actinides

Métaux de transition

Alcalino terreux

Alcalins

B

C

O

Halogènes

Gaz rares

N

Période

Groupe

Terres rares

IA

IIA

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIIB

IB

IIB

VIIB

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

Configuration électronique

• Eléments constituant l’exception dans leurs configuration électronique à l’état fondamental:

​

• Métaux de transition
• Chrome Cr (Z=24): [Ar] 3d⁵ 4s¹
• Cuivre Cu (Z=29): [Ar] 3d¹⁰ 4s¹
• Molybdène Mo (Z=42): [Kr] 5s¹ 4d⁵
• Palladium Pd (Z=46):[Kr] 5s⁰ 4d¹⁰
• Série des terres rares
• Lanthane La (Z=57): [Xe] 6s² 5d¹ 4f⁰
• Cérium Ce (Z=58): [Xe] 6s² 5d¹ 4f¹
• Gadolinium Gd (Z=64):[Xe] 6s² 5d¹ 4f⁷
• Thorium Th (Z=90): [Rn] 7s²  6d¹ 5f¹

48

Configuration électronique d’un cation

• Pour la trouver , il faut :
• Partir de la configuration électronique de l'atome neutre . 
• Enlever prioritairement les électrons de + grand n, 
• puis si nécessaire les électrons de la sous couche de n inférieur remplie en dernier.

​

49

Configuration électronique d’un cation

• Exemples

50

Fe²⁺  :   1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁶  4s⁰  3d⁶  

Fe³⁺  :   1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁶  4s⁰  3d⁵

Ti²⁺  1s², 2s², 2p⁶, 3s² , 3p⁶, (4s⁰ ) , 3d²    

Ti⁴⁺  1s², 2s², 2p⁶, 3s² , 3p⁶,( 4s⁰, 3d⁰  )

Hg⁺   [Xe]   6s¹ , 4f¹⁴,  5d¹⁰           �Hg²⁺   [Xe]   (6s⁰ ) , 4f¹⁴,  5d¹⁰

O ( 2s²  2p⁴ )

O⁺   ( 2s²  2p³ )  

N ( 2s²  2p³ )

N⁺ ( 2s²  2p² )

Configuration électronique d’un anion

• Partir de la configuration électronique de l'atome neutre et rajouter autant d'électrons que nécessaire selon les mêmes règles de remplissage.

51

Classification périodique des éléments/ e- de valence

52

Lanthanides

Actinides

Métaux de transition

Alcalino terreux

Alcalins

B

C

O

Halogènes

Gaz rares

N

Période

Groupe

Terres rares

IA

IIA

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIIB

IB

IIB

VIIB

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

n= 6 ou 7

exceptions

Périodicité des propriétés�Rayon atomique r_A ou de covalence r_c

53

d_H-H = 2 r_H = 74 pm

⇒ r_H = 37 pm

Sur une période :

si Z augmente alors r_A ↓

​

Sur une colonne :

si Z augmente alors r_A ↑

pm picomètre = 10^-12 m

Périodicité des propriétés�Rayon atomique r_A ou de covalence r_c

54

Périodicité des propriétés�Rayon ionique

55

• Les cations sont plus petits que leurs atomes parents : r_i (cation) < r_a
• Les anions sont plus gros que leurs atomes parents : r_i (anion) > r_a
• Pour les ions ayant la même configuration électronique (S^2-, Cl^-, K⁺, Ca²⁺, Ti⁴⁺,…) : Si Z ↑; ri ↓ (r_a<r (anion) ; r_a>r (cation))
• A charges = : r_i varie dans le même sens que le r_a: si Z ↑ alors r_i ↓

Périodicité des propriétés�Energie de première ionisation

• = énergie qu'il faut fournir pour arracher un électron à un atome (ou à un ion) dans l'état fondamental et à l'état gazeux.

M 🡪 M⁺ + e-

• Sur une même période : si Z ↑ alors EI ↑.
• Sur un même groupe : si Z ↑ alors EI ↓.

​

​

56

Périodicité des propriétés�Energie de première ionisation

57

Effet de charge : EI (F) > EI(Li)

EI (F) = 1681 kJ.mol^-1 ; EI (Li) = 520 kJ.mol^-1

Li (Z=3) : 1s2 2s1

F (Z=9) : 1s² / 2s²2p⁵

Périodicité des propriétés�Affinité électronique (AE)

• C'est le phénomène inverse de l'ionisation.
• L’AE d'un atome M est l'énergie dégagée lorsque cet atome capte un e-.

​

M + e- 🡪 M-

​

58

Périodicité des propriétés�Electronégativité (EN)

• C'est le pouvoir d'attirer un électron par un élément.
• Un élément qui perd facilement un ou plusieurs électrons est dit électropositif.

​

• L'électronégativité d'un élément X peut être définit selon plusieurs échelles :

59

Périodicité des propriétés�Electronégativité (EN)

Echelle de Mulliken

• L’électronégativité d’un élément X est égale à la moyenne arithmétique de l’énergie de première ionisation, EI, et de l’affinité électronique AE.

(en eV)

60

Périodicité des propriétés�Electronégativité (EN)

Echelle de Pauling

• Elle est basée sur les énergies de dissociation des liaisons diatoniques simples E_X-X, E_X-Y (en KJ/mol).
• La différence d’électronégativité entre les éléments Y et X est donné par :

(en eV^1/2)

​

• Pauling a fixé arbitrairement l'électronégativité du Fluor (élément le plus électronégatif) : EN(F) =4 eV^1/2

61

Périodicité des propriétés�Electronégativité (EN)

Echelle de Pauling

​

Exemple de HF (Fluorure d’hydrogène)

​

• E_H-H= 432 KJ/mol ;
• E_F-F= 153 KJ/mol ;
• E_H-F= 563 KJ/mol ;

​

• EN(F) – EN(H) = 1,8=> EN(H)= 2,2 eV^1/2

62

Périodicité des propriétés�Electronégativité (EN)

63

Quelques valeurs des électronégativités dans l’échelle de Pauling (en eV^1/2)

​

​

Evolution de l'électronégativité dans la classification périodique :

​

• Sur une même période : si Z ↑alors EN ↑

​

• Sur un même groupe : si Z ↑ alors EN ↓

​

Périodicité des propriétés�Valence

• C'est la capacité de chaque atome à former une liaison. Sa valeur est égale au nombre d'électrons qui peuvent êtres célibataire pour l’atome considéré
• Exemple
• 1) Hydrogène: 1s¹; v= 1
• 2) Oxygène: 2s² 2p⁴; v= 2
• 3) Potassium: 4s¹, v = 1

64

L’hydrogène est monovalent, l’oxygène est divalent, l’azote trivalent et le carbone tétravalent.

Périodicité des propriétés�Propriétés magnétiques

• Diamagnétisme : Les atomes (ou molécules) ne possédant pas d'électrons célibataires sont dit diamagnétiques.

• Paramagnétisme : Les atomes (ou molécules) possédant des électrons célibataires Sont dit paramagnétiques.
• Exemple : NO

65

Chapitre II: �Les liaisons chimiques

• A l'exception des gaz rares, les atomes isolés ne se rencontrent pas à l'état naturel, ils sont associés soit

​

• Dans des réseaux cristallins
• Dans des molécules.

66

Règle de l’octet & liaisons chimiques

• Dans une molécule organique, chaque atome doit être entouré de 8 e-.
• D’une manière générale et plus juste
• Un atome est dans son état le plus stable quand sa couche de valence est la même que celle du gaz rare le plus proche ( règle de l'octet ) ;
• il va donc tenter d'acquérir cette structure électronique par perte, gain ou mise en commun d'électrons.
• Les atomes C, N et O par exemple seront entouré de 8 e- et l’atome H de 2 e-
• Ces différents processus vont permettre aux atomes de se lier entre eux et conduire aux différentes liaisons chimiques.

67

Schéma de Lewis

• Les propriétés chimiques d’un atomes dépendent de sa couche électronique externe (couche de valence),
• Le schéma de Lewis représente cette couche
• Exemple de l’Oxygène (Z=8)

​

​

68

On représente e- / un point

On représente le doublet / un trait

Les électrons de valence excès par rapport à l’Helium

Schéma de Lewis

• Les propriétés chimiques d’un atomes dépendent de sa couche électronique externe (couche de valence),
• Le schéma de Lewis représente cette couche
• Exemple de l’Oxygène (Z=8)

​

​

69

On représente e- / un point

On représente le doublet / un trait

Les électrons de valence excès par rapport à l’Helium

Schéma de Lewis�formation de liaisons

70

Exemple : O₂

O=O

71

Liaison σ:

x

y

z

X'

Y'

z’

Axe internucléaire nodal

z ou p

s

s

z ou p

Recouvrement axial d’orbitales p

Recouvrement axial d’orbitales s et p

Recouvrement axial d’orbitales s

(A-A)

72

Liaison π :

x

y

z

X'

Y'

z’

Recouvrement latéral d’orbitales p

Diagramme d’énergie :

Plan nodal passant par la liaison entre les 2 noyaux

2p_x

2p_y

2p_z

2s

2p_x

2s

2p_y

2p_z

σ_s

σ_s*

σ_z

σ_z*

π_x

π_y

π_x^*

π_y^*

E

2p_x

2p_y

2p_z

2s

2p_x

2s

2p_y

2p_z

σ_s

σ_s*

σ_z

π_x

π_y

π_x^*

π_y^*

E

σ_z*

On peut rencontrer ce type de diagramme dans le cas du C, B, N Suite à des interactions en s et p

Cas général

(A-A)

H-H

73

φ- Niveau antiliant

φ+ Niveau liant

H-H

H

H’

1s¹

1s¹

σ

σ*

Dioxygène

74

75

x

y

z

X'

Y'

z’

Diagramme d’énergie :

2p_x

2p_y

2p_z

2s

2p_x

2s

2p_y

2p_z

σ_z

π_x^*

π_y^*

E

(A-B)

σ*_z

Atome le + EN

Atome le - EN

π_x

π_y

σ_s

σ*_s

H-F

76

H

F

HF

Les liaisons chimiques �liaison ionique

• Lors du rapprochement d’un atome alcalin M ( ex : Na de ra = 217 pm ) et d’un atome halogène X ( ex : Cl de ra 97 pm ), il y a création d’une paire X⁻,M⁺ (Cl^-,Na⁺)
• A partir d’une certaine distance d’approche d, du fait de différences importantes d’EN entre les alcalins et les halogènes, l’atome alcalin (Na) peut céder un électron à l’atome halogène (Cl).
• Une paire d’ions est formée, au sein de laquelle règne des forces de Coulomb qui maintiennent l’existence de cette « paire » X⁻,M⁺, Cette paire possède un pôle + et un pôle -.

​

77

78

Les liaisons chimiques �liaison covalente

• lorsque des atomes ont des électronégativités voisines, il y a possibilité de liaison entre eux :
• • soit par covalence : chacun des deux atomes A et B apportent un électron au doublet de liaison :

​

• soit par covalence par coordination : l’un des atomes possède déjà une paire constituée, l’autre atome mettant en jeu une de ses orbitales libres :

​

​

​

79

Les liaisons chimiques �liaison métallique

• Une autre forme de liaison se manifeste dans les métaux ( très bons conducteurs de l’électricité ). Elle est appelée pour cela la liaison métallique.
• Un métal est constitué par un réseau d’ions positifs baignant dans un ensemble d’électrons dont la mobilité assure la conductivité thermique et électrique et qui maintient la cohésion du réseau.

​

​

80

Notion d’hybridation

• Voir document associé …

81

Chapitre III: Géométrie moléculaire �Théorie de VSEPR

• aussi connue sous le nom de

«Théorie de Gillespie »

(ou de Nyholm-Gillespie)

​

• Sigle de l'anglais Valence Shell Electronic Pairs Repulsion, en français RPECV :

« répulsion des paires électroniques de la couche de valence »

• Une méthode destinée à prédire la géométrie des molécules en se basant sur la théorie de la répulsion des électrons de la couche de valence.

82

Chapitre III: Géométrie moléculaire�suppositions de la méthode VSPR

1. les atomes dans une molécule sont liés par des paires d'électrons ;

​

• 2 atomes peuvent être liés par plus d'une paire d’e-. On parle alors de liaisons multiples ;

​

• Certains atomes peuvent aussi posséder des paires d’e- qui ne sont pas impliqués dans une liaison. On parle de doublets non-liants ;

83

Chapitre III: Géométrie moléculaire�suppositions de la méthode VSPR

4. Les e- composant ces doublets liants ou non liants exercent les uns sur les autres des forces électriques répulsives

=> Les doublets sont donc disposés autour de chaque atome de façon à minimiser les valeurs de ces forces ;

​

• Les doublets non liants occupent plus de place que les doublets liants ;

​

• Les liaisons multiples prennent plus de place que les liaisons simples.

84

Chapitre III: Géométrie moléculaire

AX_mE_n

85

Atome centrale de la molécule étudiée

Nbre de doublets non-liants

Nbre de doublets liants

86

α=180°

α=120°

α=109,28°

en V

Plane

α<120°

α<109,28°

Plane

en V

α<<109,28°

87

α=90°

β=120

α=90°

éq

2 E en positions ↓↑,

1 E en position quelconque

Forme dite SF4

α<90°

β<120

Forme en T

éq

éq

β<90°

α=180°

α~90°

α=90°

α<90°

Forme en T

α=180°

Linéaire

Détermination de la longueur des liaisons ℓ avec les rayons de covalence

• On pourra assimiler les atomes à des sphères dont le rayon est égal au rayon de covalence.
• La longueur d'une liaison sera alors donnée par la somme des rayons de covalence des atomes impliqués

​

​

​

ℓ =r_a(A)+r_a(B)

88

ℓ

B

A

Détermination de ℓ tenant compte de la différence d’EN

• une forte différence d'électronégativité implique un raccourcissement important de la liaison

​

​

​

​

ℓ =r_a(A)+r_a(B)-9│∆_ENA,B│

​

89

ℓ

B

A

suivant l'échelle de Pauling

Influence des liaisons multiples

• Une liaison double fait en moyenne, 86 % de la longueur d'une liaison simple.
• Une liaison triple fait en moyenne, 78 % de la longueur d'une liaison simple.
• Les liaisons aromatiques sont intermédiaires entre des liaisons simples et des liaisons doubles
• r_a (C) : 77 pm => ℓ de C-C simple 154 pm ;
• ℓ d'une liaison C=C double (calculée) : 133 pm ;
• ℓ des liaisons C-C dans la molécule de benzène (exp) : 140 pm,

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Prochain cours �Chimie Organique

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