LA LIAISON COVALENTE.

LA LIAISON COVALENTE

I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-1 Nature de la liaison Exemple des atomes d’hydrogène. L’expérience montre qu’ils s’associent 2 par 2 pour donner des entités appelées molécules de dihydrogène notées H2 Cette association est le résultat de la recherche pour le système H+H d’un état de plus faible énergie donc plus stable (cf diagramme suivant).

I-1 Nature de la liaison En position d’énergie minimale, les atomes sont liés

I-1 Nature de la liaison Lewis interprète la nature de la liaison par la mise en commun entre les 2 atomes d'hydrogène de leur unique électron pour former un doublet d’électrons appelé doublet de liaison. De manière plus générale : Une liaison covalente entre 2 atomes A et B résulte de la mise en commun par les 2 atomes d’un doublet d’électrons.

I-1 Nature de la liaison Le doublet de liaison est symbolisé par un tiret entre les symboles des 2 atomes. A─B Il peut provenir des deux atomes : - d’un seul atome : On écrira dans tous les cas : A─B

I-2 Règle de Lewis dite règle de l’octet Un édifice où tous les atomes sont liés par des liaisons covalentes est une molécule Lors de la formation de liaisons covalentes dans une molécule, chaque atome tend à acquérir la structure du gaz noble le plus proche c’est-à-dire à s’entourer de 4 doublets (octet) exception faite de l’hydrogène qui ne s’entourera que d’un seul doublet.

I-3 Structure de Lewis d’une molécule : doublet liant, doublet non-liant, liaison multiple Donner la structure de LEWIS d’une molécule, c’est indiquer la répartition des électrons de valence sous forme de doublets entre les différents atomes de la molécule. Un doublet peut être - liant (commun à 2 atomes) - non-liant (propre à 1 seul atome) Plusieurs doublets peuvent être communs à 2 atomes : liaison multiple (double ou triple) Le nombre de doublets liants entre 2 atomes liés est appelé ordre de liaison.

Méthode pour trouver la structure de LEWIS d’une molécule Application à NF3

Exemple NF3 ETAPES EXEMPLES

Exemple NF3 Dénombrer les électrons de valence de chaque atome : Nv
ETAPES EXEMPLES Dénombrer les électrons de valence de chaque atome : Nv pour l’atome d’azote N : Nv = 5 pour l’atome de fluor F : Nv = 7

ETAPES EXEMPLES Dénombrer les électrons de valence de chaque atome : Nv pour l’atome d’azote N : Nv = 5 pour l’atome de fluor F : Nv = 7 Compter le nombre total d’électrons de valence : SN SNv = x 7 = 26

ETAPES EXEMPLES Dénombrer les électrons de valence de chaque atome : Nv pour l’atome d’azote N : Nv = 5 pour l’atome de fluor F : Nv = 7 Compter le nombre total d’électrons de valence : SN SNv = x 7 = 26 En déduire le nombre de doublets ND ND = 26/2 = 13

ETAPES EXEMPLES Dénombrer les électrons de valence de chaque atome : Nv pour l’atome d’azote N : Nv = 5 pour l’atome de fluor F : Nv = 7 Compter le nombre total d’électrons de valence : SN SNv = x 7 = 26 En déduire le nombre de doublets ND ND = 26/2 = 13 Positionner les atomes le plus symétriquement possible

ETAPES EXEMPLES Dénombrer les électrons de valence de chaque atome : Nv pour l’atome d’azote N : Nv = 5 pour l’atome de fluor F : Nv = 7 Compter le nombre total d’électrons de valence : SN SNv = x 7 = 26 En déduire le nombre de doublets ND ND = 26/2 = 13 Positionner les atomes le plus symétriquement possible Répartir les doublets de valence - En respectant la règle de Lewis pour chaque atome - En attribuant dans la mesure du possible à chaque atome son propre nombre d’électrons de valence

ETAPES EXEMPLES Dénombrer les électrons de valence de chaque atome : Nv pour l’atome d’azote N : Nv = 5 pour l’atome de fluor F : Nv = 7 Compter le nombre total d’électrons de valence : SN SNv = x 7 = 26 En déduire le nombre de doublets ND ND = 26/2 = 13 Positionner les atomes le plus symétriquement possible Chaque atome respecte la règle de l’octet N est entouré de 4 doublets : 3 liants et 1 non liant F est entouré de 4 doublets : 1 liant et 3 non-liants

ETAPES EXEMPLES Dénombrer les électrons de valence de chaque atome : Nv pour l’atome d’azote N : Nv = 5 pour l’atome de fluor F : Nv = 7 Compter le nombre total d’électrons de valence : SN SNv = x 7 = 26 En déduire le nombre de doublets ND ND = 26/2 = 13 Positionner les atomes le plus symétriquement possible Le nombre d’électrons attribués à chaque atome correspond à son propre nombre d’électrons de valence N : x 1 = 5 F : 3 x = 7

I-3 Structure de Lewis d’une molécule : doublet liant, doublet non-liant, liaison multiple Autres exemples : CH3CN Nv : C : 4 ; H : 1 ; N : 5 SNv = 24 + 31 + 5 = 16 soit 8 doublets Dans cet exemple, C et N mettent en commun 3 doublets d’électrons. L’ordre de la liaison CN est 3

I-3 Structure de Lewis d’une molécule : doublet liant, doublet non-liant, liaison multiple Remarque : si on avait donné la formule brute : C2H3N sans préciser la disposition des atomes et l'existence d'un groupe C=N, on aurait pu écrire : Formule qui satisfait aussi la règle de Lewis mais qui ne correspond pas à la formule du corps envisagé.

I-3 Structure de Lewis d’une molécule : doublet liant, doublet non-liant, liaison multiple Autre exemple : H3O+ Nv : H : 1 ; O : 6 ; q = +1 SNv = 3 = soit 4 doublets

qF = Nv – Nattr I – LA LIAISON COVALENTE DANS LA THEORIE DE LEWIS
I-4 Les charges formelles Dans la formule précédente, le nombre d’électrons attribués à l’atome d’oxygène est inférieur à son nombre d’électrons de valence (5 au lieu de 6). On dit qu’il porte une charge formelle notée qF(O) Dans une structure de Lewis, la charge formelle d’un atome (qF) correspond à la différence entre le nombre d’électrons de valence de l’atome (Nv) et le nombre d’électrons attribués à l’atome (Nattr) dans la structure. qF = Nv – Nattr Nattr : - doublet non liant : 2 électrons attribués à l’atome porteur du Dnl - doublet liant équitablement réparti : 1 électron attribué à chaque atome.

I-4 Les charges formelles Dans la formule précédente, le nombre d’électrons attribués à l’atome d’oxygène est inférieur à son nombre d’électrons de valence (5 au lieu de 6). On dit qu’il porte une charge formelle notée qF(O) Dans une structure de Lewis, la charge formelle d’un atome (qF) correspond à la différence entre le nombre d’électrons de valence de l’atome (Nv) et le nombre d’électrons attribués à l’atome (Nattr) dans la structure. Dans H3O+, qF(H) = = 0 mais qF(O) = 6 – 5 = + 1

I-4 Les charges formelles La formule de Lewis d’un ion fait toujours apparaître au moins une charge formelle. Pour certaines molécules neutres, on est obligé, afin de respecter la règle de Lewis d’envisager une structure faisant apparaître des charges formelles. Dans tous les cas la somme des charges formelles est égale à la charge de l’édifice. Ex ; O3 Nv : O : 6 SNv = 36 = 18 soit 9 doublets

I-4 Les charges formelles Une telle écriture, laisse envisager qu’il y a dans cette molécule, 1 double liaison O=O et 1 simple liaison O-O ce qui correspondrait à deux liaisons de longueurs différentes. Or l’étude de cette molécule montre que les deux liaisons sont rigoureusement identiques donc cette écriture ne représente pas la molécule O3 Ex ; O3 Nv : O : 6 SNv = 36 = 18 soit 9 doublets

I-5 Les formules limites Pour la molécule O3, sans changer la place de chaque atome, on aurait pu aussi répartir les 9 doublets autrement et écrire En fait la molécule O3 réelle n’est représentée par aucune des 2 formules, mais par une formule intermédiaire entre ces deux formules appelées formules limites. On écrira : Structures de Lewis de O3 =

I-6 Les infractions à la règle de Lewis Dans certaines molécules il peut y avoir un atome qui ne respecte pas la règle de l’octet.

II – Caractéristiques de la Liaison Covalente

II – Caractéristiques de la Liaison Covalente
II-1 – Longueur de liaison : d(A-B)

II-2 – Energie de liaison

II-3 – Ordre de liaison : influence sur longueur et énergie de liaison

II-4 – Moment dipolaire

II-5 – Conclusion sur la théorie de Lewis

III – La Liaison Covalente en Théorie des Orbitales Moléculaires
III-1 – L’ion moléculaire à 1 électron : H2+ III-1-1 – Obtention des OM de H2+ : combinaison linéaire des OA et III-1-2 – Orbitales moléculaire liante, orbitale moléculaire anti-liante

III-1-3 – Diagramme énergétique des OM

H2+ : 1 électron

III-2 – Les molécules apparentées à H2+ : H2, He2+, He2

III-2-a – Configuration électronique

III-2-b – Indice, longueur et énergie de liaison

III-3 – Les molécules diatomiques homonucléaires A2
(A appartient à la 2ème période) III-3-a – Principe de construction des OM

III-3-b – Constitution des OM : OM s et OM p

III-3-c – Diagramme énergétique des OM de O2 F2 B2 C2 N2

III-4 – Les molécules diatomiques hétéronucléaires
III-4-a – Diagramme énergétique des O.M. de LiH DE*>DEl

III-4-a – Diagramme énergétique des O.M. de CO

III-4-a – Diagramme énergétique des O.M. de CO
Les 3 O.M. liantes (l’OM 3s et les deux OM 1p) sont plus proches en énergies des OA de l’atome d’O que de l’atome C. Or, la contribution d’une OA dans une OM augmente d’autant plus qu’elles sont proches en énergie. Les 3 OM liantes sont donc plus développées sur O et les doublets liants sont donc plus proches de O que de C.

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