Molécules et Liaison chimique
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Molécules et Liaison chimique
Molécules et liaison chimique Molécules et Liaison chimique La liaison dans H2 La liaison dans H2 Le point de vue classique: l’approche de deux atomes d’hydrogènes H R H ’ -0,9 0 0,5 1 1,5 2 2,5 R 3 3,5 4 2H -1 x -1,1 xx HH22 x -1,2 R(H2) x ΔE= En(liaison) Forces d ’attraction et de répulsion Forces d'attraction: -e2 -e2 F= R2ep' + R2e'p e2 e2 Forces de répulsion: F= R2ee' + R2pp' e' p Rpe Rp'e' R p' e Hb Ha e' Re'p Re'e p Rpp' p' Rep' e Hb Ha Schémas de la liaison H2 La liaison Chimique Comment caractériser la liaison chimique qui s'est formée? A cause du caractère ondulatoire, les électrons ne peuvent être localisés. La probabilité de trouver les électrons entre les deux noyaux est plus grande que la probabilité de trouver les électrons au-delà des noyaux. La région entre les noyaux est liante ; la région au-delà des noyaux est antiliante. antiliante Hb Liant Ha antiliant antiliant Liant La liaison chimique est due à une augmentation de la concentration en électrons entre les noyaux. Formation du lien ionique La liaison ionique 2 atomes à grande distance Li F Saut de l’électron + Li F Réorganisation des électrons LiF La liaison ionique 2 atomes à grande distance Li F Saut de l ’électron + Li F Réorganisation des électrons dans + Li F L ’octet de Lewis L’octet de Lewis H2O, NH3, CH4, N2, HNO2, HNO3, H2SO4,… LEWIS observa que: •La plupart des molécules stables ont un nombre pair d ’électrons D ’où l’importance capitale du doublet électronique de liaison. •La plupart des molécules stables font apparaître un atome de la seconde (troisième) période entouré de 4 doublets électroniques D ’où l’importance capitale de l’octet •L’octet est aussi lié à la structure électronique des GAZ RARES, corps très peu réactionnels. En conséquence, la règle de l’octet de Lewis dit que: Une configuration électronique dont la couche externe renferme un octet d'électrons est particulièrement stable. Les différentes liaisons chimiques La liaison chimique La liaison s’établit entre atomes pour leur permettre d’adopter la configuration électronique du gaz rare Et respecter ainsi la règle de l ’octet. Les liaisons se classent en différents types; •La liaison covalente pure polarisée dative ou semi polaire •La liaison ionique. •La liaison métallique. La liaison ionique La liaison ionique Na → Na+ + ecoût:EI Résultat: [Ne] (+) Cl + e- → Clcoût: Ae Résultat: [Ar] (-) Na + Cl → Na+ + Cl- → Na+Cl- Bilan? [Ne]+ [Ar]Le Bilan sera favorable à la liaison si EI est petit et Ae grand. c.à.d pour des éléments d ’électronégativité très différente. Ces composés sont généralement des solides ioniques. On y reviendra plus loin. La liaison covalente La liaison covalente H + H → H2 Le même raisonnement 1s1 + 1s1 → σ2(voir plus loin) s’applique à Li2 H → +← H → H H → HH ou à F 2 F 2s2 2p5 F 2s2 2p5 F F F F La structure de Lewis des atomes La structure de LEWIS des atomes Ne Ar → ns2 np6 F Cl → ns2 np5 O S → ns2 np4 N P → ns2 np3 C Si → ns2 np2 B Al → ns2 np1 Be Mg → ns2 H Li Na → ns1 La liaison covalente (suite) La liaison chimique (suite). F H HF O H2O F H F H O H O H H N H H H NH3 N H N H H H Etat de valence et promotion Etat de Valence et Promotion Les règles précédentes suggèrent la formule moléculaire CH2 Cette molécule existe, mais n'est pas très stable. La forme stable est CH4. Elle suggère la disponibilité de quatre électrons non appariés Promotion Promotion vers un état de valence (excité) C → ns1 np3 Justifié si le coût énergétique de la promotion est récupéré par la formation de liaisons nouvelles. Autres exemples: B Al → ns1 np2 Be Mg → ns1 np1 La liaison covalente polarisée La liaison covalente polarisée La liaison est covalente pure dans H2, Cl2, F2, … Deux atomes de nature identique partagent « équitablement » les électrons. La liaison entre deux atomes de nature différente est covalente polarisée. La polarisation provient de la tendance d’un des deux atomes à attirer « préférentiellement » les électrons. L’électronégativité selon Pauling mesure la tendance qu'a un atome dans une molécule à attirer vers lui le nuage électronique. Nbre d ’électrons transférés? La polarité des liaisons Comment mesuré le transfert d’électrons ? r q+ q- Définition du moment dipolaire: µ=q*r Situation Covalente q=0 q=0 r H H µ=0e-*r=0 ⇒ covalence Situation 100% Ionique +1 1e- perdu r -1 1e- transféré µ=1e-*r=r ⇒ ionique Le moment dipolaire peut être mesuré et s’exprime en Debye (D) Il mesure l’ampleur du transfert électronique Si r= 10-10m (1Å) et q=1e-, alors µ=4,8 D = 16 10-30 C.m Pourcentage ionique des liaisons Pourcentage Ionique des liaisons. Liaison R(Å) µ(D) %ionique ∆X H-F 0,92 1,98 45 1,9 H-Cl 1,28 1,03 17 0,9 H-Br 1,43 0,78 11 0,7 H-I 1,62 0,38 5 0,4 H-O 0,96 1,51 33 1,4 H-S 1,33 0,78 12 0,4 H-N 1,01 1,30 27 0,9 Conclusion: La polarisation des liaisons chimiques est un phénomène continu et graduel. On passe de la covalente pure (0%), par la covalente polarisée à la liaison ionique (placée arbitrairement à >50%) Les liaisons multiples Les liaisons multiples On parle de liaison multiple lorsque plusieurs paires électroniques sont partagées par deux atomes. — Quelques exemples classiques: N≡N; H2C=O〉; H2C=CH2; HON=O〉 H N N H C N C H O C H H H H H H N C H C O H C H Les liaisons datives Les liaisons datives Lorsqu’un atome d’une molécule ne satisfait pas l’octet, il peut se lier à une autre molécule et former une nouvelle liaison qui l ’amènera à respecter l’octet. H H+ + N H H H H + H N H Une molécule « donne » une paire électronique. H H H B + N H H H H H H B N H H C ’est une liaison H dative Les liaisons datives Les liaisons datives Lorsqu’un atome d’une molécule ne satisfait pas l’octet, il peut se lier à une autre molécule et former une nouvelle liaison qui l ’amènera à respecter l’octet. H H+ + N H H H H + H N H Une molécule « donne » une paire électronique. H H H B + N H H H H H H B N H H C ’est une liaison H dative Les liaisons datives Les liaisons datives Des composés présentent une liaison dative impliquant un oxygène, en passant par la formation d'un état de valence CH3 CH3 N CH3 CH3 O CH3 N CH3 O Les liaisons datives Les liaisons datives Des composés présentent une liaison dative impliquant un oxygène, en passant par la formation d'un état de valence CH3 CH3 N CH3 CH3 O CH3 N O CH3 CO aussi présente une liaison dative: C=O〉 la formule «normale» ne satisfait pas l’octet. Dès lors, on préfèrera C≡O Les liaisons datives Les liaisons datives Les liaisons datives sont aussi appelées «semi-polaires» On peut faire figurer une charge formelle positive sur le donneur de la paire électronique et une charge formelle négative sur l'accepteur. H H B - H CH3 H + N H H CH3 + N O O CH3 Définition du nbre d’ oxydation Le nombre d’oxydation Le nombre d'oxydation (N.O.) permet "d'attribuer" aux atomes d'une molécule les électrons de liaison. Il indique l'importance de la perte ou du gain d'électrons de l'atome dans la molécule par rapport à l'atome libre a) Lorsque la liaison est une liaison covalente pure, on attribue "totalement" un électron de liaison à chaque atome. Son nombre d'oxydation est nul. « Le nombre d'oxydation des éléments est nul ». b) Lorsque le composé est ionique, le transfert d'électrons est total. Le nombre d'oxydation est égal à la charge de l'ion, signe compris. c) Dans toutes les autres liaisons, la paire d'électrons est complètement attribuée à l'atome le plus électronégatif. Régles de calcul Régles de calcul Le nombre d’oxydation Les règles de calcul du nombre d'oxydation (N.O.). 1) Dans une molécule neutre, la somme des nombres d'oxydation des éléments est nul. Dans les ions, cette somme est égale à la charge. 2) Le fluor, corps le plus électronégatif, a toujours un nombre d'oxydation égal à -1 [mais 0 dans F2]. 3) L'oxygène se trouve en général à l'étage -2 [sauf 0 dans O2; -1 dans les peroxydes (R-O-O-R') et lié au fluor] 4) L'hydrogène a en général un N.O. de +1 [sauf dans les hydrures où il vaut -1 et dans la molécule H2 où il est nul] 5) Les nombres d'oxydation des éléments seront toujours compris entre N et N-8 où N est le numéro du groupe auquel il appartient. Exemple du nombre d ’oxydation Le nombre d’oxydation Quelques exemples: HCl N.O.(H) = +1 N.O.(Cl) =-1 H2CO N.O.(H) = +1 N.O.(O)=-2 N.O.(C)+[2*(+1) + (-2)] = 0 ⇒ 0 H2SO4 N.O.(H) =+1 N.O.(O)=-2 N.O.(S)+[2*(+1) + 4*(-2)] = 0 ⇒ 6 ClO4- N.O.(O)=-2 N.O.(Cl)+[4*(-2)]= -1 ⇒ 7 NaNO3 N.O.(Na) =+1 N.O.(O)=-2 N.O.(N)+[(+1) + 3*(-2)] = 0 ⇒ 5 Les limites du modèle de Lewis Les limites du modèle de LEWIS 1) Comment expliquer l’existence de PCl5, composé « hypervalent » au sens de l ’octet qui ne peut justifier que l’existence de PCl3 2)Dans certains cas, il ne permet pas de trouver une formule unique. |O←S=O〉 ou 〈O=S→O| Pour SO2 faut il écrire: 3) Le caractère paramagnétique de molécules telles que O2 ne s’explique pas par le modèle de Lewis. Solutions proposées: 1) La promotion vers un état de valence du P (S,…) 2) Introduction du concept de résonance 3) Seule une description quantique permet d'introduire ces particularités. L’hypervalence 1) L’hypervalence Au delà de la 2ème période, la présence de sous-couches 3d, 4d, … permet la promotion d’électrons de valence vers d’autres configurations P: 3s23p3 → 3s13p33d1 S: 3s23p4 → 3s23p33d1 → 3s13p33d2 En conséquence, elles justifient l’existence des formules: PCl5; SF4; SF6…. |OH Mais aussi : 〈O=PCl3 ou |O←PCl3 ; 〈O S |OH |OH O〉 ou |O S |OH O| La notion de résonance 2) La notion de résonance Lorsqu’une molécule est décrite par plusieurs formules de Lewis, aucune n’est adéquate. La structure réelle est intermédiaire entre celles-ci. On dit que ce sont des formules limites et que la structure réelle est une superposition pondérée de toutes ces formules, que la molécule résonne entre toutes ses structures. On définit ainsi le concept de résonance. sonance On relie les structures limites, ou formules de résonance, par la double flèche ↔, indiquant par là qu’il faut tenir compte de leur ensemble Pour SO2 il faut écrire: |O←S=O〉 ↔ 〈O=S→O| La notion de résonance 2) La notion de résonance Quelques exemples: Pour SO2 il faut écrire: |O←S=O〉 ↔ 〈O=S→O| O HO O O N HO ou N HO O O O O C O O O O O N O C O C O La notion de résonance 2) La notion de résonance Un autre exemple: Le benzène C6H6 HC HC HC CH HC CH CH HC ou HC HC HC CH HC CH CH CH CH CH On appelle énergie de résonance la différence entre l’énergie mesurée et l’énergie estimée à partir du nombre de liaisons doubles et simples. Le modèle ondulatoire de la liaison de H2 La liaison dans H2 Le point de vue ondulatoire (quantique) Les atomes se combinent pour former une molécule Les orbitales atomiques se combinent en orbitales moléculaires 1s1 (A) et 1s1 (B) peuvent se combiner de 2 manières 1s(A) 1s(B) 1s(A) + 1s(B) 1s(A) - 1s(B) >0 Renforcement de la présence électronique Liant <0 =0 Disparition de la présence électronique Antiliant Le modèle ondulatoire de la liaison de H2 La liaison dans H2 (suite) Le point de vue ondulatoire (quantique) Les atomes se combinent Les orbitales atomiques se combinent pour former une molécule en orbitales moléculaires 1s(A) + 1s(B) combinaison Liante σ 1s(A) - 1s(B) combinaison Antiliante σ* σ* 1s(A) 1s(B) σ Req R∞ Le modèle ondulatoire de la liaison de H2 La liaison dans H2 (suite) Le point de vue ondulatoire (quantique) Les atomes se combinent Les orbitales atomiques se combinent pour former une molécule en orbitales moléculaires 1s(A) + 1s(B) combinaison Liante σ 1s(A) - 1s(B) combinaison Antiliante σ* σ* 1s(A) 1s(B) σ → Configuration électronique: σ2 Req R∞ Le modèles en couches des diatomiques 3) Le modèle en couches des diatomiques - L'approche par la mécanique ondulatoire généralise la description de la liaison covalente de H2 à l'étude de l'ensemble des molécules. - La distribution électronique d'une molécule est décrite à partir d'orbitales moléculaires construites par combinaisons d'orbitales atomiques Les orbitales S et P Les orbitales « s » et « p » 1s 2pz 2s 2px 2py Le modèles en couches des diatomiques 3) Le modèle en couches des diatomiques - L'approche par la mécanique ondulatoire généralise la description de la liaison covalente de H2 à l'étude de l'ensemble des molécules. - La distribution électronique d'une molécule est décrite à partir d'orbitales moléculaires construites par combinaisons d'orbitales atomiques Principe de construction: 1) Choisir les orbitales atomiques associées aux diverses couches. Par exemple 1s, 2s, 2px, 2py, et 2pz. 2) Combiner deux à deux les orbitales atomiques possédant les mêmes nombres quantiques: χA du premier atome avec χB du second atome, 1s avec 1s, 2s avec 2s, 2px avec 2px, et ainsi de suite. Il existe deux combinaisons possibles: par addition N[ χA + χB ] ou par soustraction N[ χA - χB ] Le modèles en couches des diatomiques 3) Le modèle en couches des diatomiques y A x z ns(A) + ns(B) σ ns(A) - ns(B) σ∗ B Le modèles en couches des diatomiques 3) Le modèle en couches des diatomiques y A npz(A) + npz(B) σ∗ npz (A) - npz(B) σ x z B Le modèles en couches des diatomiques 3) Le modèle en couches des diatomiques y A npy(A) + npy(B) npy (A) - npy(B) x z π π∗ B Le modèles en couches des diatomiques 3) Le modèle en couches des diatomiques y A npx(A) + npx(B) npx (A) - npx(B) x z π π∗ B Le modèles en couches des diatomiques 3) Le modèle en couches des diatomiques Séquence de l ’énergie des orbitales σ* π* σ 2p(A) π 2p(B) σ* 2s(A) 2s(B) σ σ* 1s(A) 1s(B) σ Le modèles en couches des diatomiques 3) Le modèle en couches des diatomiques Construction des configurations électroniques: Principe d’édification Nombre d’e- de liaison σ2p* π2p* σ2p π2p σ2s* σ2s σ1s* σ1s N2 14e- → ...σ2s2 σ2s*2π2px2 π2py2 σ2pz2 6 C2 12e- → ...σ2s2 σ2s*2π2px2 π2py2 4 B2 10e- → ...σ2s2 σ2s*2π2px1 π2py1 2 Be2 8e- → ...σ2s2 σ2s*2 Li2 6e- → ...σ2s2 0 2 He2 4e- → σ1s2 σ1s*2 0 2e- → σ1s2 2 H2 Le modèles en couches des diatomiques 3) Le modèle en couches des diatomiques Construction des configurations électroniques: Principe d’édification Nombre d’e- de liaison Ne2 20e- → ….σ2pz2π2px2 π2py2 π2px*2 π2py*2σ2pz*2 0 σ2p* F2 18e- → ….σ2pz2π2px2 π2py2 π2px*2 π2py*2 2 π2p* π2p O2 16e- → ….σ2pz2π2px2 π2py2 π2px*1 π2py*1 N2 14e- → ...σ2s2 σ2s*2π2px2 π2py2 σ2pz2 4 6 σ2p C2 12e- → ...σ2s2 σ2s*2π2px2 π2py2 4 B2 10e- → ...σ2s2 σ2s*2π2px1 π2py1 2 Be2 8e- → ...σ2s2 σ2s*2 Li2 6e- → ...σ2s2 0 2 He2 4e- → σ1s2 σ1s*2 0 2e- → σ1s2 2 σ2s* σ2s σ1s* σ1s H2