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F.Nivoliers

EDIFICE MOLECULAIRE

UV ORGA 1

NH

H

O

NH2HCOOH

COOCH3

Aspartame

F.Nivoliers

UV ORGA 1

LIAISONS DANS LES COMPOSES MOLECULAIRES

STEREOCHIMIE:

REACTIONS CHIMIQUES - MECANISMES REACTIONNELS

ORBITALE ATOMIQUE

F.Nivoliers Edifice moléculaire

Modèle de l’atome issu du développement de la mécanique quantique fondé sur deux principes:

- dualité onde / particule (De Broglie): à l’électron de masse m doit être associé une onde de longueur d’onde = h/mv; v étant la vitesse de l’électron et h la constante de Plank.

- Principe d’incertitude d’Heisenberg: il est impossible de déterminer avec précision la position de l’électron et sa quantité de mouvement (donc sa vitesse).

L’équation mathématique qui décrit le mouvement de l’électron autour du noyau est l’équation de Schrödinger.Les solutions de cette équation n’existent que pour des valeur quantifiées de l’énergie; elles sont appelées fonctions d’onde ou orbitales atomiques et notées (x,y,z).Seul le carré de la fonction d’onde a une signification physique: il exprime la probabilité de trouver l’électron en un point au voisinage du noyau.Par extension, l’orbitale atomique représente un volume à l’intérieur duquel la probabilité de trouver l’électron est d’environ 90%.

ORBITALE ATOMIQUE

–n : nombre quantique principal (n > 0)

numéro de la ligne dans le tableau périodique

n 1 2 3 4 5 6 7 couche K L M N O P Q


-l : nombre quantique azimutal (ou secondaire) ( 0 l < n)

définit les blocs du tableau périodique

(sous-couche)

l 0 1 2 3 4 5 6

Sous-couche s p d f g h i

Fonctions d’onde ou orbitale atomique; définie par 3 nombres quantiques (3 coordonnées d’espace) :

ORBITALE ATOMIQUE

-m: nombre quantique magnétique (l m l)

indique la dégénérescence spatiale (la largeur d’un bloc)

Chaque état de l’électron est décrit par un jeu de 3 nombres quantiques : n,l,mn 1 2

l 0 0 1

m 0 0 1 0 1

état 1s 2s 2px 2py 2pz

Les 4 orbitales 2s et 2p sont dégénérées ! Il y a n2 orbitales dégénérées d’énergie En

Edifice moléculaireF.Nivoliers

Un dernier nombre quantique ms: nombre quantique magnétique de spin, lié au sens de rotation de l’électron sur lui-même, définit l’état de l’électron dans une orbitale: +1/2 ( ) ou -1/2 ( ).

ORBITALE ATOMIQUE

Energies relatives des orbitales atomiques

1 2 3 4 n

E

ss

s

sp

p

pd

d

6C (Z = 6) 1s2 2s2 2p2

2p

2s

1s

n =2

n = 1

8O (Z = 8) 1s2 2s2 2p4

2p

2s

1s

n =2

n = 1

Principes permettant de déterminer la configuration electronique d'un atome:

- Principe de stabilité: Les orbitales doivent être remplies dans l'ordre croissant de leur niveau énergétique.- Principe d'exclusion de Pauli: Une orbitale ne peut contenir que deux électrons de spins opposés.- Règle de Hund: Toutes les orbitales de même énergie doivent être occupées par un électron avant qu'une de ces orbitales puisse être occupée par un doublet électronique.


ORBITALE ATOMIQUE


Orbitale s: sphérique centrée sur le noyau

Orbitales p

Orbitales d:

1

H 2

He 3

Li 4

Be 5

B 6

C 7

N 8

O 9

F 10

Ne 11

Na 12

Mg 13

Al 14

Si 15

P 16

S 17

Cl 18

Ar

ORBITALE ATOMIQUE

F.NivoliersEdifice moléculaire

Période = ligne ; Famille = colonne

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LIAISON COVALENTE – SRUCTURE DE LEWIS


Modèle de Lewis: La liaison covalente résulte de la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’electrons 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:

Cl.... ..

. Cl... .. .

.

Stucture électronique de l’atome de chlore:

17Cl (Z=17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Formation de la liaison covalente dans Cl2

Cl Cl

doublet liant

doublet non liant

LIAISON COVALENTE – SRUCTURE DE LEWIS


THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE


Selon cette théorie, les principaux édifices moléculaires sont les suivants:

La configuration spatiale d’une molécule est déterminée de manière à minimiser la répulsion mutuelle des paires électroniques (liantes ou non liantes) dans la couche de valence de l’atome central.



Détermination de la géométrie d’une molécule selon cette méthode:

H

H H

H H

H H

H

HH HH géométrie linéaire

géométrie trigonale plane

Structure de Lewis Disposition spatiale desdoublets électroniques

Géométrie de la moléculetrigonale pyramidale

Dans le cas de composés à liaisons multiples, la liaison multiple est assimilée à une simple liaison :

Répulsion entre doublets:

liant-liant < liant-non liant

< non liant-non liant



– Structure linéaire:Deux paires électroniques(les liaisons multiples étant assimilées à une seule paire électronique) entourent l’atome

central

Cl Be Cl

OCO

C CH H



– Structure trigonale plane:Trois paires électroniques(les liaisons multiples étant assimilées à une seule paire électronique) entourent l’atome

central

B HH

H

S O

O



– Structure tétraèdrique:Quatre paires électroniques entourent l’atome central

H

HHH

N

H HH O

H H

HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES


Hybridation sp3 :

Combinaison de l’orbitale s avec les trois orbitales p pour donner 4 orbitales hybrides sp3 équivalentes et de même énergie



Hybridation sp2 :

Combinaison de l’orbitale s avec deux orbitales p pour donner 3 orbitales hybrides sp2 équivalentes et de même énergie. Une orbitale reste inchangée



Hybridation sp :

Combinaison de l’orbitale s avec une orbitales p pour donner 2 orbitales hybrides sp équivalentes et de même énergie. Deux orbitales p restent inchangées.



6C (Z = 6) 1s2 2s2 2p2

2p

2s

1s

n =2

n = 1

"Etat Excité"

2p

2s

1s

n =2

n = 1

"Etat Fondamental"

2p

2s

1s

n =2

n = 1

"Etat Hybridé sp"

2p

2s

1s

n =2

n = 1

"Etat Hybridé sp2"

2p

2s

1s

n =2

n = 1

"Etat Hybridé sp3"

Différents états d’hybridation du carbone

FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE


longueur de liaison

atomeForces de répulsion : s’opposent au rapprochement des atomes

Forces d’attraction : s’opposent à leur éloignement

Courbe d’énergie potentielle en fonction de la longueur de liaison

Formation de liaison : dégagement d’énergie

Pour d = longueur de liaisonminimum énergétique, situation la plus stable



Les fonctions d’onde peuvent interférer entre elles de manière constructive (lorsqu’elles sont en phase) ou destructive (lorsqu’elles sont en opposition de phase).



De la même manière deux orbitales atomiques peuvent se combiner pour donner deux orbitales moléculaires , l’une liante, de plus basse énergie, l’autre antiliante, deplus haute énergie.



Formation d’un liaison par recouvrement axial de deux orbitales p



Formation d’une liaison par recouvrement latéral d’orbitales p



STRUTURE DU FORMALDEHYDE6C (Z = 6) 1s2 2s2 2p2

2p

2s

1s

n =2

n = 1

Excitation puisHybridation

sp2

8O (Z = 8) 1s2 2s2 2p4

2p

2s

1s

Hybridationsp2

C O

H

H

C sp2 O sp2

+2xH



STRUCTURE DE L’ACETYLENE

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