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

8.1 La méthode de répulsion des paires d’électrons 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. 328-329. nb de doublets structure angle(s) 2 linéaire 180° 3 trigonale plane 120° 4 tétraédrique 109,5° 5 bipyramidale trigonale 90° et 120° 6 octaédrique 90° Ex: BeCl2, BCl3, CHCl3, SbF5, SeCl6, HCN, NO3- (vus en classe).

Présence de doublets libres et géométrie moléculaire Si l'atome central possède un/des doublets libres, les doublets liants et libres s’orientent selon la théorie RPEV (2 doublets : linéaire, etc.) mais la géométrie de la molécule n’est plus la même parce qu’on entend par géométrie moléculaire la position relative des atomes, c’est-à-dire la position relative des doublets liants seulement. Les molécules CH4, NH3 et H2O comportent chacune un atome central entouré de 4 doublets mais leur géométrie moléculaire n’est pas la même. (molécules vues en classe). SF4 et ICl3 aussi vus en classe.

L’application de la théorie RPEV aux structures contenant plus d’un 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: CH3OH, CH3COOH (vus en classe)

8.2 Les molécules polaires et le moment dipolaire Molécule polaire : molécule possédant un « boutte » positif et un « boutte » négatif. d+ d- Ex: HCl H----Cl Une moléculaire est non polaire si les vecteurs polarité s'annulent lorsqu’on 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: BeCl2, BCl3, CCl4, SbF5, SeCl6, CHCl3, ICl3, CH3OH, CH3COOH, CH3CH2CH3 (vus en classe).

8.3 Le recouvrement des orbitales atomiques Orbitale moléculaire (OM): combinaison de deux orbitales atomiques (OA) appartenant à des atomes distincts. Ex: formation de H2 L’énergie de l’OM s1s est plus basse que celle des OA 1s; La formation de la liaison, donc la formation de la molécule H2, est exothermique. Voir également formation de H2S (figure 8.11 p. 343).

8.4 L’hybridation des orbitales atomiques Dans CH4, toutes les liaisons CH sont identiques; les OA 2s et 2p sont hybridées. Orbitales hybrides: somme d’orbitales atomiques dans un même atome. Pour déterminer l’hybridation d’un atome, il faut faire la somme des liaisons s et des doublets libres (voisins) autour d’un atome: σ + DL hybridation géométrie 2 sp linéaire 3 sp2 trigonale plane 4 sp3 tétraédrique 5 sp3d hexaédrique 6 sp3d2 octaédrique

Hybridation des orbitales Ex: hybridation des orbitales dans le carbone

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

Géométrie des liaisons multiples Les liaisons p ne se retrouvent pas dans l’axe 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 qu’on appelle l’isomérie géométrique (isomérie cis-trans).

La liaisons double Liaison double dans l’éthylène, CH2CH2.

La liaison triple La liaison triple dans l’acétylène, C2H2.

8.6 Les caractéristiques des orbitales moléculaires (OM) Les OM sont des régions d’une 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 s et une orbitale antiliante s* (schéma vu en classe). L’orbitale liante correspond à un niveau d’énergie plus bas que les OA des atomes séparés. L’orbitale antiliante correspond à un niveau d’énergie supérieur à celui des OA des atomes séparés. Voir figure 8.24 p. 361.