La liaison chimique. Mais comment une force de liaison peut elle exister entre deux atomes atomiques?

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1 I] Introduction Les atomes peuvent interagir de plusieurs façons pour former des agrégats. Grâce à des exemples spécifiques, nous illustrerons les différents types de liaisons chimiques. I- / Liaison chimique (seulement évoquée) Lorsque le chlorure de sodium NaCl est dissous dans l eau, il conduit l électricité, ce qui montre qu il est constitué d ions Na + et Cl -. Quand le sodium et le chlore réagissent, pour former NaCl, il y a transfert d électrons entre les atomes de sodium et de chlore, ce qui entraîne la formation d ions Na + et Cl -, qui s agrègent pour former NaCl solide. Le système a atteint le plus bas niveau énergétique possible. Le caractère très électronégatif de l atome de chlore, le caractère très électropositif de l atome de sodium et la très grande force d attraction entre des ions très rapprochés et de charges opposées constituent la force agissante de ce processus. On a là un exemple de liaison ionique. Quand la différence d électronégativité est au moins supérieure à 2, les deux électrons sont entièrement accaparés par l atome le plus électronégatif : on forme alors une liaison ionique. Il y a transfert d électrons d un atome vers un autre atome et on a alors formation d ions parfaitement individualisés. La liaison ne s effectue plus par mise en commun de deux électrons, mais est due à une attraction électrostatique entre charges de signes opposés. Les liaisons ioniques sont moins solides que les liaisons covalentes. Il y a formation d un composé ionique quand un atome très électronégatif réagit avec un atome très électropositif. En d autres termes, un composé ionique est le résultat de la réaction d un métal avec un non-métal. Dans la liaison ionique, il y a transfert complet du doublet de liaison vers l atome le plus électronégatif. Ce type de liaison ne fait pas l objet de ce cours. Mais comment une force de liaison peut elle exister entre deux atomes atomiques? I- / Liaison covalente Prenons l exemple de la molécule de dihydrogène H 2. Entre deux atomes H, il peut à priori se manifester 2 types d interactions : Des forces de répulsion électron-électron et noyau-noyau (proton-proton), facteur défavorable à la formation de liaison. Des forces d attraction entre l électron de l un et le noyau de l autre, facteur favorable à la formation de liaison. Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 1

2 Il y aura formation de liaison entre les deux atomes d hydrogène si l énergie totale du système H 2 diminue par rapport à celle des atomes H isolés. Si deux atomes d hydrogène se rapprochent, ils vont d abord s attirer, puis se repousser. C est ce que l on voit lorsque l on représente la variation de l énergie potentielle de deux atomes d hydrogène en fonction de la distance qui les sépare ; Au fur et à mesure que les deux atomes se rapprochent l un de l autre, l énergie diminue, jusqu à ce que la distance soit de 0,74A. Ensuite, elle augmente en raison de la répulsion que les deux noyaux exercent l un sur l autre. On voit que, pour une distance déterminée égale à 0,74A, l énergie potentielle E P est minimale, ce qui correspond à un état stable selon le principe de la thermodynamique. l état le plus stable, pour deux atomes d hydrogène, correspond à la formation d une molécule H 2, avec une distance interatomique ou internucléaire d = 0, 74A. Cette distance est la longueur de la liaison chimique H-H, résultant d une interpénétration des orbitales atomiques des deux atomes d hydrogène, qui avaient initialement, à l état d atomes isolés, un rayon atomique a 0 = 0,53A. Ce type de liaison, où la distribution électronique le long de la liaison est parfaitement symétrique, est appelé liaison covalente. La liaison covalente parfaite est établie par mise en commun de deux électrons, chacun appartenant à un atome. Les 2 atomes se partagent les électrons de façon égale. Ils sont identiques ou de même électronégativité. La moitié de la distance interatomique correspond au rayon covalent de l atome d hydrogène, c'est-à-dire au rayon de l atome d hydrogène lorsqu il est engagé dans une liaison covalente. L énergie correspondante mise en jeu 458 kj. mol 1 est l énergie libérée quand la molécule se forme. On parle de E P, énergie de liaison +458 kj. mol 1 : c est l énergie qu il faut fournir pour casser la liaison dans la molécule gazeuse H 2 et obtenir deux électrons H isolés gazeux. I- / Liaison covalente polaire Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 2

3 Entre ces deux types de liaisons, qui sont des cas extrêmes, on trouve des cas intermédiaires : les atomes n y sont pas différents au point qu il y ait transfert complet d électrons d un atome vers l autre, mais suffisamment différents pour qu il y ait partage inégal d électrons. On a alors une liaison covalente polaire, aussi appelée liaison covalente partielle ou liaison ionique partielle. La liaison covalente polarisée présente une dissymétrie de distribution électronique le long de la liaison : le nuage électronique est déporté vers l atome le plus électronégatif. La dissymétrie est d autant plus grande que la différence d électronégativité est plus élevée. La polarisation de la liaison entraîne l écriture de charges partielles δ + ou δ, à l origine d un moment électrique dit «dipolaire» - permanent. Exemples : HF, H 2 O On ne forme ce type de liaison que si la différence d électronégativité entre les deux atomes est faible (<2). I- / Liaison covalente dative ou de coordination ou donneur-accepteur Il existe en fait deux possibilités pour mettre en commun deux électrons : Soit chaque atome possède 1 électron célibataire (cas de la liaison covalente polarisée ou non). Soit un des deux atomes dispose d une case vide et l autre d une case avec une paire électronique : on a alors une liaison covalente dative ou de coordination ou donneuraccepteur. A accepteur + B donneur A B Quand on veut préciser la provenance du doublet électronique, on représente la liaison dative par une flèche dont la pointe est tournée vers l accepteur. Le plus souvent on ne l indique pas, car une fois établie, la liaison dative ne se différencie pas d une liaison de covalence polarisée. On pourra également la représenter par A B ou A δ + B δ. I- / Résumé En résumé, il existe deux types principaux de liaisons : les liaisons atomiques par mise en commun d électrons (liaisons de covalence polarisées ou non, liaisons datives) et les liaisons ioniques par transfert d électrons. La liaison covalente et la liaison ionique représentent les deux cas limites de liaisons ; la plupart des liaisons sont plus ou moins polarisées et peuvent donc être considérées comme des liaisons intermédiaires entre ces deux types de liaisons extrêmes. La polarité de la liaison jouant un grand rôle en chimie, il est important de quantifier l attraction d un atome envers les électrons. Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 3

4 La liaison chimique II] Caractère ionique partiel (CIP) d une liaison polarisée Dans une molécule de type AB où les atomes A et B ont des électronégativités différentes, la liaison est une liaison covalente polarisée. L attraction électrostatique expérimentale entre les atomes A et B partiellement chargés est supérieure à celle prévue théoriquement. Plus la différence d électronégativité est grande entre A et B, plus le caractère ionique de la liaison est important. Plus elle est faible, plus le caractère covalent de la liaison est important. Une molécule AB qui présente un foyer de charge positive et un foyer de charge négative est dite dipolaire et a un moment dipolaire 𝝁 - moment électrique entre deux pôles -. Placées dans un champ électrique, ces molécules adoptent une position particulière. Ce caractère dipolaire est représenté par une flèche dirigée vers le foyer négatif. (en physique, convention inverse). Exemple : HCl On comprend donc que toute liaison de covalence polarisée possèdera un certain caractère ionique partiel (CIP) suivant la valeur de 𝛿 comprise entre 0 𝑒𝑡 100% 𝑒 ou 0 𝑒𝑡 100% 𝑛𝑒. Le caractère partiel ionique est donné par la relation : 𝜇𝑒𝑥𝑝 (𝛿𝑑) 𝛿 𝑪𝑰𝑷 = = = 𝜇𝑡ℎ (𝑒𝑑) 𝑒 Où 𝝁𝒕𝒉 est le moment dipolaire théorique que présenterait la liaison 𝐴 𝐵 si elle était à 100% ionique. 𝝁𝒆𝒙𝒑 est le moment dipolaire expérimental et est égal à 𝛿 𝑑 d est la longueur de la liaison 𝐴 𝐵 𝜹 est la charge partielle de chaque atome e est la charge élémentaire 𝜇 est exprimé en C.m (Coulomb par mètre) dans la système SI ou D (Debye). 1D = 𝐶. 𝑚 = 3, 𝐶. 𝑚 Les molécules polyatomiques peuvent également présenter un moment dipolaire. L eau, H2O, l ammoniac NH3, soumises à un champ électrique, se comportent comme si elles avaient un foyer de charge positive et un de charge négative. Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 4

5 Certaines molécules ont des liaisons polaires sans présenter toutefois de moment dipolaire. Ceci se produit quand les polarités des liaisons individuelles sont placées de façon à s annuler. Placées dans un champ électrique, ces molécules n adoptent aucune position particulière. Exemples : SO 3 et CH 4 Les électronégativités de S / O / C / H sont respectivement 2,5 / 3,5 / 2,5 et 2,1. Les liaisons SO et CH sont donc polaires. Mais les moments dipolaires sont disposés de façon symétrique et de même norme ; ils s annulent. III] Théorie des électrons localisés Nous venons d étudier les caractéristiques générales de la théorie de la liaison chimique, appliquées à des liaisons individuelles. Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 5

6 Nous allons étudier une théorie spécifique pour décrire la liaison covalente. Cette théorie s applique aux molécules complexes et permet aux chimistes d expliquer et d organiser la grande variété des phénomènes chimiques. C est la théorie des électrons localisés, selon laquelle les molécules sont composées d atomes retenus ensemble par partage de doublets d électrons des orbitales atomiques des atomes liés. Les paires d électrons de la molécule sont situés : Soit dans l environnement d un atome donné. On parle alors de doublets libres. Soit entre les deux atomes. On parle alors de doublets liants. Cette théorie s applique en trois étapes : Description de l agencement des électrons de valence dans la molécule à l aide des diagrammes de Lewis. Prévision des caractéristiques géométriques de la molécule grâce à la théorie de répulsion des paires d électrons de valence. Description des orbitales atomiques utilisées par les atomes pour partager des électrons ou former des doublets libres. IV] Théorie de Lewis et règle de l octet IV- / La liaison selon Lewis. Lewis (physicien américain, ) supposa que la création d une liaison était due à la mise en commun de deux électrons célibataires (c'est-à-dire non appariés) pour former un doublet électronique. La représentation de Lewis est relative à chacun des atomes d un composé donné et ne prend en compte que les électrons de la couche externe, dits «de valence». Des atomes, électriquement neutres, avec des sous-couches électroniques externes incomplètes, s attirent fortement. La liaison entre atomes se fait par mise en commun d un doublet d électrons, chaque atome fournissant un électron (liaison covalente). Chaque électron est symbolisé par un point, chaque liaison par un tiret. On distingue les doublets partagés (liants) assurant les liaisons et les doublets non partagés (non-liants) pour chaque atome du composé. Lorsque les atomes mettent en commun plus d un doublet d électrons, ils forment des liaisons multiples. L observation de milliers de molécules a permis de constater que lorsque des éléments forment des composés stables, ils gagnent, perdent ou partagent des électrons, de telle sorte que la configuration électronique de leur couche externe soit semblable à celle du gaz rare le plus proche dans le tableau périodique. Exemples : Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 6

7 La liaison chimique H Z=1 1s1 Dans la molécule H2, chaque atome d hydrogène paraît avoir deux électrons. He Z = 2 1s² He : L Hélium He ne forme pas de liaison puisque sa couche externe est saturée. F Z=9 1s²2s²2p5 Chaque atome de fluor paraît entouré de 8 électrons, mais chaque atome de fluor partage 2 électrons avec l autre. Ces deux électrons forment un doublet liant, les autres forment des doublets non liants. Ne Z = 10 1s²2s²2p6 Ne a 8 électrons périphériques ; il ne forme pas de liaison. IV- / Règle de l octet Lorsque des éléments forment des composés, ils gagnent, perdent ou partagent des électrons, de telle sorte que leur configuration électronique externe soit semblable à celle du gaz rare le plus proche dans le tableau périodique. Les atomes tendent à acquérir une structure stable avec huit électrons sur leur couche externe, sauf pour l hydrogène qui tend à avoir deux électrons, ressemblant alors au gaz rare qui le suit sur la 1ère période : l hélium (règle du doublet). Cette règle est en fait limitée, en toute rigueur, aux éléments de la 2ème période, de C à F. Dès la 3ème période, les éléments peuvent mettre en jeu les orbitales 𝑛𝑑 ou 𝑛 1 𝑑 lors de la création de liaisons. Les gaz rares sont déjà dans un état stable, c'est-à-dire avec une couche superficielle «saturée» à 8 électrons. Ils ne forment donc pas de molécules, selon cette théorie. A l état de corps simple, ce sont des gaz monoatomiques. Règles d écriture du diagramme de Lewis : Faire la somme des électrons de valence de tous les atomes. Utiliser un doublet d électrons pour créer une liaison entre chaque paire d atomes liés Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 7

8 Répartir les électrons restant de façon à ce que l hydrogène respecte la règle du doublet et les atomes de la 2 ème période, la règle de l octet, en créant, si nécessaire, des liaisons multiples entre atomes. Exemples : H 2 O : O paraît entouré de 8 électrons et H de 2 électrons CO 2 : On forme une liaison entre O et chaque atome C : O C O On répartit ensuite les électrons résiduels de façon à respecter la règle de l octet pour chaque atome, en procédant par tâtonnement. Chaque atome d oxygène paraît entouré de 8 électrons, mais le carbone n est entouré que de 4 électrons. On suppose alors qu il y a deux doublets liants entre C et chaque atome d oxygène. Quand on écrit le diagramme de Lewis, il importe peu de savoir de quels atomes proviennent les électrons. La molécule est une nouvelle entité qui utilise tous les électrons de valence pour atteindre le plus bas niveau énergétique possible. Les électrons de valence appartiennent donc plutôt à la molécule qu aux atomes. Autres exemples : Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 8

9 IV- / Exceptions à la règle de l octet pour des éléments de la deuxième période. Les éléments de la deuxième période ne mettent jamais en jeu plus de 8 électrons selon cette théorie. Leur couche n = 1 est saturée à 2 électrons et la couche n = 2 ne peut acceter plus de 8 électrons. Les éléments de la deuxième période N, C, O et F sont considérés comme des éléments qui respectent toujours la règle de l octet. Les éléments de la deuxième période B et Be mettent souvent en jeu moins de 8 électrons dans les composés où ils interviennent. Exemples : Le modèle a) respecte la règle de l octet mais le b) semble le mieux représenter la réalité, même si des études récentes ont montré que la double liaison pouvait jouer un rôle important dans BF3. En effet, le modèle b) permet d expliquer le fait que BF3 réagit avec des espèces riches en Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 9

10 La liaison chimique électrons, laissant penser qu il existe une case quantique externe vide. Une telle molécule est avide d électrons. Elle constitue un acide de Lewis. IV- / Exceptions à la règle de l octet pour des éléments à partir de la 3ème période A partir de la 3ème période, les éléments même s ils sont souvent régis par la règle de l octet, peuvent accepter plus de 8 électrons sur leur couche externe : les électrons occupent les orbitales externes 𝒏𝒅 encore inoccupées. Quand on décrit le diagramme de Lewis d une molécule, on applique d abord la règle de l octet à chacun des atomes. S il reste des électrons, on les répartit entre les éléments qui possèdent des orbitales externes 𝑑 non occupées. Exemples : SF6 S : Z=16 F : Z=9 valences respectives de S et F : 6 et 7 Une des définitions de la valence est qu elle correspond au nombre d électrons sur la couche externe. F respecte la règle de l octet et S paraît entouré de 12 électrons. Il y a dépassement de la règle de l octet pour S, élément de la 3ème période, ce qui est possible en raison de la présence d orbitales 3𝑑 vides pour le soufre. PCl5 P : Z=15 Cl : Z=17 valences respectives de P et Cl : 5 et 7 Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 10

11 IV- / Remarques Si l on considère une des définitions de la valence comme étant le nombre d électrons célibataires sur la couche externe, on constate que l existence de certaines molécules ne peut être comprise que si l un des atomes est dans un état excité : un électron de la couche externe est désapparié et envoyé dans une case vide du même sous niveau énergétique ou d un sous niveau d énergie supérieur, sur cette même couche externe. La règle de l octet est respectée La valence 4 correspond en principe à l état excité de l atome, donc à un état moins stable. Mais la valence 4 représentée ici n est qu une étape virtuelle : elle sert à expliquer la formation de la molécule CH 4. On considère que la possibilité de former un nombre de liaisons supérieur à celui prévisible à partir de la valence compense l énergie virtuelle nécessaire à l obtention d une valence supérieure. Si l on a plus de 4 liaisons à former il fut avoir plus de 4 électrons célibataires. On en désapparie pour les envoyer dans des sous niveaux externes nd. Ceci n est donc possible qu à partir des éléments de la 3 ème période du tableau périodique, puisque les orbitales d n existent que si n 3. avant). La règle de l octet n est pas respectée : P paraît être entouré de 10 électrons (schéma vu Pour les atomes ayant moins de 4 électrons de valence, il est difficile de respecter la règle de l octet : Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 11

12 3 doublets liants atout de Al et une case vide, qui constitue une lacune électronique ; il paraît n être entouré que de 6 électrons. La règle de l octet n est pas respectée. Une telle molécule est avide d électrons. Elle constitue un acide de Lewis. On a le même cas que BF3 ; B et Al, atomes centraux de la molécule, appartiennent au groupe IIIA et F et Cl appartiennent au groupe VIIA. Il existe une autre manière d avoir une lacune électronique : c est de la créer, de façon à expliquer l existence d un composé. Exemple : SO 2 O Z=8 1s²2s²2p 4 S Z=16 1s²2s²2p 6 3s²3p 4 Le soufre S est à priori divalent, comme l oxygène. Une famille de Lewis qui respecterait ce caractère divalent ne pourrait satisfaire au caractère lui aussi divalent des atomes d oxygène : Nous sommes donc conduits à faire apparaître des charges formelles, ce qui nous donne la représentation ci-dessous : Mais la règle de l octet n y est pas respectée pour S. De plus, l usage historique est de minimiser le nombre de charges formelles dans une molécule, si cela est possible. Nous pouvons écrire au moins deux autre formules de Lewis. 2 ème formule : on crée une case quantique vide sur l un des atomes d oxygène puis on attribue un caractère divalent à l autre atome d oxygène et un caractère trivalent à l atome de soufre : Création d un oxygène excité, O*, avec une lacune : Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 12

13 C est ce que l on appelle deux formes mésomères limites : on passe d une forme limite à une autre par déplacement du doublet électronique. Dans cette 2 ème formule, le soufre satisfait à la règle de l octet, mais la symétrie de la molécule SO2 n est pas respectée. 3 ème formule : on attribue un caractère divalent aux deux atomes d oxygène et tétravalent à l atome de soufre : Cette troisième représentation est symétrique, ne présente pas de charges partielles, mais le soufre dépasse la règle de l octet. Il paraît entouré de 10 électrons. A partir de la 3 ème période, même s ils sont souvent régis par la règle de l octet, les éléments peuvent accepter plus de 8 électrons sur leur couche externe : les électrons occupent les orbitales externes nd encore inoccupées. Cette troisième représentation est la plus contributive, bien que la règle de l octet y soit dépassée, car elle ne présente pas de charge formelle. V] Résonance ou mésomérie Cette notion concerne certaines molécules comportant au moins une double liaison covalente. Nous verrons par la suite que les 2 liaisons d une double liaison n ont pas les mêmes caractéristiques : l une est appelée liaison l autre liaison π. La réactivité de certains composés est telle qu une formule de Lewis, où les électrons sont localisés entre deux atomes, ne peut suffire à décrire la répartition des électrons. Parfois on peut trouver plus d un diagramme de Lewis applicable à une molécule donnée ; des électrons π sont délocalisés ; ils peuvent se déplacer dans l ensemble de la molécule. On a recours à des formules limites de résonance ou mésomères, où les distributions électroniques diffèrent par la répartition des doublets de liaison entre atomes. Il y a délocalisation des deux électrons π de la liaison π sur plus de 2 atomes, au sein de certaines molécules dite insaturées. De façon générale, plus un composé présente de formules mésomères, plus il est stable. Exemple : Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 13

14 La liaison chimique Pour l ion nitrate 𝑁𝑂3, l expérience montre que les liaisons NO ont des longueurs intermédiaires entre celle d une simple liaison 𝑁 𝑂 et d une double liaison 𝑁 = 𝑂. La force de liaison NO est également intermédiaire entre celle d une simple et d une double liaison NO. On propose donc une évolution de la théorie de Lewis où la double liaison 𝑁 = 𝑂 n est pas localisée. Trois représentations sont possibles : L ion nitrate existe sous forme qui est la «moyenne» de ces trois représentations. On dit qu il y a résonance. Les formes limites sont connectées par des flèches à double pointe. On appelle résonance, ou mésomérie, le phénomène qui délocalise les deux électrons 𝝅 sur plus de 2 atomes, au sein de certaines molécules dites insaturées. On obtient plusieurs formes limites, dont aucune n a de réalité physique ; la molécule réelle est une moyenne dite hybride de résonance entre les formes limites. L écriture des formes mésomères ne peut s envisager que dans une structure géométriquement plane. On peut procéder de la même manière pour décrire d autres molécules planes dont la description à l aide de la théorie des électrons localisés exige le recours aux structures de résonance. V- / Composés organiques Ce sont les composés du carbone dans lesquels cet élément chimique peut être lié à l hydrogène, l oxygène, l azote, plus rarement le soufre, le phosphore et le chlore. Il peut former des liaisons simples, doubles ou triples : Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 14

15 Pour les composés du carbone, on observe un phénomène de résonance électronique au sein des molécules qui comportent au moins 2 doubles liaisons séparées par une simple (elles sont dite conjuguées). Exemples : Benzène C 6 H 6 En réalité, la molécule de benzène a 6 liaisons carbone/carbone identiques de longueur 1,4A, alors que les liaisons C = C et C C ont respectivement des longueurs de 1,34A et 1,54A. Les 6 électrons, qui forment les 3 liaisons π, sont en fait délocalisés sur le cycle carboné, c est pourquoi on représente la molécule de benzène ainsi : Les orbitales moléculaires π, (schéma b), résultent du recouvrement des six orbitales atomiques de type p schématisées en a : Butadiène-1,3 : C 4 H 6 CH 2 = CH CH = CH 2 La molécule de butadiène a elle aussi 3 liaisons identiques de longueur intermédiaire entre la longueur d une liaison C C et celle d une liaison C = C. Donc, les 4 électrons π sont répartis uniformément le long de la chaîne carbonée. Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 15

16 V- / Composés inorganiques 1 er exemple : l ion carbonateco 3 2 Expérimentalement, on constate que les 3 liaisons C O de l ion carbonate sont de longueurs identiques, égale à 1,31A, distance intermédiaire entre C O (1,47A ) et C = O (1,22A ). Soit sous la forme d un hybride de résonance : Il y a résonance entre les formes limites, où les 2 électrons π de la double liaison sont délocalisés entre les 4 atomes. 2 ème exemple : un ion carboxylate : l acétate CH 3 CO 2 V- / Critères de choix des formes mésomères les plus stables De nombreuses molécules peuvent être décrites par des formes de résonance qui ne sont pas équivalentes. L écriture des formes mésomères limites se fait après écriture de la formule de Lewis de l atome ou de l ion. On ne déplace que des doublets électroniques (exceptionnellement un électron célibataire). Les atomes occupent les mêmes places dans la formule développée. L écriture des formes mésomères ne peut s envisager que dans une structure géométriquement plane. Pour savoir si une formule mésomère aura, à priori, une contribution notable, on raisonne sur la stabilité qu aurait cette entité hypothétique. Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 16

17 Les critères de choix des structures majoritaires, aussi appelées structures de résonance les plus contributives, sont les suivants : A : Les structures présentant un nombre maximum d octets sont les plus contributives B : Le poids statistique d une formule mésomère est d autant plus grande qu elle est neutre. Mais cette règle n est pas prioritaire par rapport à la règle du nombre maximum d octets. Néanmoins, si on envisage la formation de charges formelles, plus les charges sont éloignées les unes des autres et moins elles sont nombreuses, plus le poids statistique d une forme mésomère augmente (tout en restant faible par rapport aux formes sans création de charges. Exemple : acide formique C : une charge multiple positive ou négative sur un atome conduit à une forme mésomère peu probable. D : les charges des atomes doivent être en accord avec leur électronégativité. Mais cette règle n est pas prioritaire par rapport à la règle du nombre maximum d octets. Exemple : l ion énolate CH 2 CHO Les deux structures de résonance diffèrent par l emplacement de la double liaison et de la charge. La 1 ère structure est la plus stable car l électronégativité de O(3,5) est supérieure à celle de C(2,5). Mais cette règle n est pas prioritaire par rapport à la règle du nombre maximal d octets. En effet, pour le cation nitrosyle NO + : L électronégativité de O(3,5) est supérieure à celle de N(3) ; on pourrait donc penser que la forme de droite majoritaire ; mais N et O respectent tous deux la règle de l octet dans la forme de gauche. Donc la forme de gauche est majoritaire. Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 17

18 E : La valence maximum d un élément ne doit pas être dépassée (en particulier, il ne peut y avoir plus de 4 doublets d électrons autour d un élément de la 2 ème période qui ne possède pas de case d). Autrement dit, la valence maximale correspond au nombre de cases quantiques sur la couche externe, y compris les cases vides. F :Le spin global du composé doit être conservé : si l entité est diamagnétique (aucun électron célibataire), aucune forme mésomère ne doit faire apparaître d électrons célibataires. Architecture moléculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 18