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F.Nivoliers EDIFICE MOLECULAIRE UV ORGA 1. F.Nivoliers UV ORGA 1 LIAISONS DANS LES COMPOSES MOLECULAIRES STEREOCHIMIE: REACTIONS CHIMIQUES - MECANISMES.

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1 F.Nivoliers EDIFICE MOLECULAIRE UV ORGA 1

2 F.Nivoliers UV ORGA 1 LIAISONS DANS LES COMPOSES MOLECULAIRES STEREOCHIMIE: REACTIONS CHIMIQUES - MECANISMES REACTIONNELS

3 ORBITALE ATOMIQUE F.Nivoliers Edifice moléculaire Modèle de latome issu du développement de la mécanique quantique fondé sur deux principes: - dualité onde / particule (De Broglie): à lélectron de masse m doit être associé une onde de longueur donde = h/mv; v étant la vitesse de lélectron et h la constante de Plank. - Principe dincertitude dHeisenberg: il est impossible de déterminer avec précision la position de lélectron et sa quantité de mouvement (donc sa vitesse). Léquation mathématique qui décrit le mouvement de lélectron autour du noyau est léquation de Schrödinger. Les solutions de cette équation nexistent que pour des valeur quantifiées de lénergie; elles sont appelées fonctions donde ou orbitales atomiques et notées (x,y,z). Seul le carré de la fonction donde a une signification physique: il exprime la probabilité de trouver lélectron en un point au voisinage du noyau. Par extension, lorbitale atomique représente un volume à lintérieur duquel la probabilité de trouver lélectron est denviron 90%.

4 ORBITALE ATOMIQUE –n : nombre quantique principal (n > 0) numéro de la ligne dans le tableau périodique F.Nivoliers Edifice moléculaire -l : nombre quantique azimutal (ou secondaire) ( 0 l < n) définit les blocs du tableau périodique (sous-couche) Fonctions donde ou orbitale atomique; définie par 3 nombres quantiques (3 coordonnées despace) :

5 ORBITALE ATOMIQUE -m: nombre quantique magnétique ( l m l) indique la dégénérescence spatiale (la largeur dun bloc) Chaque état de lélectron est décrit par un jeu de 3 nombres quantiques : n,l,m Les 4 orbitales 2s et 2p sont dégénérées ! Il y a n 2 orbitales dégénérées dénergie E n Edifice moléculaire F.Nivoliers Un dernier nombre quantique m s : nombre quantique magnétique de spin, lié au sens de rotation de lélectron sur lui-même, définit létat de lélectron dans une orbitale: +1/2 ( ) ou -1/2 ( ).

6 ORBITALE ATOMIQUE F.Nivoliers Edifice moléculaire

7 ORBITALE ATOMIQUE F.Nivoliers Edifice moléculaire Orbitale s: sphérique centrée sur le noyau Orbitales p Orbitales d:

8 ORBITALE ATOMIQUE F.Nivoliers Edifice moléculaire Période = ligne ; Famille = colonne Lili Bégayait Beaucoup Chez Notre Oncle FerNand Napoléon Mangeât Allègrement Six Poulets Sans Claquer dArgent

9 LIAISON COVALENTE – SRUCTURE DE LEWIS F.Nivoliers Edifice moléculaire Modèle de Lewis: La liaison covalente résulte de la mise en commun dune ou plusieurs paires delectrons de valence par deux atomes appelées doublets liants La représentation de Lewis consiste à représenter par un tiret tous les doublets délectrons de valence pour une molécule quils soient liants ou non liants. Ex: Stucture électronique de latome de chlore: Formation de la liaison covalente dans Cl 2

10 LIAISON COVALENTE – SRUCTURE DE LEWIS F.Nivoliers Edifice moléculaire

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12 THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE F.Nivoliers Edifice moléculaire Selon cette théorie, les principaux édifices moléculaires sont les suivants: La configuration spatiale dune molécule est déterminée de manière à minimiser la répulsion mutuelle des paires électroniques (liantes ou non liantes) dans la couche de valence de latome central.

13 THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE F.Nivoliers Edifice moléculaire Détermination de la géométrie dune molécule selon cette méthode: Structure de LewisDisposition spatiale des doublets électroniques Géométrie de la molécule trigonale pyramidale Dans le cas de composés à liaisons multiples, la liaison multiple est assimilée à une simple liaison : Répulsion entre doublets: liant-liant < liant-non liant < non liant-non liant

14 THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE F.Nivoliers Edifice moléculaire –Structure linéaire: Deux paires électroniques (les liaisons multiples étant assimilées à une seule paire électronique) entourent latome central

15 THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE F.Nivoliers Edifice moléculaire –Structure trigonale plane: Trois paires électroniques (les liaisons multiples étant assimilées à une seule paire électronique) entourent latome central

16 THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE F.Nivoliers Edifice moléculaire –Structure tétraèdrique: Quatre paires électroniques entourent latome central

17 HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES F.Nivoliers Edifice moléculaire Hybridation sp3 : Combinaison de lorbitale s avec les trois orbitales p pour donner 4 orbitales hybrides sp3 équivalentes et de même énergie

18 HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES F.Nivoliers Edifice moléculaire Hybridation sp2 : Combinaison de lorbitale s avec deux orbitales p pour donner 3 orbitales hybrides sp2 équivalentes et de même énergie. Une orbitale reste inchangée

19 HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES F.Nivoliers Edifice moléculaire Hybridation sp : Combinaison de lorbitale s avec une orbitales p pour donner 2 orbitales hybrides sp équivalentes et de même énergie. Deux orbitales p restent inchangées.

20 HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES F.Nivoliers Edifice moléculaire Différents états dhybridation du carbone

21 FORMATION DUNE LIAISON COVALENTE F.Nivoliers Edifice moléculaire longueur de liaison atome Forces de répulsion : sopposent au rapprochement des atomes Forces dattraction : sopposent à leur éloignement Courbe dénergie potentielle en fonction de la longueur de liaison Formation de liaison : dégagement dénergie Pour d = longueur de liaison minimum énergétique, situation la plus stable

22 FORMATION DUNE LIAISON COVALENTE F.Nivoliers Edifice moléculaire Les fonctions donde peuvent interférer entre elles de manière constructive (lorsquelles sont en phase) ou destructive (lorsquelles sont en opposition de phase).

23 FORMATION DUNE LIAISON COVALENTE F.Nivoliers Edifice moléculaire De la même manière deux orbitales atomiques peuvent se combiner pour donner deux orbitales moléculaires, lune liante, de plus basse énergie, lautre antiliante, deplus haute énergie.

24 FORMATION DUNE LIAISON COVALENTE F.Nivoliers Edifice moléculaire Formation dun liaison par recouvrement axial de deux orbitales p

25 FORMATION DUNE LIAISON COVALENTE F.Nivoliers Edifice moléculaire Formation dune liaison par recouvrement latéral dorbitales p

26 FORMATION DUNE LIAISON COVALENTE F.Nivoliers Edifice moléculaire STRUTURE DU FORMALDEHYDE

27 FORMATION DUNE LIAISON COVALENTE F.Nivoliers Edifice moléculaire STRUCTURE DE LACETYLENE


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