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CHAP3b

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Molécules et géométrie
Molécules et géométrie
La géométrie moléculaire
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. {α}
Angles de torsion. {φ}
O
ROO
O
La géométrie moléculaire
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. {α}
Angles de torsion. {φ}
O
ROO
αOOH
ROH
H
O
La géométrie moléculaire
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. {α}
αOOH
ROH
Angles de torsion. {φ}
O
ROO
αOOH
ROH
H
O
φ
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
Exemple: BeCl2 (Octet non respecté)
Cl
Be
Cl
∠ 180°
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
Cl
3 paires se disposent sur un triangle équilatéral.
Conséquence: Molécules planes; AX3
Exemple: AlCl3 (Octet non respecté)
Cl ∠ 120°
Al
Cl
Cl
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)
H
●
H ●
C
●
H
● H
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
Cl
P
Cl
Cl
Cl
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)
F
F
F
S
F
F
F
Molécules liaisons simples(CH4)
La géométrie des molécules à liaisons simples
H
CH4
●
AX4
H ●
C
●
H
● H
Molécules NH3
Η
NH3 EAX3
Η
Ν
Η
Molécules H2O
H2O E2AX2
Η
Ο
Η
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 ...
1,54Å
H
H
H
1,34Å
H
C
Molécule
plane
H
C
H
1,20Å
H
C
H
C
H
H
Molécule
linéaire H
C
C
H
Notion d ’hybridation
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.
Notion d ’hybridation
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.
Hybridation 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.
t3
120°
t1
t2
elle est adaptée à la représentation ddes atomes dans les molécules
planes telles que AlCl3, H2C=O〉, H2C=CH2…
ou contenant des fragments planes.
x
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.
z
109°28 ’
C
y
x
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 σ CH, CC, CO, ....
C
+
H
C
H
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 σ CH et CC de l ’éthylène (→)
H C
H
C H
H
H C C H
H
H
σ
H C C H
H
H
π
La fusion des orbitales 2p inchangées forme la liaison π 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 π.
H
C
H
H
H
C
C
C
C
C
H
H
H
C
C
C
C
C
H
H
H
C
H
H
complexes
Les complexes moléculaires
De nombreux ions métalliques forment des structures moléculaires
stables avec d’autres molécules ou ions (ligands)
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
les liaisons intermoléculaires
Si des molécules identiques existent dans des états physiques différents,
c’est parce qu ’elles sont soumises à des interactions intermoléculaires,
culaires
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:
Forces de Keesom
les forces de van der Waals
Des liaisons intermoléculaires apparaissent si les forces attractives
dominent les forces répulsives.
On distinguera des molécules polaires et des molécules apolaires.
+q
-q
0
0
-q
-q
+q
-q
-q
+q
-q
-q
+q
+q
+q
+q
•Les forces dipôles/dipôles de Keesom résultent de l’interaction
électrostatique stabilisante obtenue par orientation des dipôles
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
+δq -δq
0
0
s’agit de dipôles induits
-q
+q
•Les forces dipôles/dipôles induits de Debye proviennent de
l’interaction électrostatique stabilisante résultante
+δq -δq
-q
+q
Forces de London
les forces de van der Waals
Des molécules polarisables peuvent interagir via des dipôles instantanés
0
0
+δq -δq
+δq -δq
-δq +δq
•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 (δ+) s’associent aux atomes (δ-) d’une molécule voisine.
Celle-ci s’établit entre H et F, O, N.
N
Cette association constitue un pont Hydrogène.
ne qui mène souvent à des
réseaux de molécules.
Par exemple entre H et O dans les alcools:
O
R
H
O
R
H
O
R
H
O
R
H
O
R
H
O
R
H
Les ponts hydrogènes
les ponts Hydrogène
L ’eau constitue un autre exemple
O
H
H
O
H
H
H
H
H
O
O
O
O
H
H
H
H
H
H
O
O
O
H
H
H
O
H
O
H
H
O
H
O
H
O
H
H
H
H
H
H
O
H
H
H
H
O
O
H
H
H
O
H
H
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)
Les états de la matière
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
Le solide ionique
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
1. Vaporisation Na(s) -> Na(g) E= +93
2. Dissociation 1/2Cl2(g) -> Cl E=+122
3. Ionisation Na -> Na+ + e-
E=+496
4. Ionisation Cl + e- -> ClE=-348
5. Association Na++Cl--> NaCl(s) E=-780
(énergie réticulaire)
ticulaire
touslesions
Energie réticulaire =U =
∑
a,b
(363)
Na+ Cl-
Na (215) Cl
1 et 2
0 Na(s) 1/2 Cl2
Za Zbe 2
Z + Z −e 2
= N av
×M×B
4 πε0 rab
4 πε0 r
Le solide ionique
Cycle de Haber Born
Exemple du cristal de NaCl en 3 dimensions : [Na+Cl-]∞
touslesions
Energie réticulaire =U =
∑
a,b
Za Zbe 2
Z + Z −e 2
= N av
×M×B
4 πε0 rab
4 πε0 r
Le solide ionique
Cycle de Haber Born
Na(s) + 1/2Cl2(g)
NaCl(s) Bilan énergétique? (kJ.mol-1)
3 et 4
1. Vaporisation Na(s) -> Na(g) E= +93
E=+496
1 et 2
4. Ionisation Cl + e- -> ClE=-348
5. Association Na++Cl--> NaCl(s) E=-780
(énergie réticulaire)
ticulaire
Bilan global: Na(s) + 1/2Cl2(g)
touslesions
Energie réticulaire =U =
∑
a,b
Na+ Cl-
Na (215) Cl
2. Dissociation 1/2Cl2(g) -> Cl E=+122
3. Ionisation Na -> Na+ + e-
(363)
NaCl(s)
0 Na(s) 1/2 Cl2
5
)
E=-417
NaCl(s)
Za Zbe 2
Z + Z −e 2
= N av
×M×B
4 πε0 rab
4 πε0 r
La maille métallique
La liaison métallique
La maille métallique
La liaison métallique
Molécules et nomenclature
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 grandes familles
Les grandes familles
Les oxydes:
•de non-métaux: MaOb
•de métaux: MaOb [oxydes de Métal (X) avec x=2*b/a]
Les acides
•les hydracides: HaXb
•les oxacides: HaMbOc
Les bases
•hydroxylées: Ma(OH)b
•aminées: RnNHn’ (n+n’=3)
Les sels
Les mots clés
Les grandes familles
Les mots-clés utiles :
•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
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