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Chapitre 8 La théorie de la liaison et la géométrie moléculaire.

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1 Chapitre 8 La théorie de la liaison et la géométrie moléculaire

2 8.1 La méthode de répulsion des paires délectrons de valence (RPEV) Théorie RPEV : les doublets se repoussent ils se placent le plus loin possible l'un de l'autre autour d'un atome : voir p nb de doubletsstructureangle(s) 2 linéaire 180° 3 trigonale plane 120° 4 tétraédrique 109,5° 5 bipyramidale trigonale 90° et 120° 6 octaédrique 90° Ex: BeCl 2, BCl 3, CHCl 3, SbF 5, SeCl 6, HCN, NO 3 - (vus en classe).

3 Présence de doublets libres et géométrie moléculaire Si l'atome central possède un/des doublets libres, les doublets liants et libres sorientent selon la théorie RPEV (2 doublets : linéaire, etc.) mais la géométrie de la molécule nest plus la même parce quon entend par géométrie moléculaire la position relative des atomes, cest- à-dire la position relative des doublets liants seulement. Les molécules CH 4, NH 3 et H 2 O comportent chacune un atome central entouré de 4 doublets mais leur géométrie moléculaire nest pas la même. (molécules vues en classe). SF 4 et ICl 3 aussi vus en classe.

4 Lapplication de la théorie RPEV aux structures contenant plus dun atome central On applique la théorie RPEV à chacun des « atomes centraux ». Il faut déterminer la géométrie autour de chaque atome central, et dessiner la molécule en tenant compte de ces géométries. Ex: CH 3 OH, CH 3 COOH (vus en classe)

5 8.2 Les molécules polaires et le moment dipolaire Molécule polaire : molécule possédant un « boutte » positif et un « boutte » négatif. + - Ex: HClH----Cl Une moléculaire est non polaire si les vecteurs polarité s'annulent lorsquon en fait la somme en 3 dimensions. Une molécule qui possède des atomes périphériques identiques, et une géométrie moléculaire identique à la géométrie de répulsion, est nécessairement non-polaire. Ex: BeCl 2, BCl 3, CCl 4, SbF 5, SeCl 6, CHCl 3, ICl 3, CH 3 OH, CH 3 COOH, CH 3 CH 2 CH 3 (vus en classe).

6 8.3 Le recouvrement des orbitales atomiques Orbitale moléculaire (OM): combinaison de deux orbitales atomiques (OA) appartenant à des atomes distincts. Ex: formation de H 2 Lénergie de lOM 1s est plus basse que celle des OA 1s; La formation de la liaison, donc la formation de la molécule H 2, est exothermique. Voir également formation de H 2 S (figure 8.11 p. 343).

7 8.4 Lhybridation des orbitales atomiques Dans CH 4, toutes les liaisons CH sont identiques; les OA 2s et 2p sont hybridées. Orbitales hybrides: somme dorbitales atomiques dans un même atome. Pour déterminer lhybridation dun atome, il faut faire la somme des liaisons et des doublets libres (voisins) autour dun atome: σ + DLhybridationgéométrie 2 sp linéaire 3 sp 2 trigonale plane 4 sp 3 tétraédrique 5 sp 3 d hexaédrique 6 sp 3 d 2 octaédrique

8 Hybridation des orbitales Ex: hybridation des orbitales dans le carbone

9 8.5 Les orbitales hybrides et les liaisons covalentes multiples Liaison simple: Liaison double: + Liaison triple: + + La liaison possède une symétrie axiale: La densité électronique se retrouve directement entre les deux atomes, suivant laxe de symétrie.

10 Géométrie des liaisons multiples Les liaisons ne se retrouvent pas dans laxe de symétrie; Elles sont plutôt placées au-dessus et en dessous du plan de symétrie de la molécule. Elles proviennent des orbitales p non hybridées. Les liaisons multiples empêchent la rotation libre autour des liens s. Elles confèrent donc une rigidité à la molécule, donnant naissance à ce quon appelle lisomérie géométrique (isomérie cis-trans).

11 La liaisons double Liaison double dans léthylène, CH 2 CH 2.

12 La liaison triple La liaison triple dans lacétylène, C 2 H 2.

13 8.6 Les caractéristiques des orbitales moléculaires (OM) Les OM sont des régions dune molécule où la probabilité de trouver des électrons est élevée. On obtient les OM en combinant de façon appropriée les orbitales des atomes liés dans la molécule (combinaison linéaire des orbitales atomiques, méthode LCAO). Une combinaison de deux orbitales s donne une orbitale liante et une orbitale antiliante * (schéma vu en classe). Lorbitale liante correspond à un niveau dénergie plus bas que les OA des atomes séparés. Lorbitale antiliante correspond à un niveau dénergie supérieur à celui des OA des atomes séparés. Voir figure 8.24 p. 361.


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