Molécules et géométrie

La géométrie moléculaire C’est le domaine de la stéréochimie Comment décrire la géométrie des molécules? Au moyen de : Distances de liaison. {R} Angles de valence. {a} Angles de torsion. {f} O ROO

La géométrie moléculaire C’est le domaine de la stéréochimie Comment décrire la géométrie des molécules? Au moyen de : Distances de liaison. {R} Angles de valence. {a} Angles de torsion. {f} ROO ROH O aOOH H

La géométrie moléculaire C’est le domaine de la stéréochimie Comment décrire la géométrie des molécules? Au moyen de : Distances de liaison. {R} H Angles de valence. {a} aOOH ROH Angles de torsion. {f} O ROO O f ROH H aOOH

Répulsion des paires (2 paires) Le modèle de la répulsion des paires Les paires d’électrons 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 s’alignent sur la sphère Conséquence: Molécules linéairesAX2  180° Exemple: BeCl2 (Octet non respecté) Cl Be

Molécules linéaires et planes Le modèle de la répulsion des paires 2 paires s’alignent sur la sphère Conséquence: Molécules linéaires AX2 Exemple: BeCl2 (Octet non respecté) Cl Be 3 paires se disposent sur un triangle équilatéral. Conséquence: Molécules planes; AX3  120° Cl Al Exemple: AlCl3 (Octet non respecté)

Molécules tétrahédriques (4 paires) Le modèle de la répulsion des paires 4 paires se disposent au sommet d’un tétraèdre. Conséquence: Molécules tétraédriques; AX4  109°28 ’ Exemple: CH4 (Octet respecté) C H l

Bipyramide trigonale (5 paires) Le modèle de la répulsion des paires 5 paires se disposent au sommet d’une bipyramide trigonale. Conséquence: AX5  120° et 90° Exemple: PCl5 (Octet non respecté - composé hypervalent) Cl P

Le modèle de la répulsion des paires Octaèdre (6 paires) Le modèle de la répulsion des paires 6 paires se disposent au sommet d’un octaèdre. Conséquence: AX6  90° Exemple: S F6 (Octet non respecté - composé hypervalent) S F

Molécules liaisons simples(CH4) La géométrie des molécules à liaisons simples C H l CH4 AX4

Molécules NH3 NH3 EAX3 N H

Molécules H2O H2O E2AX2 O H

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

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

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

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

Hybridation sp L’hybridation sp s’obtient en combinant l’orbitale 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 L’hybridation sp s’obtient en combinant l’orbitale 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.

L’hybridation sp Au total: 180° Les hybrides permettront de décrire les liaisons. Cette hybridation est adaptée à la représentation des atomes dans des molécules linéaires telles que BeCl2, HCCH, HCN… ou contenant des fragments linéaires.

Hybridation sp L’hybridation sp2 s’obtient en combinant la fonction 2s à deux fonctions 2p, sans modifier la dernière. 120° elle est adaptée à la représentation ddes atomes dans les molécules planes telles que AlCl3, H2C=O, H2C=CH2… ou contenant des fragments planes.

Hybridation sp2 L’hybridation sp2 s’obtient en combinant la fonction 2s à deux fonctions 2p, sans modifier la dernière. elle est adaptée à la représentation de molécules planes telles que H2C=O que H2C=CH2… ou contenant des fragments planes.

Hybridation sp3 L’hybridation sp3 s’obtient en combinant la fonction 2s aux trois fonctions 2p. 109°28 ’ elle est adaptée à la représentation de molécules tétraédriques telles que CH4 , H3C—OH que H3C—CH3, … . D’autres hybridations incluant les orbitales d existent. Par exemple sp3d pour décrire PCl5 ou sp3d2 pour décrire SF6

La formation des liaisons La formation de liaisons L’hybride spn se combine à une orbitale 1s de l’hydrogène, ou à une autre orbitale hybride pour former les liaisons s CH, CC, CO, .... + Les traits de liaison symbolisent la liaison chimique décrite par la superposition des orbitales atomiques hybrides () ou originales.

Description de l ’éthylène Description de l ’éthylène C2H4 Les hybrides sp2 forment les liaisons s CH et CC de l ’éthylène () p s La fusion des orbitales 2p inchangées forme la liaison p CC de l ’éthylène

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

Les complexes moléculaires De nombreux ions métalliques forment des structures moléculaires stables avec d’autres molécules ou ions (ligands) : Ce sont les complexes moléculaires : Fe(CN)63- , Fe(CN)64-, Ni(NH3)62+, … Leur géométrie est octaédrique. On l’explique par l’hybridation sp3d2 du Fe Fe: 4s23d64p0  Fe3+ 4s03d54p0 Fe3+ 4s03d54p0  Fe3+hybr 3d5 sp3d2 Les ions CN- occupent les hybrides sp3d2

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

les forces de van der Waals Forces de Keesom les forces de van der Waals Des liaisons intermoléculaires apparaissent si les forces attractives dominent les forces répulsives. +q -q On distinguera des molécules polaires et des molécules apolaires. 0 0 Les forces dipôles/dipôles de Keesom résultent de l’interaction électrostatique stabilisante obtenue par orientation des dipôles +q -q -q +q +q -q -q +q

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

les forces de van der Waals Forces de London les forces de van der Waals Des molécules polarisables peuvent interagir via des dipôles instantanés +dq -dq 0 0 +dq -dq -dq +dq Les forces de dispersion de London sont des forces dipôles induits/dipôles induits Elles sont d ’autant plus grandes que la polarisabilité est grande. On peut expliquer ainsi l’augmentation de la température d ’ébullition des halogènes F2 -183°C; Cl2 -35°C; Br2 58°C; I2 183°C

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

les ponts Hydrogène L ’eau constitue un autre exemple Les ponts hydrogènes les ponts Hydrogène L ’eau constitue un autre exemple Cette liaison intermoléculaire explique le point d ’ébullition élevé de H2O (100°C) et HF (20°C) comparés à H2S (-60°C) et HCl (-85°C)

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

Retour sur les situations ioniques : Le Solide Ionique Exemple du cristal de NaCl en 3 dimensions : [Na+Cl-] Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) Bilan énergétique ? Il s’agit d’une succession d’étapes élémentaires qui constituent le Cycle de Haber Born que nous allons analyser

Le solide ionique Cycle de Haber Born Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) Bilan énergétique? (kJ.mol-1) 3 et 4 (363) Na+ Cl- Vaporisation Na(s) -> Na(g) E= +93 Dissociation 1/2Cl2(g) -> Cl E=+122 Na (215) Cl 1 et 2 Ionisation Na -> Na+ + e- E=+496 Ionisation Cl + e- -> Cl- E=-348 0 Na(s) 1/2 Cl2 Association Na++Cl--> NaCl(s) E=-780 (énergie réticulaire) Energie réticulaire =

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

Bilan global: Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) ) E=-417 Le solide ionique Cycle de Haber Born Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) Bilan énergétique? (kJ.mol-1) 3 et 4 (363) Na+ Cl- Vaporisation Na(s) -> Na(g) E= +93 Dissociation 1/2Cl2(g) -> Cl E=+122 5 NaCl(s) Na (215) Cl 1 et 2 Ionisation Na -> Na+ + e- E=+496 Ionisation Cl + e- -> Cl- E=-348 0 Na(s) 1/2 Cl2 Bilan global: Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) ) E=-417 Association Na++Cl--> NaCl(s) E=-780 (énergie réticulaire) Energie réticulaire =

La maille métallique La liaison métallique

La maille métallique La liaison métallique

Solide moléculaire/covalent Les solides moléculaires et covalents L’aspirine Le carbone diamant

Molécules et nomenclature A ce stade, la connaissance de la nomenclature s’impose. Cfr ANNEXE

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

Les oxydes: Les acides Les bases Les sels Les grandes familles de non-métaux: MaOb de métaux: MaOb [oxydes de Métal (X) avec x=2*b/a] les hydracides: HaXb les oxacides: HaMbOc hydroxylées: Ma(OH)b aminées: RnNHn’ (n+n’=3) Les acides Les bases Les sels

Les mots-clés utiles : Les grandes familles suffixes « ure », « ate » mais aussi ique; eux; ite; H2S, Na3PO4, H2SO4, H2SO3, NaNO2 préfixes hypo et per (HClO, HClO2, HClO3, HClO4) préfixes pyro, thio et peroxo nomenclature des sels (hydrogéno… NaHSO4) quelques radicaux