UV ORGA 1 EDIFICE MOLECULAIRE F.Nivoliers.

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1 UV ORGA 1 EDIFICE MOLECULAIRE F.Nivoliers

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

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

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

5 indique la dégénérescence spatiale (la largeur d’un bloc)
ORBITALE ATOMIQUE -m: nombre quantique magnétique (l  m  l) indique la dégénérescence spatiale (la largeur d’un bloc) Chaque état de l’électron est décrit par un jeu de 3 nombres quantiques : Yn,l,m Les 4 orbitales 2s et 2p sont dégénérées ! Il y a n2 orbitales dégénérées d’énergie En Un dernier nombre quantique ms: nombre quantique magnétique de spin, lié au sens de rotation de l’électron sur lui-même, définit l’état de l’électron dans une orbitale: +1/2 ( ) ou -1/2 ( ). F.Nivoliers Edifice moléculaire

6 ORBITALE ATOMIQUE Edifice moléculaire F.Nivoliers

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

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

9 LIAISON COVALENTE – SRUCTURE DE LEWIS
Modèle de Lewis: La liaison covalente résulte de la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’electrons de valence par deux atomes appelées doublets liants La représentation de Lewis consiste à représenter par un tiret tous les doublets d’électrons de valence pour une molécule qu’ils soient liants ou non liants. Ex: Stucture électronique de l’atome de chlore: Formation de la liaison covalente dans Cl2 F.Nivoliers Edifice moléculaire

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

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

13 THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
Détermination de la géométrie d’une molécule selon cette méthode: Structure de Lewis Disposition 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 F.Nivoliers Edifice moléculaire

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

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

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

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

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

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

20 HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES
Différents états d’hybridation du carbone F.Nivoliers Edifice moléculaire

21 FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
atome Forces de répulsion : s’opposent au rapprochement des atomes Forces d’attraction : s’opposent à leur éloignement longueur de liaison Formation de liaison : dégagement d’énergie Pour d = longueur de liaison minimum énergétique, situation la plus stable Courbe d’énergie potentielle en fonction de la longueur de liaison F.Nivoliers Edifice moléculaire

22 FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
Les fonctions d’onde peuvent interférer entre elles de manière constructive (lorsqu’elles sont en phase) ou destructive (lorsqu’elles sont en opposition de phase). F.Nivoliers Edifice moléculaire

23 FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
De la même manière deux orbitales atomiques peuvent se combiner pour donner deux orbitales moléculaires , l’une liante, de plus basse énergie, l’autre antiliante, deplus haute énergie. F.Nivoliers Edifice moléculaire

24 FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
Formation d’un liaison s par recouvrement axial de deux orbitales p F.Nivoliers Edifice moléculaire

25 FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
Formation d’une liaison p par recouvrement latéral d’orbitales p F.Nivoliers Edifice moléculaire

26 FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
STRUTURE DU FORMALDEHYDE F.Nivoliers Edifice moléculaire

27 FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
STRUCTURE DE L’ACETYLENE F.Nivoliers Edifice moléculaire