Bc 1 Liaisonschimiques

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Les liaisons chimiques

    Llectrongativit et le genre de liaison

    lectrons extrieurs

    Les lectrons extrieurs sont les lectrons de la dernire couche occupeExemple : Latome de slnium

    34 lectrons au total :

    1s22s22p63s23p64s23d104p4

    Dernire couche : n=4 !

    Ce sont ces lectrons quon reprsente dans les + structures de Lewis :

    traits rouges : doublets lectroniques = 2e dans une case points rouges = lectrons non apparis (clibataires) = 1e dans une case

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Critres de liaison

    Les + lectrongativits des atomes dterminent leurs genres de liaisons :

    Deux atomes possdant tous les deux des lectrongativits suprieures ou gales 2 formententre eux une liaison covalente.

    Deux atomes dont la diffrence dlectrongativit dpasse 2, forment entre eux une liaisonionique.

    Plusieurs atomes possdant des lectrongativits infrieures 2 sassocient en liaison m-tallique.

    Ces + limites sont assez floues, on trouve beaucoup de cas de liaisons intermdiaires, parexemple les liaisons polaires.

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Particularits de la liaison covalente

    Le modle de Lewis de la liaison covalente simple

    Ce modle a t prsent dans + le chapitre des lectrons extrieurs. Il est bas sur la rgle deloctet et il sapplique souvent molcules simples ne faisant pas intervenir dlments de transition.Il sapplique aussi des ions polyatomiques simples, par exemple :

    En vert sont reprsents les lectrons extrieurs + des structures de Lewis des atomes neutres,en rouge les lectrons supplmentaires qui dterminent leurs charges.

    +Rptition dexercices et nouveaux exercices

    Notons que dans ce modle les atomes forment autant de liaisons covalentes quil leur reste deslectrons non apparis :

    Pour former la molcule deau, latome O peut mettre en oeuvre deux lectrons non apparis, ilforme donc deux liaisons covalentes, alors que dans lion hydroxyde, il lui reste un seul lectronnon appari pour former une liaison covalente !

    Mais comment peut-on alors expliquer les liaisons dans lion

    H3O+

    ion hydronium (hydroxonium)

    un ion existant rellement et dans lequel latome O forme 3 liaisons avec des atomes H ? Le modlesimple de Lewis peut-il tre largi pour tenir compte de genre dions ?

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Le modle de Lewis largi la liaison dative

    Exemple :On peut expliquer la structure de lion hydronium en gardant le modle de Lewis et la rgle deloctet :

    Voici un ion hydrogne et une molcule deau.

    Lion hydrogne a de la place pour deux lectrons sur sa dernire couche. En effet, la dernire

    couche de lion H+ est vide, mais peut accomoder 2 lectrons au maximum. On dit que lion H+

    possde une lacune lectroniquePar contre, latome doxygne de la molcule deau possde (au moins) un doublet lectroniquesur sa dernire couche. Le "deal" est maintenant le suivant :

    En mettant en commun de latome doxygne les deux lectrons de son doublet , H acquiert lastructure stable de lhlium et O garde le mme octet que le gaz noble non !

    Il faut quand-mme bien se rendre compte, quen mettant en commun deux lectrons provenantde latome O seul, celui-ci perd en moyenne un lectron, alors que H en gagne un ce qui fait que O,neutre au dbut acquiert une charge positive alors que H, charg positivement au dbut devientneutre !

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    En gnral :En gnral, une liaison dative peut se former entre une espce chimique possdant une lacune lec-tronique et une espce possdant un doublet lectronique. La premire espce gagne en moyenneun lectron et sa charge diminue ainsi dune unit, la deuxime perd un lectron et sa chargeaugmente dune unit.

    Voici diffrents cas de lacunes :

    Lion hydrogne, par exemple :

    Les composs des terreux (troisime famille du tableau priodique) : B, Al, ..., par exemple :

    Les atomes des sulfurides (sixime colonne du tableau priodique) : O, S,.... aprs rarran-gement de leurs lectrons extrieurs, par exemple :

    + Charges formelles

    + Exercices

    Nous savons que les liaisons covalentes simples sont en gnral plus longues que les liaisons cova-lentes doubles (c..d. que la distance entre les noyaux en question est plus grande). Mais commentse fait-il alors quon constate pour le dioxyde de soufre une longueur gale des deux liaisons ? Lemodle de Lewis peut-il tre largi pour tenir compte de cela ?

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Le modle de Lewis largi la msomrie

    Exemple :Le dioxyde de soufre possde une longueur gale des deux liaisons parce que la molcule relle estun intermdiaire entre deux "formes contributives" reprsentes par les deux structures de Lewissuivantes ("structures limites") :

    Il y a en ralit quatre (en rouge dans la forme contributive suivante) lectrons

    qui se distribuent symtriquement entre les trois atomes de la molcule :

    Pour "sauver" le modle de Lewis (2 lectrons = une liaison !) on reprsente cette vraie molculepar les deux structures de Lewis (qui nexistent pas en ralit !) et dont elle est un intermdiaire :

    Notez la flche qui nest pas une flche dquilibre !

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Comparaison :Une molcule msomre, cest comme un rhinocros : elle existe rellement. Un enfant comprendce que cest quun rhinicros si vous lui expliquez que cest un intermdiaire entre un dragon etune licorne (qui nexistent pas, mais que lenfant connat bien)

    Occurence :Nous nous limitons deux cas pour lesquels une msomrie est possible :

    On trouve une autre forme contributive endplaant le doublet"libre" sur la liaisonsimple. Mais alors latome B fait une liai-son de trop et il faudra dplacer le doublet"liant" sur latome C.

    On trouve une autre forme contributive endplaant un doublet"liant" (par exemple ledoublet qui se trouve entre A et B) sur laliaison simple . Mais alors latome C fait uneliaison de trop et il faudra dplacer lautredoublet "liant" sur latome D.

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Exemples :

    Lion nitrite :

    Le buta-1,3-dine

    ou encore :

    Cette molcule possde donc 3 structures limites.

    Probabilit et stabilit :

    Les structures limites contribuent avec diffrentes probabilits la structure relle. (Un rhinocrostient plus du dragon que de la licorne !).

    -Moins il y a de charges, plus la probabilit dune structure limite est leve,-elle est plus grande, si deux atomes voisins ne possdent pas de charges de mme signe ou-si latome le plus lectrongatif ne possde pas de charge positive.

    Une molcule relle rsultant de plusieurs structures limites de probabilits leves est trs stable,parce que ses lectrons se trouvent rpartis sur un large espace.

    + Questionnaire

    Le monoxyde de carbone (CO)est un gaz toxique bien connu prsent dans les gaz dchappementdes voitures. Sa formule ne peut gure tre explique par la thorie de Lewis, mme largie laliaison dative ou la msomrie. Revenons la mcanique ondulatoire :

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Le modle des orbitales molculaires

    Une molcule est un difice bien plus complexe quun atome isol. Mais les physiciens ont prouvquon peut prvoir les orbitales molculaires partir des orbitales atomiques :

    Deux orbitales 1s (p.ex. de deux atomes dhydrogne spars) renferment chacune un lectron(symbolis par une flche). Pour tablir une liaison (p.ex. H H), ces deux orbitales "fusionnent"frontalement pour former une orbitale appartenant la nouvelle molcule. Cette orbitale mol-culaire est appele (sigma) et renferme les deux lectrons de dpart.

    Deux orbitales 2py orientes suivant le mme axe (p.ex. de deux atomes doxygne spars) ren-ferment chacune un lectron (symbolis par une flche). Pour tablir une liaison (p.ex. O O),ces deux orbitales "fusionnent" frontalement pour former une orbitale appartenant la nouvellemolcule. Cette orbitale molculaire est encore appele (sigma) et renferme les deux lectronsde dpart.(Attention ! Le dessin droite renferme une seule orbitale )

    Deux orbitales 2pz orientes paralllement (p.ex. de deux atomes doxygne spars)renfermentchacune un lectron (symbolis par une flche). Pour tablir une liaison (la 2e liaison entre deuxatomes O), ces deux orbitales "fusionnent" latralement pour former une orbitale appartenant la nouvelle molcule. Cette orbitale molculaire est appele pi (pi) et renferme les deux lectronsde dpart.(Attention ! Le dessin droite renferme une seule orbitale pi)

    + Pour en savoir plus

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Particularits de la liaison ionique

    La taille des ions

    Le diamtre des ions varie considrablement avec leur charge :

    lintrieur dune famille (colonne) du tableau priodique le diamtre des ions de mmecharge augmente de haut en bas parce que le nombre dlectrons augmente

    Pour des ions de la mme priode (ligne) du tableau priodique, les ions positifs sont plus petits : la charge positive ramne les lectrons vers le noyau etce dautant plus que cette charge est plus leve.

    les ions ngatifs sont plus gros : la charge globale ngative loigne les lectrons les uns desautres et ce dautant plus que cette charge est plus grande en valeur absolue.

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  • Chimie 3e/2e Module 4

    Les rseaux ioniques

    -Rseaux du type AB (ions positifs A et ions ngatifs B en nombre