Liaison et Electronégativité

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1 Liaison et Electronégativité

2 - La théorie des orbitales : études des liaisons avec une très grande précision mais trop longue, avec des calculs complexes. - Une alternative : notion d électronégativité de Pauling, méthode rapide et suffisante

3 - Etat d énergie minimum - Diminution de l énergie du système - L ELECTRON EST LE LIANT DE LA MATIERE!!!!! - Echange d électrons qui s accompagne de la cassure ou la formation des liaisons - Une réaction chimique doit donc amener à une diminution de l énergie du système et à un état final plus stable que l état initial.

4 En quoi consistent les échanges d électrons? - 3 procédés possibles: perte d électrons / gain d électrons / mise en commun d électrons 1- Donneur d électrons = ion positif C+ 2- Accepteur d électrons = ion négatif A- 3- Mise en commun = covalence Autre solution : Simple délocalisation des él sur l ensemble des atomes du matériaux : c est le cas des métaux Tous les atomes d un corps métalliques sont exclusivement donneurs!!!!

5 3 grandes types de liaisons : COVALENTE / IONIQUE / METALLIQUE

6 Règles énergétiques des électrons dans la formation des liaisons 2 principales : - Electrons s associent par paires ou doublet - Electrons célibataires = radicaux libres, instables et très réactifs. - Les él sont organisés en couches et sous couches qui doivent être saturées (complètement remplies) pour une stabilité énergétique maximum.: - lignes ou périodes = couche en cours de remplissage. - colonnes ou familles = sous-couches correspondant à s p d et f

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8 - Colonne 18 : 8 électrons dans l ensemble s + p = couche électronique totalement saturée. - Stabilité maximum : gaz dit inertes Mais dans tous les autres cas, un état plus stable résulte d une combinaison chimique. - Eléments de la colonne 17 (droite): 7 él dans s + p = couche presque totalement saturée Gain d un seul él = état + stable Formation d un anion X- favorisée +++

9 - Eléments de la colonne 1 (gauche): 1 él dans s + p = couche presque totalement vide Perte d un seul électron = état + stable : Formation d un cation M+ favorisée Les éléments de la colonne centrale : la colonne 14 4 él dans l ensemble s + p = hémi-saturation Trop d él à mobiliser pour ionisation, coût énergétique trop élevé : ionisation positive ou négative non envisageable Stabilité par mise en commun d él : formation de liaison covalente (le carbone en fait partie)

10 A RETENIR - Colonne de droite Forte affinité pour les él = Accepteurs d él = anions - Colonne de gauche Faible affinité pour les él = Donneurs d él = cations - Au centre : Affinité moyenne = Donneurs / Accepteurs = tendance à la mise en commun

11 Notion d électronégativité - Valeur numérique qui quantifie l attractivité plus ou moins forte d un atome pour les électrons!!!!! - 0 à 4 - Eléments de droite = grande affinité pour les él = 2 < < 4 - Eléments de gauche = faible affinité pour les él = 0 < < 2 - Eléments du centre = affinité moyenne pour les él = 2 La valeur 0 n existe pas : minimum : 0,7 pour le Francium La valeur maximale : 4 pour le Fluor Colonne 18 ne participe pas aux échanges électroniques donc pas d électronégativité

12 Variation de l électronégativité dans le tableau - Dans le haut de classification : Atomes légers de petit diamètre = attraction du noyau plus forte (effet écran nul) plus e levé - Dans le bas de classification : Atome lourds de plus grand diamètre = attraction du noyau plus faible (effet écran ++) plus faible

13 - La valeur de l électronégativité : Augmente de la gauche vers la droite Augmente de bas en haut La valeur de l électronégativité est croissante selon la diagonale montante. Il existe une ligne d isoélectronégativité =2 sur la diagonale descendante.

14 - En dessous de la diagonale d isoélectronégativité moyenne : < 2 ce sont tous des me taux! (sauf hydroge ne, mal positionne ) - Au dessus de la diagonale d isoélectronégativité moyenne : > 2 ce sont des non me taux - Au voisinage et sur la diagonale d iso-e lectrone gativite moyenne : = 2, ce sont des semi-me taux.

15 Liaison métallique - Un métal est toujours donneur d électrons dans une combinaison chimique, jamais accepteur!!! La structure du mate riau est assure e par une simple de localisation des e lectrons de valence sur tout le mate riau.

16 Type de structure en fonction de la valeur de l électronégativité Lors d une réaction chimique, c est l élément dont l électronégativité est la plus forte qui prend des électrons à celui dont l électronégativité est la plus faible me tal (χ < 2) + me tal (χ < 2) alliage me tallique non-me tal (χ > 2) + e le ment quelconque liaison chimique

17 Liaisons chimiques : cas limites et situations intermédiaires (1) - Liaison ionique: Deux éléments d électronégativité très différentes = le plus électronégatif arrache complètement les e lectrons a l autre pour former une paire d ion. - Liaison covalente : Deux e le ments d e lectrone gativité tre s voisine ou identique : les e lectrons de liaison seront partage s e quitablement entre les 2 atomes.

18 Liaisons chimiques : cas limites et situations intermédiaires (2) - Cas interme diaire : la liaison covalente polarise e : 2 e le ments d e lectrone gativité diffe rente mais pas assez pour obtenir une ve ritable liaison ionique Les électrons de liaison sont plutôt déplacés en direction de l élément le plus électronégatif qui acquiert une charge partielle négative alors que l élément le moins électronégatif acquiert une charge partielle positive : on peut parler de liaison covalente polarisée

19 Liaisons chimiques : cas limites et situations intermédiaires (3) - Cas particulier : la liaison dative : Il s agit de cas où l un des e le ments est incapable par suite d un de ficit e lectronique de participer a la mise en commun des e lectrons de liaison (doublets de liaison). - E lectrone gativité trop importante pour engager une liaison ionique avec la plupart des non- me taux - Pas assez d'e lectrons pour les partager dans une liaison covalente. Solution : don (liaison dative) du doublet de liaison complet par un non me tal porteur d un exce dent e lectronique sous forme de doublets libres

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