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Molécules et géométrie. La géométrie moléculaire Cest le domaine de la stéréochimie Comment décrire la géométrie des molécules? Au moyen de : Distances.

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1 Molécules et géométrie

2 La géométrie moléculaire Cest le domaine de la stéréochimie Comment décrire la géométrie des molécules? Au moyen de : Distances de liaison. {R} Angles de valence. { } Angles de torsion. { } OO R OO La géométrie moléculaire

3 Cest le domaine de la stéréochimie Comment décrire la géométrie des molécules? Au moyen de : H OO R OO R OH OOH OOH Distances de liaison. {R} Angles de valence. { } Angles de torsion. { } La géométrie moléculaire

4 Distances de liaison. {R} Angles de valence. { } Angles de torsion. { } La géométrie moléculaire Cest le domaine de la stéréochimie Comment décrire la géométrie des molécules? Au moyen de : O H O R OO R OH OOH OOH R OH OOH OOH H La géométrie moléculaire

5 Le modèle de la répulsion des paires Les paires délectrons se distribuent autour des noyaux « porteurs » A et déterminent la géométrie moléculaire. Ces paires se repoussent et mènent au modèle de répulsion des paires. 2 paires salignent sur la sphère Conséquence: Molécules linéaires AX 2 180° Exemple: BeCl 2 (Octet non respecté) Cl Be Cl Répulsion des paires (2 paires)

6 Le modèle de la répulsion des paires 3 paires se disposent sur un triangle équilatéral. Conséquence: Molécules planes; AX 3 120° Exemple: AlCl 3 (Octet non respecté) 2 paires salignent sur la sphère Conséquence: Molécules linéaires AX 2 Exemple: BeCl 2 (Octet non respecté) Cl Be Cl Al Cl Molécules linéaires et planes

7 Le modèle de la répulsion des paires 4 paires se disposent au sommet dun tétraèdre. Conséquence: Molécules tétraédriques; AX 4 109°28 Conséquence: Molécules tétraédriques; AX 4 109°28 Exemple: CH 4 (Octet respecté) C H H H H l l l l Molécules tétrahédriques (4 paires)

8 Le modèle de la répulsion des paires 5 paires se disposent au sommet dune bipyramide trigonale. Conséquence: AX 5 120° et 90° Exemple: PCl 5 (Octet non respecté - composé hypervalent) ClP Bipyramide trigonale (5 paires)

9 Le modèle de la répulsion des paires Conséquence: AX 6 90° Exemple: S F 6 (Octet non respecté - composé hypervalent) 6 paires se disposent au sommet dun octaèdre. S F F F F F F Octaèdre (6 paires)

10 C H H H H l l l l La géométrie des molécules à liaisons simples Molécules liaisons simples(CH4) CH 4 AX 4

11 EAX 3 NH 3 EAX 3 Molécules NH3

12 E 2 AX 2 H 2 O E 2 AX 2 Molécules H2O

13 La géométrie des molécules à liaisons simples Ethane, méthylamine, méthanol,... Éthane, méthylamine, méthanol,

14 La géométrie des molécules à liaisons multiples éthane éthylène acétylène... 1,54Å 1,34Å 1,20Å Molécules liaisons multiples Molécule plane Molécule linéaire

15 La notion d hybridation Les molécules sont tétraédriques, mais les orbitales atomiques sont orthogonales (perpendiculaires entre-elles). Lhybridation est la transformation des orbitales de latome pour les adapter à une meilleure description de la géométrie moléculaire. Notion d hybridation

16 La notion d hybridation Les molécules sont tétraédriques, mais les orbitales atomiques sont orthogonales (perpendiculaires entre-elles). Lhybridation est la transformation des orbitales de latome pour les adapter à une meilleure description de la géométrie moléculaire. Notion d hybridation

17 Lhybridation sp sobtient en combinant lorbitale 2s à une orbitale 2p, sans modifier les deux autres. Deux orbitales (2s, 2p) se transforment par combinaison (addition et soustraction) en deux hybrides sp. Hybridation sp

18 Lhybridation sp sobtient en combinant lorbitale 2s à une orbitale 2p, sans modifier les deux autres. Deux orbitales (2s, 2p) se transforment par combinaison (addition et soustraction) en deux hybrides sp. Hybridation sp

19 Lhybridation sp Au total:180° Cette hybridation est adaptée à la représentation des atomes dans des molécules linéaires telles que BeCl 2, HC CH, HC N … ou contenant des fragments linéaires. Les hybrides permettront de décrire les liaisons. Hybridation sp

20 Lhybridation sp 2 sobtient en combinant la fonction 2s à deux fonctions 2p, sans modifier la dernière. elle est adaptée à la représentation ddes atomes dans les molécules planes telles que AlCl 3, H 2 C=O, H 2 C=CH 2 … ou contenant des fragments planes. 120° Hybridation sp

21 Lhybridation sp 2 sobtient en combinant la fonction 2s à deux fonctions 2p, sans modifier la dernière. elle est adaptée à la représentation de molécules planes telles que H 2 C=O que H 2 C=CH 2 … ou contenant des fragments planes. Hybridation sp2

22 Lhybridation sp 3 sobtient en combinant la fonction 2s aux trois fonctions 2p. elle est adaptée à la représentation de molécules tétraédriques telles que CH 4, H 3 COH que H 3 CCH 3, …. 109°28 Hybridation sp3 d Dautres hybridations incluant les orbitales d existent. sp 3 dPCl 5 sp 3 d 2 Par exemple sp 3 d pour décrire PCl 5 ou sp 3 d 2 pour décrire SF 6

23 La formation de liaisons Lhybride sp n se combine à une orbitale 1s de lhydrogène, ou à une autre orbitale hybride pour former les liaisons CH, CC, CO, La formation des liaisons Les traits de liaison symbolisent la liaison chimique décrite par la superposition des orbitales atomiques hybrides ( ) ou originales.

24 Description de l éthylène C 2 H 4 Les hybrides sp 2 forment les liaisons CH et CC de l éthylène ( ) La fusion des orbitales 2p inchangées forme la liaison CC de l éthylène Description de l éthylène

25 La résonance du benzène Lexemple du benzène montre que par fusion des orbitales 2p inchangées, on décrit le phénomène de conjugaison des électrons. Description du benzène (résonance)

26 Les complexes moléculaires ligands De nombreux ions métalliques forment des structures moléculaires stables avec dautres molécules ou ions (ligands) : Ce sont les complexes moléculaires : Fe(CN) 6 3-, Fe(CN) 6 4-, Ni(NH 3 ) 6 2+, … sp 3 d 2 Leur géométrie est octaédrique. On lexplique par lhybridation sp 3 d 2 du Fe complexes Fe: 4s 2 3d 6 4p 0 Fe 3+ 4s 0 3d 5 4p 0 Fe 3+ 4s 0 3d 5 4p 0 Fe 3+ hybr 3d 5 sp 3 d 2 sp 3 d 2 Les ions CN - occupent les hybrides sp 3 d 2

27 les liaisons intermoléculaires intermoléculaires Si des molécules identiques existent dans des états physiques différents, cest parce qu elles sont soumises à des interactions intermoléculaires, qui sexpriment via des forces intermoléculaires. On distingue: Les forces de van der Waals.Les forces de van der Waals. Les ponts hydrogènes:Les ponts hydrogènes: Les forces dipôles/dipôles de Keesom Les forces dipôles/dipôles induits de Debye Les forces de dispersion de London Les liaisons intermoléculaires

28 les forces de van der Waals Des liaisons intermoléculaires apparaissent si les forces attractives dominent les forces répulsives. Les forces dipôles/dipôles de Keesom résultent de linteraction électrostatique stabilisante obtenue par orientation des dipôles +q -q On distinguera des molécules polaires et des molécules apolaires q -q -q +q +q -q -q +q +q -q Forces de Keesom

29 les forces de van der Waals Les forces dipôles/dipôles induits de Debye proviennent de linteraction électrostatique stabilisante résultante Une molécule apolaire peut être polarisable 0 0 -q +q + q - q et sous l influence d un dipôle, se polariser. Il sagit de dipôles induits + q - q -q +q Forces de Debye

30 les forces de van der Waals Les forces de dispersion de London sont des forces dipôles induits/dipôles induits Des molécules polarisables peuvent interagir via des dipôles instantanés + q - q q - q - q + q Elles sont d autant plus grandes que la polarisabilité est grande. On peut expliquer ainsi laugmentation de la température d ébullition des halogènes F °C; Cl 2 -35°C; Br 2 58°C; I 2 183°C Forces de London

31 les ponts Hydrogène Lorsque des hydrogènes sont liés à des atomes fortement électronégatifs, la liaison formée est très polarisée (transfert électronique important). Les hydrogènes ( +) sassocient aux atomes ( -) dune molécule voisine. pont Hydrogène Cette association constitue un pont Hydrogène. qui mène souvent à des réseaux de molécules. H et F, O, N Celle-ci sétablit entre H et F, O, N. OH R OH R OH R OH R OH R OH R H et O Par exemple entre H et O dans les alcools: Les ponts hydrogènes

32 les ponts Hydrogène Cette liaison intermoléculaire explique le point d ébullition élevé de H 2 O (100°C) et HF (20°C) comparés à H 2 S (-60°C) et HCl (-85°C) L eau constitue un autre exemple Les ponts hydrogènes

33 Retour sur les états de la matière Les états condensés trouvent leur origine dans lagrégation des molécules. Cette cohésion résulte des interactions intermoléculaires Lagitation des molécules soppose à cette cohésion. Celle-ci est de nature thermique et confère la mobilité aux molécules. Forces de cohésion >> Agitation thermique Etat Solide () Rigidité Positions fixes (Energie Réticulaire) Rigidité Positions fixes Forces de cohésion << Agitation thermique Etat Gazeux mouvements libres mouvements libres Forces de cohésion Agitation thermique Etat Liquide Fluidité Positions libres, mobilité restreinte Fluidité Positions libres, mobilité restreinte Les états de la matière

34 Retour sur les situations ioniques : Le Solide Ionique Exemple du cristal de NaCl en 3 dimensions : [Na + Cl - ] Exemple du cristal de NaCl en 3 dimensions : [Na + Cl - ] Le solide ionique Cycle de Haber Born Il sagit dune succession détapes élémentaires qui constituent le Cycle de Haber Born que nous allons analyser Na (s) + 1/2Cl 2(g) NaCl (s) Bilan énergétique ?

35 Cycle de Haber Born Le solide ionique Na (s) + 1/2Cl 2(g) NaCl (s) Bilan énergétique? (kJ.mol -1 ) 1.Vaporisation Na (s) -> Na (g) E= Dissociation 1/2Cl 2(g) -> Cl E= Ionisation Na -> Na + + e - E= Ionisation Cl + e - -> Cl - E=-348 énergie réticulaire 5.Association Na + +Cl - -> NaCl (s) E=-780 (énergie réticulaire) Na (215) Cl 1 et 2 3 et 4 (363) Na + Cl - 0 Na(s) 1/2 Cl 2 Energie réticulaire =

36 Exemple du cristal de NaCl en 3 dimensions : [Na + Cl - ] Exemple du cristal de NaCl en 3 dimensions : [Na + Cl - ] Le solide ionique Energie réticulaire = Cycle de Haber Born

37 Le solide ionique Na (s) + 1/2Cl 2(g) NaCl (s) Bilan énergétique? (kJ.mol -1 ) 1.Vaporisation Na (s) -> Na (g) E= Dissociation 1/2Cl 2(g) -> Cl E= Ionisation Na -> Na + + e - E= Ionisation Cl + e - -> Cl - E=-348 énergie réticulaire 5.Association Na + +Cl - -> NaCl (s) E=-780 (énergie réticulaire) Na (215) Cl 1 et 2 3 et 4 (363) Na + Cl - 0 Na(s) 1/2 Cl 2 5 NaCl(s) E=-417 Bilan global: Na (s) + 1/2Cl 2(g) NaCl (s) ) E=-417 Energie réticulaire =

38 La liaison métallique La maille métallique

39 La liaison métallique La maille métallique

40 Le carbone diamant Laspirine Les solides moléculaires et covalents Solide moléculaire/covalent

41 Molécules et Nomenclature A ce stade, la connaissance de la nomenclature simpose. Cfr ANNEXE Molécules et nomenclature

42 Les notions de base Une fonction chimique est un ensemble de propriétés portées par un atome ou un groupe structuré datomes (Acide; Base; …). Ce groupe structuré datomes sappelle groupe fonctionnel. La nomenclature chimique donne un nom rationnel aux molécules. Les noms reposent sur une association « préfixe/élément/suffixe ». Lensemble constitue un radical. les notions de base

43 Les grandes familles Les oxydes: Les acides Les bases de non-métaux: M a O bde non-métaux: M a O b de métaux: M a O b [oxydes de Métal (X) avec x=2*b/a]de métaux: M a O b [oxydes de Métal (X) avec x=2*b/a] les hydracides: H a X bles hydracides: H a X b les oxacides: H a M b O cles oxacides: H a M b O c hydroxylées: M a (OH) bhydroxylées: M a (OH) b aminées: R n NH naminées: R n NH n (n+n=3) Les sels Les grandes familles

44 Les mots-clés utiles : suffixes « ure », « ate » mais aussi ique; eux; ite; H 2 S, Na 3 PO 4, H 2 SO 4, H 2 SO 3, NaNO 2suffixes « ure », « ate » mais aussi ique; eux; ite; H 2 S, Na 3 PO 4, H 2 SO 4, H 2 SO 3, NaNO 2 préfixes hypo et per (HClO, HClO 2, HClO 3, HClO 4 )préfixes hypo et per (HClO, HClO 2, HClO 3, HClO 4 ) préfixes pyro, thio et peroxopréfixes pyro, thio et peroxo nomenclature des sels (hydrogéno… NaHSO 4 )nomenclature des sels (hydrogéno… NaHSO 4 ) quelques radicauxquelques radicaux Les mots clés


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