Liaisons chimiques
- Liaison chimique : c’est un ensemble de forces retenant deux atomes, ces forces proviennent de la mise en commun d’électrons célibataires.
- Couche de valence : c’est la dernière couche électronique de l’atome qui peut être soit partiellement ou complètement remplie, c’est les électrons de cette couche qui interviennent dans les liaisons chimiques.
- Doublets liants : c’est des paires d’électrons assurant des liaisons.
- Doublet non liant : doublets ne contribuant pas à des liaisons avec les autres atomes.
- Electronégativité : c’est la capacité de l’atome à attirer les électrons.
Chaque atome possède un nombre définit d’électrons, ces électrons sont répartis autour du noyau dans des couches électroniques (K,L,M,N) de nombre quantique « n » se composant de sous couches de nombre quantique « l »possédant des niveaux d’énergie « m »(au sein des sous couches)et un spin (sens de rotation)pour l’électron.
Le schéma de Lewis permet de représenter les électrons se trouvant sur la couche la plus externe (électrons de valence) en forme de points autour de l’atome, celons le nombre d’électrons on trouvera des doublets non liant des doublets liant et des électrons célibataires.
Les doublets liants correspondent aux liaisons établies avec d’autres atomes et sont représentés par un trait reliant les 2 atomes (on pourra aussi trouver 2 traits signifiant une liaison double ou 3 traits signifiant une liaison triple).Les électrons non impliqués dans les liaisons forment entre eux des doublets non liants représentés sous forme de trait au dessus du symbole de l’atome.
Les atomes s’unissent en mettant en commun un ou plusieurs électrons appartenant à leurs couches de valence et forment par cela des liaisons chimiques.
Pour former des liaisons il faut suivre les règles suivantes:
- Règle de l’octet : Chaque atome engagé dans une liaison cherche à acquérir la configuration électronique du gaz rare le plus proche dans le tableau périodique, c'est-à-dire avoir 8 électrons sur la couche de valence () et cela pour avoir une configuration stable.
- Règle du duet : cette règle est appliqué pour l’atome d’hydrogène qui lui ne possède qu’un électron il cherchera donc à se rapprocher de l’hélium (gaz rare possédant 2 électrons).
La valence correspond au nombre d’électrons célibataires que possède l’atome c'est-à-dire le nombre de liaison possible. Elle se déduit du schéma de Lewis atomique et donc de sa configuration électronique.
C’est une liaison dans laquelle 2 atomes partagent 2 électrons de leurs couches de valence .On dit qu’une liaison est covalente lorsque la différence d’électronégativité entre les 2 atomes est faible ou nulle (<0,7).
1) La molécule de
2) La molécule d’ammoniac
L’azote possède 5 électrons de valence dont un doublet non liant ce qui lui laisse 3 électrons libre qui s’accorderont avec les 3 électrons des 3 atomes d’hydrogène.
C’est une liaison entre un atome A possédant une lacune électronique (pas d’électrons pour former des liaisons) et un autre atome B possédant un doublet non liant. L’atome B partage alors son doublet avec l’atome A.
Le trifluorure de bore
Lorsque la différence d’électronégativité entre deux atomes est très grande(>1,7) il y aura un transfert total d’électrons de l’élément le moins électronégatif vers l’élément le plus électronégatif (un atome perdra des électrons et l’autre en gagnera) ce qui nous donnera en résultat des ions.
Dans le cas du
On dit qu’une liaison est polaire lorsque la différence d’électronégativité est intermédiaire (entre 0,7 et 1,7).
Soit 2 atomes A et B, la différence d’électronégativité entres ces 2 atomes est intermédiaire donc la liaison est polaire, Si A est plus électronégatif que B il attirera vers luis le nuage électronique et aura une charge négative (
Un dipôle c’est deux charge de même valeur absolue mais de signe opposé (l’une positive et l’autre négative) séparé d’une distance « d ». le moment dipolaire est donc un vecteur de module «
Sont unité est le Debye tel que :
C’est le rapport entre le moment dipolaire expérimental et le moment dipolaire théorique d’une liaison purement ionique donnée
il est calculé par la relation suivante :
%
avec :
- Le caractère ionique augmente régulièrement avec la différence d’électronégativité.
- Pour les molécules polyatomiques (plusieurs atomes) le moment dipolaire de chaque liaison s’ajoute vectoriellement :
Le modèle de Lewis comporte certaine lacune : il n’explique pas les propriétés magnétiques des molécules et n’apporte aucune information sur la géométrie des liaisons, c'est pour cela qu'on utilise la théorie des orbitals molaiculaire.
Cette équation sert à décrire le mouvement d’un électron de charge négative autours d’un ou de plusieurs noyaux de charge positive.
Son expression générale pour une fonction d’onde
Dans notre cas les
Dans la théorie quantique, chaque électron de l’atome est décrit par une orbital atomique. Cependant dans la molécule ces électrons seront décrit par une fonction d’onde dite orbitale moléculaire.
Dans la méthode LCAO on considère que les orbitales moléculaires sont une combinaison linéaire des orbitales atomiques :
Avec : A, B : deux atomes constituants une molécule.
Deux électrons quelconques ne peuvent jamais avoir les mêmes nombres quantiques. Chaque orbital possédant les nombre quantique n,l,m ne peut recevoir que 2 électrons de spins opposés (l’un d’1/2 et l’autre de -1/2).
Il faut utiliser le plus grand nombre possible d’orbitales dans une sous couche.(comme dans la 2emme configuration).
Les arrangements comportant le plus grand nombre de spin parallèles sont les plus favorisé.
Pour effectuer un diagramme moléculaire il faut prendre en compte les règles suivantes :
- Les deux règles de HUND et de PAULI sitées précédemment.
- Deux orbitales atomique ne peuvent se combinée que si leurs énergies sont voisines et qu’elles ont une même symétrie par rapport à l‘axe de recouvrement.
- Le nombre des OM est égale au nombre des OA.
- Le nombre des électrons dans les OM est égal au nombre des électrons dans OA.
- Les électrons occupent les niveaux en commençant par ceux de la plus basse énergie.
- L’énergie électronique totale de la molécule dans sont état fondamentale est la somme des énergies des OM mono électroniques.
- Orbitales moléculaire liantes : La densité électronique est importante dans la région inter-nucléaire.Un électron de cette OM interagie fortement avec les 2 noyaux et stabilise le système. L’énergie d’un électron sur cette OM est inferieur à l’énergie que cet électron aurait s’il était dans l’OA d’un seul atome d’hydrogène.
- Orbitales moléculaire anti liantes : c’est le type de liaison qui s’oppose à la stabilité de la molécule.
- Orbital : (recouvrement axial) apparait lorsque les axes de symétries sont colinéaires.
- Orbital : (recouvrement latérale) les axes de symétries sont parallèles.
les liaisons de types
L’atome de l’hydrogène ne possède qu’un seul électron sa configuration électronique est donc :
H :
Pour former son digramme énergétique on construit d’abord les OM par la méthode LCAO puis on les remplis par les électrons d’ordre d’énergie croissante en respectant les règles cités au paravent comme suit :
- La configuration électronique de cette molécule :
- Son indice de liaison :
- Le nombre d’électrons dans les OM=nombre d’électrons dans les OA=2.
- Configuration électronique : He :
- Diagramme :
- Configuration électronique :
L’ordre de liaison de cette molécule est nul ce qui signifie que cette molécule n’existe pas.
Dans ce cas l’orbital 1s ne participe pas à la formation des OM seul les orbitales de valence sont représenté dans le diagramme d’énergie.
Le dioxygène
- Configuration du O: [He] ().
- Diagramme :
- Configuration électronique de la molécule :
Si dans une molécule il existe des électrons célibataires on dit que cette dernière est paramagnétique sinon on dit quelle est diamagnétique.
Comme par exemple la molécule de dioxygène. Elle possède 2 électrons célibataires donc on dit qu'elle est paramagnétique.
Il existe des interactions entre les orbitales « s » et les orbitale « p », dans le cas de l’oxygène et du fluor elles sont très faible donc on ne les prend pas en considération, mais dans certains cas (lorsque l’énergie du niveau atomique « p » est assez voisine de celle du niveau « s ») elles doivent être prises en considération car elles modifient l’ordre des niveaux moléculaires (cas de l’azote).
- Configuration électronique de l’azote :
- Diagramme :
- Configuration électronique de la molécule :
- Cette molécule est diamagnétique dans les 2 cas (avec et sans interaction)
- Configuration électronique du C :
- Diagramme :
- Sans interraction cette molécule est paramagnétique mais avec interraction elle est diamagnétique
Pour les molécules hétéronucléaires les orbitales atomique ne sont plus identique et ont des énergies différentes.les atomes les plus électronégatifs posséderont donc des orbitales atomique d’énergie plus basse pour un niveau donné que les atomes moins électronégatifs.
- La configuration du H : ; le configuration du F :
- Diagramme :
- le fluor est plus électronégatif que l’oxygène il possède donc les orbitales d’énergie plus basse que celle de l’oxygène.
- La configuration de la molécule :
Tout comme pour les atomes l’ionisation des molécules est possible et cela par ajout ou enlèvement d’électrons ce qui modifiera par conséquent l’énergie de la liaison et sa longueur. Et c’est la nature de l’électron (liant ou non liant) qui vas décider de l’effet de l’ionisation.
- Ajout d’un électron liant : l’indice de la liaison augmente donc l’énergie augmente et la longueur de la liaison diminue.
- Ajout d’un électron non liant : l’indice de la liaison diminue l’énergie aussi et la longueur de la liaison augmente.
- Enlèvement d’un électron liant : l’indice de la liaison diminue avec l’énergie et la longueur de la liaison augmente.
- Enlèvement d’un électron non liant : l’indice de liaison augmente l’énergie aussi et la longueur de la liaison diminue
Si on ajoute un électron on obtient un anion (ion négatif) : stable si l’électron est liant et moins stable si l’électron est anti liant.
Si on enlève un électron on obtient un cation (ion positif) : stable si l’électron est anti-liant et moins stable si l’électron est liant.
Ion
La configuration électronique du carbone est :
La configuration électronique de l’oxygène :
Puisque cet ion a une charge positive cela veut dire qu’un de ses atomes a perdue un électron dans ce cas c’est le carbone :
Son diagramme devient :
Ce cas est plus complexe que les cas précédent car ces molécules possèdent plusieurs atomes on doit donc faire intervenir la géométrie moléculaire ce qui représente une difficulté car l’utilisation des orbitales atomique normales ne permet pas d’expliquer les formes géométrique des molécules faisant intervenir des OA identique c’est pour cela qu’on fait intervenir l’hybridation des orbitales atomique ou la méthode (VSEPR).
Ce modèle nous permet de prévoir la géométrie des molécules à partir du principe de répulsion mutuelle des paires d’électrons de valence.
On cherchera donc une géométrie qui minimise l’interaction entre les paires d’électrons(les doublets se trouvent le plus loin les uns des autres) et apporte un équilibre autour du noyau central .Pour cela il faut :
- faire l’inventaire des paires d’électrons de la couche de valence (doublets liants et non liants).
- les arranger d’après la formule « AXnEm » dans lequel :
A : l’atome central
X : les atomes périphériques
n : le nombre d’atomes périphériques
E : les doublets non liants
m: le nombre de doublet non liant
La molécule
Les longueurs des liaisons dans la molécule d’ozone
- Quelle est la structure de la molécule d’ozone d’après la théorie VSEPR.
- Quelle est la répartition des charges sur chaque atome si le moment dipolaire vaut 0,49D.
On donne :
- L’atome d’oxygène central possède 6électrons externes : il est lié à deux autres atomes d’oxygène et porte un doublet non liant d’où le type et la géométrie : forme d’un « V ».
L’angle prévu par cette théorie est de 120°,mais le doublet non liant est plus volumineux que les deux doublet de liaisons : d’où un angle réel de 117° inférieur à 120°.
- il y a mésomérie entre ces deux formes limites, en conséquence la longueur des liaisons est intermédiaire entre la longueur d’une liaison double (molécule ) et la longueur d’une liaison simple (molécule).
L’atome d’oxygène centrale porte la charge partielle
Le moment dipolaire est dirigé vers le barycentre des charges négatives
Le moment dipolaire
Avec : a : longueur (m) de la liaison ; e : charge élémentaire ;
