Architecture moléculaire

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1 hapitre 4 : UE1 : himie himie physique Architecture moléculaire Pierre-Alexis GAUARD Agrégé de chimie, Docteur ès sciences Année universitaire 2010/2011 Université Joseph Fourier de Grenoble - Tous droits réservés.

2 hapitre 4. Architecture moléculaire I. Modèle de Lewis de la liaison covalente II. Mésomérie III. Géométrie des molécules

3 I. Modèle de Lewis de la liaison covalente I.1) définitions I.2) formation de la liaison covalente I.3) règle de l octet I.4) limites de la règle de l octet I.5) charge, charges formelles et nombres d oxydation I.6) construction des représentations de Lewis I.7) caractéristiques de la liaison covalente

4 I.1) définitions Les interactions intramoléculaires qui assurent la cohésion d une molécule ne dépendent, en première approximation, que de la structure électronique des atomes. Les molécules sont des assemblages polyatomiques résultant d interactions entre les électrons de valence des atomes qui se lient par liaisons chimiques. Liaison chimique redistribution électronique Interactions fortes (une ou plusieurs centaines de kj mol -1 ) 3 types de liaisons : métallique, ionique, covalente.

5 I.1) définitions Liaison métallique Liaison métallique électrons délocalisés sous l influence d une infinité de noyaux Liaison ionique cation anion Liaison ionique Électrons localisés sous l influence du noyau d origine la liaison ionique n est pas une simple interaction électrostatique entre deux ions.

6 I.1) définitions Pour la suite on ne s intéresse qu à la liaison covalente. Liaison covalente Atomes isolés Liaison covalente électrons localisés sous l influence de 2 noyaux La liaison covalente résulte de la mise en commun de 2 électrons de valence Son champ d action est limité aux atomes voisins.

7 I.2) formation de la liaison covalente Rappel : représentation de Lewis de quelques atomes F

8 I.2) formation de la liaison covalente 2 cas possibles pour la mise en commun de 2 électrons de valence as n 1 : chaque atome apporte 1 électron A B A B Di-hydrogène 2 Eau : 2 Doublet non liant (ou doublet libre) Doublet liant Ammoniac 3 Fluorure d hydrogène F F F

9 I.2) formation de la liaison covalente as n 2 : les 2 électrons proviennent du même atome Acide de Lewis A B A B Base de Lewis Liaison dite de coordination (anciennement liaison dative) «mise en commun de 2 électrons» : l acide de Lewis capte un électron alors que la base de Lewis cède un des 2 électrons de son ou de l un de ses doublets non liants charge - sur l élément A (ou disparition de la charge si l élément A était chargé +) charge + sur l élément B (ou disparition de la charge si l élément B était chargé -) l 3 Al l 3 Al Ion hydronium (ou oxonium) (ou hydroxonium) 3 +

10 I.2) formation de la liaison covalente Les liaisons formées peuvent être simples ou multiples Difluor : F 2 F F F F Liaison simple : 1 doublet Liaison double : 1 doublet Dioxygène : 2 1 doublet Diazote : 2 Liaison triple : 1 doublet 2 doublets Il se peut qu il reste un électron célibataire Monoxyde d azote : radical

11 I.2) formation de la liaison covalente Théorie des orbitales moléculaires ( M ) Un électron est décrit par telle ou telle M selon l A qui le décrit dans l atome isolé. as d une molécule di-atomique A---B : Interaction de 2 orbitales atomiques identiques (par exemple l A 2s de l atome A et l A 2s de l atome B) formation de 2 M L une de ces M est dite liante, l autre anti-liante. Rappel : les A sont à relier à la probabilité de présence des électrons dans une région donnée de l espace pour une M liante, on augmentation de la probabilité de présence d un électron entre les deux noyaux (par rapport au cas atomes isolés) 2 électrons qui vont être décrits par une M liante sont responsables de la formation d une liaison. pour une M anti-liante, on a diminution de la probabilité de présence d un électron entre les deux noyaux (par rapport au cas atomes isolés) 2 électrons qui vont être décrits par une M anti-liante sont responsables de la destruction d une liaison.

12 I.2) formation de la liaison covalente y x A B z z z Interactions entre deux A portées par l axe de la molécule interaction axial Les M formées vont être des M Les électrons décrits par ces M des électrons x z z Interactions entre deux A non portées par l axe de la molécule interaction latéral Les M formées vont être des M Les électrons décrits par ces M des électrons

13 I.2) formation de la liaison covalente Diagramme d orbitales moléculaires E 2pz * 2px *, 2py * 2px, 2py A B A B A B A B A B 2pz A B s * s A A B B

14 I.3) Règle de l octet Gaz nobles configuration de valence en ns 2 np 6 8 électrons de valence Un atome va chercher à engager des liaisons covalentes de manière à «s entourer de 8 électrons» afin de tendre vers la configuration électronique des gaz nobles. 8 électrons 4 doublets (liants ou non) 8 électrons règle de l octet Règle de l octet : la stabilité maximale d un édifice est obtenu si tous les atomes sont entourés de 4 doublets (liants ou non). onséquence : un atome dont le nombre d électrons de valence v est supérieur ou égal à 4 tend à engager 8-v liaisons covalentes afin de respecter la règle de l ctet. e : gaz noble en 1s 2 règle du duet, valable pour e et l hydrogène tend à posséder un doublet (liant ou non).

15 I.3) Règle de l octet La règle de l octet est très rapidement mise en défaut (cf. II.3]) mais les éléments de la seconde période (dont les atomes de carbone, d azote, d oxygène et de fluor F) ne seront jamais entourés de plus de 8 électrons. Idem pour l hydrogène, qui ne sera jamais entouré de plus de 2 électrons. Atome F b d électrons de valence v b de liaisons qu il a tendance à former F et sont dits monovalents, divalent, trivalent et tétravalent. F F F

16 I.3) Règle de l octet as du carbone Formule de Lewis de l atome (cf. chapitre 2) : Monoxyde de carbone : arbone trivalent? on, c est un cas particulier Méthane : 4 * Un électron de 2s «passe» vers 2p

17 I.4) Limites de la règle de l octet i) omposés déficients en électrons. ydrure de béryllium Be 2 ( 4 Be : [ 2 e] 2s 2 ) Be Be * * Be Be Déficience de 4 électrons (2 paires) par rapport à l octet Be Idem pour l hydrure de bore ( 5 B : [ 2 e] 2s 2 2p 1 ) et le chlorure d aluminium ( 13 Al : [ 10 e] 3s 2 3p 1 ) B l Al l l

18 I.4) Limites de la règle de l octet ii) omposés hypervalents Éléments de la 3 e période et plus plus de 4 doublets possible F Exemple : trifluorure de chlore l F F 5 doublets pour le chlore. Autres exemples : Pentachlorure de phosphore, le P forme 5 liaisons avec 5 l. exafluorure de soufre : le S forme 6 liaisons avec 6 F.

19 I.5) harge, charges formelles et nombres i) harge formelle d oxydation La charge formelle portée par un atome correspond à la différence d électrons de valence entre l atome isolé et l atome lorsque l édifice est formé, toutes les liaisons étant considérées comme purement covalentes. La somme de toutes les charges formelles est égale à la charge de l espèce. ydrogène : Atome isolé v = 1 électron Dans l édifice 1 électron Pas de charge xygène : Atome isolé v = 6 électrons Dans l édifice 5 électrons déficit d 1 e - harge +

20 I.5) harge, charges formelles et nombres d oxydation i) harge formelle Autres exemples ydrogène : Atome isolé : v = 1 électron Dans l édifice : 1 électron F () = 0 2 Azote : Atome isolé : v = 5 électrons Dans l édifice : 6 électrons F () = - 1 (excès d un e - ) Monoxyde de carbone : F () = -1 F () = + 1 charge de l espèce nulle

21 I.5) harge, charges formelles et nombres d oxydation ii) ombre d oxydation Le nombre d oxydation (ou degré d oxydation) d un atome correspond à la différence d électrons de valence entre l atome isolé et l atome lorsque l édifice est formé, toutes les liaisons étant considérées comme purement ioniques. La somme des nombres d oxydation est égale à la charge de l espèce. () < () Monoxyde de carbone : arbone : Atome isolé v = 4 électrons Si liaisons ioniques 2 électrons no () = + II xygène : Atome isolé v = 6 électrons Si liaisons ioniques 8 électrons no () = - II

22 I.6) onstruction des représentations de Lewis 1 ère méthode Méthode systématique utilisant dans un ordre défini un certain nombre de règles. Avantage : méthode systématique qui convient souvent mieux aux cas compliqués Inconvénient : plus lente sur des cas simples 2 nde méthode en utilisant les formules de Lewis des atomes. Avantage : plus rapide Inconvénient : peut s avérer délicate dès que l on sort des cas simples

23 I.6) onstruction des représentations de Lewis i) 1 ère méthode : méthode systématique Illustration sur le cas de l ion hydroxonium Faire le bilan du nombre total d électrons de valence e, en tenant compte de la charge de l édifice s il y a lieu. Retrancher 1 électron par charge (+). Ajouter 1 électron par charge ( ). ydrogène : v = 1 électron de valence / xygène : v = 6 électrons de valence 3*1 + 6 = 9. 1 charge (+) moins 1 électron 8 électrons de valence pour l édifice 3 + e= 8 2 Déterminer le nombre de doublets D = ½ nombre d électrons e. Si le nombre de doublets n est pas entier mais demientier, on a affaire à un radical (électron célibataire) e = 8 D = 4 doublets la structure ne possède pas d électron célibataire

24 I.6) onstruction des représentations de Lewis i) 1 ère méthode : méthode systématique 3 - onstruire la structure en positionnant les doublets (liants - par simple, double ou triple liaison ou non liants) en respectant au maximum la règle de l octet et en plaçant l éventuel électron célibataire. 4 Positionner la ou les éventuelle(s) charge(s) formelle(s).

25 I.6) onstruction des représentations de Lewis ii) 2 nde méthode : méthode utilisant les formules de Lewis des atomes Ion hydroxonium : 3 + Soit on considère que c est un hydrogène qui au départ est chargé + Soit on considère que c est l oxygène qui au départ est chargé + Mais c est loin d être toujours aussi simple et il faut souvent faire appel à des atomes excités et non dans leur état fondamental (cf. cas du méthane I.3]).

26 I.6) onstruction des représentations de Lewis ii) 2 nde méthode : méthode utilisant les formules de Lewis des atomes Ion nitrite : 2 - Soit on considère que c est un oxygène qui au départ est chargé (-) Soit on considère que c est l azote qui au départ est chargé (-) * Un électron de 2p «passe» vers une autre 2p Un électron de 2p «passe» vers une orbitale 3s

27 I.6) onstruction des représentations de Lewis iii) Structure de l ion nitrate 3 - par les deux méthodes Méthode 1 1 Électrons de valence et charge xygène : v = 6 ; Azote : v=5 3 x = 23 électrons 1 charge ( ) plus 1 électron 24 électrons 2 Doublets. 24 électrons 12 doublets 3 Structure. 4 harge(s) formelle(s).

28 I.6) onstruction des représentations de Lewis Règle de l octet pas respectée avec un excès d électrons sur l azote impossible Méthode 2 Si on considère que c est un oxygène qui au départ est chargé (-) * Si on considère que c est l azote qui au départ est chargé (-) alors il est nécessaire d écrire deux atomes d oxygène dans un état excité. Au final on trouve bien la même structure.

29 I.7) aractéristiques de la liaison covalente i) Énergie et longueur de liaison Liaison forte : énergie de liaison (énergie qu il faut fournir pour casser la liaison : plusieurs centaines de kj.mol -1 ) 345 kj/mol pour une liaison, 356 kj/mol pour une liaison Longueur d une liaison covalente : de l ordre de la centaine de picomètres (1pm = m). 154 pm pour une liaison, 143 pm pour une liaison Plus la liaison est forte est plus elle est courte. Pour deux éléments donnés, les liaisons multiples sont plus fortes et plus courtes que les liaisons simples. liaison = longueur de 134pm ; énergie de liaison de 615 kj/mol liaison longueur de 120pm ; énergie de liaison de 812 kj/mol

30 I.7) caractéristiques de la liaison covalente ii) Liaisons polarisées µ + l moment dipolaire du - vers + densité électronique attendue 0 1 densité électronique réelle

31 II. Mésomérie II.1) position du problème II.2) formules mésomères II.3) exemples II.4) hybride de résonance

32 II.1) Position du problème as de l ion carbonate 3 2- Liaison = longueur 122 pm Liaison longueur 143 pm Expérimentalement, on constate que les 3 liaisons carbone oxygène sont équivalentes et que leur longueur est comprise entre 122 et 143 pm. 3 formules mésomères 1 représentation ne reflète pas la réalité. L ensemble des trois si.

33 II.2) Formules mésomères Lorsque plusieurs structures de Lewis peuvent être décrites pour un édifice polyatomique, le squelette (noyaux + liaisons simples) restant intact, les liaisons multiples et les doublets non liants se répartissant autrement, aucune de ces représentations ne décrit correctement la structure électronique réelle de cet édifice mais toutes participent à sa description. Les différentes représentations sont appelées formules mésomères (ou formules de résonance). Le «poids statistique» (la représentativité) d une formule est plus grande si, dans l ordre : La règle de l octet est respectée pour les éléments de la 2 ème période. La formule fait apparaître un minimum de charges formelles. Les charges formelles négatives sont portées par les atomes les plus électronégatifs, les positives par les atomes les moins électronégatifs.

34 II.2) Formules mésomères Le «poids statistique» (représentativité) d une formule est plus grande si, dans l ordre : La règle de l octet est au maximum respectée pour les éléments de la 2 ème période. La formule fait apparaître un minimum de charges formelles. Les charges formelles négatives sont portées par les atomes les plus électronégatifs, les positives par les atomes les moins électronégatifs. n ne garde qu une seule représentation de Lewis pour +, celle de droite S S S n ne garde qu une seule représentation de Lewis pour S 2, celle du milieu n ne garde qu une seule représentation de Lewis pour, celle de droite

35 II.3) Exemples i) Exemple de l ion nitrate 2 Poids statistique négligeable

36 ii) as du benzène as du benzène : 6 6, 6 liaisons carbone carbone équivalentes, liaisons intermédiaires entre double et simple liaison - II.3) Exemples ybride de résonance Représentation usuelle du benzène :

37 II.4) ybride de résonance ybride de résonance moyenne pondérée des différentes formules mésomères 2/3 2/3 2/3 2/3 2/3 2/3 1/2 1/2

38 III. Géométrie des molécules III.1) théorie VSEPR III.2) Figures de répulsion III.3) Géométries en figure de répulsion triangle plan III.4) Géométries en figure de répulsion tétraédrique III.5) Géométries en figure de répulsion bipyramide trigonale III.6) Géométries en figure de répulsion octaédrique III.7) Moment dipolaire permanent d une molécule

39 III.1) Théorie VSEPR Théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) ou de Gillespie Renseigne sur la géométrie spatiale de l espèce L arrangement le plus stable est celui qui minimise les répulsions entre les doublets 4 directions : 2 liaisons simples (2 ) + 2 doublets non liants 3 directions : 1 liaison simple ( ) + 1 double liaison ( ) + 1 doublet non liant 3 directions : 2 liaisons simples (2 ) + 1 double liaison

40 III.2) Figures de répulsion 2 doublets 3 doublets 4 doublets 5 doublets 6 doublets Linéaire Triangle plan Tétraèdre Bipyramide trigonale ctaèdre yanure d hydrogène

41 III.3) Géométries en figure de répulsion triangle plan AX 3 Triangle = 120 Fluorure de bore Triangle plan AX 3 Triangle 120 Formaldéhyde (méthanal) théorique réel AX 2 E hlorure d étain Molécule coudée < 120 Un doublet non liant «occupe» plus de place qu une simple liaison ou qu une double liaison.

42 III.4) Géométries en figure de répulsion tétraédrique AX 4 Méthane : 4 Tétraèdre = 109,5 Tétraèdre AX 3 E Pyramide à base triangulaire < 109 Ammoniac : 3 AX 2 E 2 Molécule coudée < 109 Eau : 2

43 III.5) Géométries en figure de répulsion bipyramide trigonale AX 5 Bipyramide trigonale pentachlorure de phosphore Pl 5 Bipyramide trigonale AX 4 E Forme «balançoire» tétrafluorure de soufre SF 4 2 positions axiales 3 positions équatoriales AX 3 E 2 Molécule en «T» AX 2 E 3 Molécule linéaire trifluorure de brome BrF 3 ion triiodure I 3

44 III.6) Géométries en figure de répulsion octaédrique AX 6 ctaèdre = 90 exafluorure de soufre : SF 6 ctaèdre AX 5 E Pyramide à base carrée 90 Pentafluorure d iode : IF 5 AX 4 E 2 Plan carré = 90 Tétrafluorure de xénon : XeF 4

45 III.7) Moment dipolaire permanent d une molécule Le moment dipolaire d une molécule est égal à la somme vectorielle des moments dipolaires de chaque liaison. n distingue les molécules polaires des molécules apolaires. 2 2 : type AX 2 E 2 Molécule coudée 2 : polaire

46 III.7) Moment dipolaire permanent d une molécule Exemples : 2 et S 2. Formule de Lewis sans se soucier de la géométrie Formule de Lewis prenant en compte la géométrie ( 2 estdetypeax 2,S 2 de type AX 2 E) S S Polarité des liaisons Résultante vectorielle Résultante nulle 2 apolaire Résultante non nulle S 2 polaire

47 III.7) Moment dipolaire permanent d une molécule Résultante nulle Résultante nulle Résultante nulle Résultante nulle

48 QFR I) II) I1) partie informative I2) à I6) fondamental I7) connaître les ordres de grandeur ; comprendre le concept de liaison polarisée Très important III) VSEPR savoir retrouver sur un exemple la géométrie. e pas apprendre les exemples!! onnaître les angles des figures de répulsion et savoir interpréter la diminution de la valeur d un angle du fait de la présence d un ou des doublets non liants. Savoir déterminer si une molécule est polaire ou non.

49 Exercices Pour ces 3 questions, on précise que le phosphore P, le soufre S et le chlore l sont dans la 3 ème période de la classification périodique alors que,, et F sont dans la deuxième. Les nombres d électrons de valence des éléments à l état atomique sont donnés : v()=1; v ()=4; v()=v(p)=5; v()=v(s)=6; v(f)=v(l)=7. Question 1. Parmi les représentations de Lewis de 2 et 2+ suivantes, quelles sont celles qui sont incorrectes? Indiquer pourquoi. Question 2. Les 3 représentations de l ion l 4 suivantes sont-elles toutes correctes? Si oui discuter de la probabilité statistique de ces 3 représentations. l l l 3 Question 3. Pour l ensemble des molécules 3, Pl 5, 2, 4, 2, S 2 et SF 6. donner la représentation de Lewis (l'atome central est souligné), donner la figure de répulsion et la géométrie de l entité autour de l atome central, préciser si l entité possède un moment dipolaire.

50 Exercices Question 1. Seule la troisième est correcte. Dans la première, l azote ne respecte pas la règle de l octet par excès d électrons or l azote est dans la 2 ème période de la classification périodique : impossible. Dans la seconde, la charge formelle négative sur l azote est fausse : un calcul de F montre qu elle doit être positive, d où la troisième formule, correcte. Dans la 4 ème formule, la charge formelle positive sur l oxygène est fausse : un calcul de F montre qu elle doit être négative. Question 2. Les 3 représentations sont correctes (pas de problème avec la règle de l octet car le chlore est dans la 3 ème période de la classification périodique ; aucune charge formelle incorrecte ou oubliée). e sont donc 3 formules mésomères. La plus probable est celle de gauche, la moins probable celle de droite. Question 3. f. diapositive suivante Pour les molécules non planes, le dessin ne tient pas compte de la géométrie. n demande la représentation de Lewis, sous-entendue la plus probable.

51 l l l P Exercices l l S 3 : AX 3 E, figure de répulsion tétraédrique, géométrie pyramide à base triangulaire, molécule polaire. Pl 5 : AX 5, figure de répulsion et géométrie bipyramides trigonales, molécule apolaire. 2 : AX 2 E 2, figure de répulsion tétraédrique, géométrie coudée, molécule polaire. 4 : AX 4, figure de répulsion et géométrie tétraédriques, molécule apolaire. 2 : AX 2, figure de répulsion et géométrie linéaires, molécule apolaire. S 2 : AX 2 E, figure de répulsion triangle plan, géométrie coudée, molécule polaire. SF 6 : AX 6, figure de répulsion et géométrie octaédriques, molécule apolaire. F F F S F F F

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