CHIMIE GÉNÉRALE Cour Piou 2015 / 2016

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1 CHIMIE GÉNÉRALE Cour Piou 2015 / 2016

2 ! 1) DÉFINITION 2) RÈGLE DE REMPLISSAGE DES ORBITALES ATOMIQUES 3) TABLEAU PÉRIODIQUE 4) MODELE MOLÉCULAIRE ( LEWIS ET CRAM ) 5) METHODE VSEPR 6) HYBRIDATION DES ATOMES 7) EFFETS ÉLECTRONIQUES 8) LES LIAISONS CHIMIQUES!

3 Définition Orbitale atomique : Zone dans laquelle on a le plus de probabilité de trouver un électron autour d'un noyau. Cela correspond à une case quantique définie par un triplet ( n, l, m ) définissant la géométrie de l'orbitale. Valence : Nombre d'électron qui se trouvent sur la couche la plus externe.! Couche de valence : Couche électronique la plus externe d'un atome entièrement remplie ou en cours de remplissage. Un atome tend à être stable quand sa dernière couche d'électron ( couche de valence ) est complète, c'est à dire qu'elle contient le nombre maximum d'électron qu'elle peut contenir.!! Electrons de Valence : Electrons qui peuvent faire la liaison covalente ou être appariées avec d'autre électrons ils se trouvent dans la couche de Valence! VSEPR : Théorie qui permet de prédire la structure 3D d'un édifice polyatomique à partir du décompte des paires d'e- autour d'un atome. Cette géométrie dépend de la répulsion entre les électrons de valence et de la nature des électrons Hybridation : Mise en commun d'orbitales atomiques ( s et p ) permettant de créer des Orbitales hybrides ( sp, sp2, sp3 )

4 RÈGLE DE REMPLISSAGE DES ORBITALES ATOMIQUES

5 Règle de remplissage des orbitales atomiques Règle de remplissage Les électrons se placent selon certaines règles dans des cases quantiques ces règles sont : - Règle d'exclusion de Pauli : Dans un atome deux électrons ne peuvent avoir les quatre mêmes nombres quantiques - Règle de Hund : Les électrons doivent être placés à raison de un par case quantique avant de les apparier - Règle de Klechkowski : Schéma Exception a la règle de Klechkowski : - Cr : 18[Ar] 3d5 4s1 - Cu : 18[Ar] 3d10 4s1 D'autres sont également présents mais ne sont guère utilisé ( Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pd, Pt, Au ) Diapositive venant du cour de L2 de Jean - Jacques Filippi

6 Règle de remplissage des orbitales atomiques Nombre quantique Pour placer les électrons sur les orbitales atomiques on utilise quatre termes appelés nombres quantiques qui sont : n est le nombre quantique principal, n appartient a N*. Il est associé au concept de couche ainsi que d'énergie et représente la période des éléments ( numéro de la ligne ) l est le nombre quantique secondaire, l appartient a N, 0 < l < n. Il est associé au concept de sous - couche ainsi que du type d'orbital et représente la forme de l'orbital ( sphérique, bilobée ) m est le nombre quantique magnétique, m appartient a Z, -l < m < l.il est associé au concept de case quantique ainsi que d'orbital et représente la direction s est le spin égal a ±1/2. Il représente le sens de rotation des électrons présents dans les sous - couches dégénérées ( en remplissage ou rempli ).! De ces nombre découlent les orbitales atomiques qui présentent des formes différentes : Orbital s : Sphérique Orbital p : Bilobée Orbital d : Quadrilobée Diapositive venant du cour de L2 de Jean - Jacques Filippi

7 Tableau périodique

8 Règle du duet et de l'octet Diapositive venant du cour de L2 de Jean - Jacques Filippi

9 MODÈLE MOLÉCULAIRE

10 Modèle moléculaire Lewis Démarche pour obtenir un modèle de Lewis :! - Ecrire la configuration électronique et identifier les couches de valence.! - Ecrire le symbole chimique de l'atome et représenté par un point les électrons de valence et par un trait les doublets libres.

11 Modèle moléculaire Cram Démarche pour obtenir un modèle de Cram :! - Tout d'abord déterminer quelle atome est l'atome central! - Ensuite vient le moment de placer les atomes annexes autour de l'atome central! - Respecter toujours les deux liaisons dans le plan, une devant et une derrière avec les figurés qui correspondent

12 En résumé

13 LE MODÈLE VSEPR

14 VSEPR Notation : Principe : C'est la méthode qui permet de déterminer la structure tridimensionnelle permettant de limiter les répulsions entre tous les électrons d'un atome. Elle prend en compte le nombre de liaisons et de doublets non - liants considérés comme étant autant de directions différentes A : Atome considéré X : Atome relié a A n : Nombre de direction de liaison que fait A E : Doublet non liant m : Nombre de doublet non liant porté par A

15 Grande famille de VSEPR

16 HYBRIDATION DES ATOMES

17 Hybridation L'hybridation des orbitales atomiques est le mélange des orbitales d'un atome appartenant à la même couche électronique de façon a former de nouvelles orbitales que l'on dit hybrides, afin de respecter le modèle VSEPR et expliquer la géométrie moléculaire dans l'espace Méthode d'obtention de l'hybridation d'un atome : - Prenez une molécule et faite sa VSEPR - Une fois sa VSEPR faite additionner n + m ( AXnEm ) - n + m = Hybridation + 1 VSEPR Hybridation Forme Exemple AX2 Sp + 2p pures Linéaire CO2 AX3 Sp2 + 1p pure Trigonal plan AlCl3 AX4 Sp3 Tétraèdre CH4

18 EFFETS ÉLECTRONIQUES

19 Effets électroniques Electronégativité C'est la propriété fondamentale des éléments du tableau périodique et c'est cette grandeur qui est à la base des réactions chimiques. C'est la capacité d'un atome a retenir les électrons de son nuage électronique et à attirer ceux de ses voisins. Elle va augmenter de haut en bas et de gauche a droite dans le tableau périodique, l'atome le plus électronégatif est le Fluor : F

20 Effets électroniques Effets inductifs Cette différence d'électronégativité va donner lieu a une polarisation de la liaison chimique entre les atomes ayant de grosses différences d'électronégativité. La densité électronique sera donc plus dense au niveau de l'atome le plus électronégatif d'où l'apparition de charge(s) partielle(s) - ( nucléophiles ) et + ( Electrophiles ) au voisinage des atomes électronégatifs et électropositifs. Diapositive venant du cour de L2 de Jean - Jacques Filippi Cet effet fait intervenir les liaisons simples qui ont un recouvrement axial avec une énergie plus grande que les doubles liaisons doubles ( e- sigma ) et peut se propager jusqu'a 3 à 5 liaisons ( généralement 3 ou 4 au cinquième l'effet est presque nul ), deux effets sont alors à distinguer :! - Effet inductif attracteur ( - I ) qui concerne les atomes électronégatifs. - Effet inductif donneur ( + I ) qui concerne les atomes électropositifs, ou groupes riches en électrons.

21 Effets électroniques Effets Mésomère Nous avons ici un effet électronique un peu particulier car il ne se passe pas tout le temps. Seulement dans 5 cas spécifiques qui sont : - π sigma π - n sigma π - v sigma π - n sigma v - π sigma p n = Non liant v = Case Vacante sigma = Simple Liaison π = Double Liaison p = e- célibataire sur un atome On pourrait donc la croire très dure à avoir mais au contraire c'est celui qui offre le plus de stabilité à un édifice atomique car c'est lui qui respecte le plus la règle de l'octet et aussi celui qui donne le moins de charges formelles. Il va donc souvent exister plusieurs formes mésomères pour une seule molécule que l'on nomme hybride de résonance lorsqu'il y a un choix a faire entre plusieurs forme il faut choisir celui avec les charges formelles négatives sur les atomes les plus électronégatifs.

22 Effets électroniques Effets Mésomère - Exemples Diapositive venant du cour de L2 de Jean - Jacques Filippi

23 Effets électroniques Effets Mésomères - Exemples Diapositive venant du cour de L2 de Jean - Jacques Filippi

24 Effets électroniques Effets Mésomères - Exemples Diapositive venant du cour de L2 de Jean - Jacques Filippi

25 Effets électroniques Effets Mésomères L'effet mésomère est lié à la polarisation des doubles liaisons qui ont un recouvrement latéral avec une énergie plus faible que les liaisons sigma ( électron π ), ce sont les e- π qui vont littéralement se délocaliser sur un ou plusieurs atomes. Ce qui est permis par les enchainements cités plus haut. Cet effet va donc entrainer des modifications structurales des molécules et des modifications au niveau des VSEPR Comme pour l'effet inductif nous avons également deux types de mésomérie : Diapositive venant du cour de L2 de Jean - Jacques Filippi - Effet mésomère attracteur ( - M ) qui concerne les atomes ou groupements électrophiles. - Effet mésomère donneur ( + M ) qui concerne les atomes ou groupements riches en électrons.

26 LES LIAISONS CHIMIQUES

27 Les Liaisons chimiques Les liaisons hydrogène C'est une interaction entre un atome d'hydrogène lié a un atome électronégatif et un autre atome électronégatif qui attire a lui cette atome d'hydrogène. La polarisation entraine la formation de la liaison hydrogène. Cette interaction se fait le long d'un doublet libre. Il y a deux types d'interactions moléculaires : - Liaisons hydrogène intermoléculaires - Liaisons hydrogène intramoléculaires

28 Il existe plusieurs types d'interactions : Les Liaisons chimiques - Interaction charge - dipôle nous avons alors les anions qui se placent du côté - et les cations du côté + - Interaction dipôle - dipôle, c'est une interaction a très courte portée puisqu'elle décroit en 1/r. Elle permet une organisation interne du solvant - Interaction de Van Der Walls, elle regroupe toute les interactions faibles non directionnelles entre atomes et molécules neutres Liaisons fortes ou faibles

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