CH 1. Liaisons-Isoméries. Formations de liaisons Structures moléculaires

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1 1. Liaisons-Isoméries Formations de liaisons Structures moléculaires

2 1. LIAISNS-ISMERIES 1. Rappel : atomes et électrons

3 Quelques éléments importants du tableau de Mendeleev n M n' numéro atomique masse atomique 1 2 e Li Be B N F Ne Na Mg Al Si P S l Ar K a Br Rb I s 133 Numéro atomique = Nombre de protons du noyau Nombre d électrons

4 Au niveau atomique, les électrons sont groupés en couches et répartis sur les orbitales atomiques : ouche N rbitales Electrons 1 s (1) p (0) d (0) 2 2 s (1) p (3) d (0) 8 3 s (1) p (3) d (5) 18 ( ) = nombre d'orbitales

5 A chaque atome sa configuration électronique 1s 1 e 1s 2 N 1s 2 2s 2 2p 3 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 l 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 onfiguration externe du gaz rare stabilité 1 électron externe : facile à enlever électropositif 7 électrons externes : tendance à l'octet électronégatif Les liaisons concernent les couches externes d'électrons : les électrons de valence

6 1. LIAISNS-ISMERIES 1. Rappel : atomes et électrons 2. Liaisons ioniques et covalentes

7 ELETRNEGATIVITES 2.1 e Li Be B N F Ne Na Mg Al Si P S l Ar K a Br Rb I s 0.7 Echelle d'électronégativité de 0 à 4 (valeur maximale) Dans le tableau de Mendeleev, l'électronégativité augmente : de bas en haut de gauche à droite

8 LIAISNS INIQUES : Entre partenaires fortement électropositifs et électronégatifs s + F s + + F - F électronégatif s électropositif

9 LIAISNS VALENTES: Par mise en commun d'électrons, lorsque la différence d'électronégativité n'est pas trop forte, chacun des partenaires complète par le partage, sa couche électronique, pour atteindre la configuration électronique du gaz rare le plus proche l l l..... l.. TETS L'hydrogène complète sa couche externe pour tendre vers l'hélium. Le chlore fait de même pour tendre vers l'argon. : en position centrale (électronégativité moyenne), avec 4 électrons sur une couche à demi remplie: tendance aux liens covalents.

10 Liaisons simples l... l Méthane Ethane 3 l hlorométhane

11 Liens covalents polaires δ(+) l δ(-) δ(+) δ(-) δ(+) δ(+) Br δ(-) l l Polarisation des liaisons Déplacement du centre de gravité des charges vers l'élément le plus électronégatif

12 Liaisons multiples N. N N Du au Ne : toujours vérifier l octet N.

13 harges formelles : Autour d un élément, on compte les électrons des paires libres et la moitié des électrons des liaisons. n compare le chiffre obtenu avec celui des électrons de valence et on déduit la charge. + Pour l'oxygène: 2 électrons pour la paire libre 3 électrons = moitié des électrons de liaison 5 électrons au total 6 électrons de valence pour l'oxygène charge de l'oxygène = 5-6 = N

14 Pas de règle de l'octet pour : F B F F P S

15 1. LIAISNS-ISMERIES 1. Rappel : atomes et électrons 2. Liaisons ioniques et covalentes 3. Isoméries

16 Information plus précise Formule brute Formule développée 2 6 Ethanol Diméthyléther Isomères de structure La connectivité de certains des éléments est modifiée

17 3 6 l 2 l l l l l l l 1,3 l 2,2 1,2 1,1 Dichloropropanes Isomères de position La connectivité de certains des éléments est modifiée

18 1. LIAISNS-ISMERIES 1. Rappel : atomes et électrons 2. Liaisons ioniques et covalentes 3. Isoméries 4. Ecriture des formules

19 Exemple : Formule brute Squelettes carbonés possibles Formules simplifiées Formules développées Pentane Isopentane Néopentane

20 Exemple : hydrogènes de moins que 5 12 INSATURATIN (=manque d'hydrogène) Lien multiple yclisation

21 1. LIAISNS-ISMERIES 1. Rappel : atomes et électrons 2. Liaisons ioniques et covalentes 3. Isoméries 4. Ecriture des formules 5. Angles de liaison et formes des molécules

22 VSEPR theory (Valence Shell Electron Pair Repulsion) : Un atome est entouré d électrons de valence répartis par paires dans des liaisons simples, doubles ou triples ou encore dans des paires d électrons libres. La forme de la molécule est telle que les répulsions électrostatiques entre les électrons des liaisons et ou des paires électroniques libres soient minimisées.

23 Atome central à 4 zones de densité électronique : Méthane - libre rotation N 3.. N Tétraèdres à

24 Atome central à 4 zones de densité électronique N 3.. N : ybridation sp3- tétrahèdres Sans les paires libres Avec les paires libres

25 Atome central à 3 zones de densité électronique : Formaldéhyde - sp2 - trigonal plan : Ethylène Trigonaux plans

26 Atome central à 2 zones de densité électronique : Acétylène 180 Digonaux linéaires : Dioxyde de carbone 180

27 1. LIAISNS-ISMERIES 1. Rappel : atomes et électrons 2. Liaisons ioniques et covalentes 3. Isoméries 4. Ecriture des formules 5. Angles de liaison et formes des molécules 6. Résonance

28 Na 2 3. Na

29 La localisation du double lien est arbitraire. Les 3 formes sont équivalentes : Ion carbonate (1) : Ion carbonate (2) La réalité est un hybride de résonance, moyenne des formules extrêmes haque oxygène porte 2/3 de charge négative - - Longueurs de liaisons : Å = 1.20 Å - dans Na Å

30 LES FRMULES EQUIVALENTES QUI NE DIFFERENT QUE PAR LA REPARTITIN DES ELETRNS SNT DES FRMULES MESMERES: AUUNE MDIFIATIN DE NNETIVITE. LA MESMERIE RRESPND TUJURS A UNE STABILISATIN ATTENTIN A NE PAS NFNDRE : MESMERE : on ne réarrange que les électrons et chaque formule est une abstraction qui n'existe pas isolément. ISMERE : la structure est réarrangée et chaque forme a son existence propre

31 1. LIAISNS-ISMERIES 1. Rappel : atomes et électrons 2. Liaisons ioniques et covalentes 3. Isoméries 4. Ecriture des formules 5. Angles de liaison et formes des molécules 6. Résonance 7. rbitales et liaisons

32 Le noyau est situé au centre de s à l'intersection des lobes pour les autres orbitales. Les orbitales sp n résultent de la combinaison d'une orbitale s avec n (1, 2 ou 3) orbitales p.

33 L orientation des orbitales par rapport aux axes d une molécule, constitue un élément important pour la géométrie finale de cette molécule sp 3

34 Les orbitales se recouvrent et donnent par ces recouvrements des orbitales moléculaires. Entre deux atomes les recouvrements mènent à des liaisons: σ : si le recouvrement est longitudinal π : si le recouvrement est latéral Les liaisons simples sont de type σ

35 Liaison σ : dans la molécule d hydrogène : Liaison σ - Liaison σ : liaison - : Liaison σ -

36 Liaison σ : recouvrement longitudinal : Liaison σ - Liaison π : recouvrement latéral : Liaison π#

37 Liaisons autour du carbone tétraédrique : le méthane E 2p six électrons E 2s quatre électrons de valence quatre liens équivalents dans le méthane??? sp 3 : Formation d'orbitales sp3 4 sp 3 disposées selon les axes d'un tétraèdre pour minimiser les répulsions électroniques sp 3

38 Liaisons autour du carbone tétraédrique : le méthane : Méthane libre rotation Angles de liaison : ' Longueur de liaison : 1.09 Å arbone tétraédrique 4 liens - : 4 liens σ sp 3 -s

39 6 liens - : 6 liens σ sp 3 -s 1 lien - : lien σ sp 3 -sp 3 : Ethane

40 : Propane : Propane libre rotation

41 etc...

42 Liaisons autour du carbone tétraédrique : éthane 1.54 Å : Ethane libre rotation Ethane (Rotation autorisée)

43 Liaisons autour du carbone trigonal : l éthylène 1.54 Å 1.34 Å Ethane (Rotation autorisée) Ethylène (aucune rotation) Les 6 atomes (2 et 4) sont dans le même plan

44 Liaisons autour du carbone trigonal E 2p E p 2s 1s sp 2 1 orbitale p inchangée 3 orbitales hybrides équivalentes 3 sp 2 : Formation d'orbitales sp2 1 p disposée à 120 dans un même plan disposée à 90 par rapport au plan des orbitales sp 2

45 Liaisons autour du carbone trigonal : l éthylène Double liaison : 1 lien σ (recouvrement longitudinal) 1 lien π ( recouvrement latéral) Le lien π verrouille le lien double et bloque la rotation : Ethylène Liaisons σ et π# 1 p 3 sp 2 disposée à 120 dans un même plan disposée à 90 par rapport au plan des orbitales sp 2

46 Liaisons autour du carbone trigonal : l éthylène Double liaison : 1 lien σ (recouvrement longitudinal) 1 lien π ( recouvrement latéral) Le lien π verrouille le lien double et bloque la rotation

47 Liaisons autour du carbone digonal : l acétylène 1.20 Å Ethane 1.54 Å Acétylène Ethylène 1.34 Å

48 Liaisons autour du carbone digonal E 2p E p 2s 1s sp 2 orbitales p inchangées 3 orbitales hybrides sp identiques : Formation d'orbitales sp 2 sp disposées à 180 dans un même plan 2 p disposées à 90 par rapport à l axe des orbitales sp

49 Liaisons autour du carbone digonal : l acétylène Triple liaison : 1 lien σ (recouvrement longitudinal) 2 liens π ( recouvrement latéral) : Acétylène Liaisons σ et π# 2 sp disposées à 180 dans un même plan 2 p disposées à 90 par rapport à l axe des orbitales sp

50 Liaisons autour du carbone digonal : l acétylène Triple liaison : 1 lien σ (recouvrement longitudinal) 2 liens π ( recouvrement latéral)

51 Propargyléthylène: carbones sp 3 sp 2 et sp : Propargyléthylène : Propargyléthylène - Libre rotation