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CHAPITRES 9-10-11- EDIFICES CHIMIQUES SUPERIEURS (MOLECULES ET IONS) ET SOLVANTS
I-Les objectifs du chapitre
•La règle de l'octet et ses limites
•La notion de charge formelle
•Les enchainements donnant lieu à une délocalisation électronique
•La théorie VSEPR
•Les forces de Van der Waals et la liaison hydrogène
•Les grandeurs caractéristiques d'un solvant (moment dipolaire, permittivité)
Ce que je dois connaître
•Etablir un schéma de Lewis pour une entité donnée
•Calculer la charge formelle d'un atome
•Ecrire plusieurs formes mésomères pour une molécule
•Mettre en évidence une délocalisation électronique à partir de données
expérimentales
•Interpréter la géométrie d'édifices simples construits autour d'un atome central
•Relier la géométrie d'une molécule à l'existence ou non d'un moment dipolaire et
déterminer la direction et le sens du vecteur moment dipolaire
•Lier qualitatitvement l'intensité des forces intermoléculaires à la polarité et la
polarisabilité des molécules.
•Prévoir ou interpréter les propriétés physiques de corps purs par l'existence de
forces intermoléculaires.
•Justifier ou proposer le choix d'un solvant.
Ce que je dois savoir faire

II-Je maîtrise mes définitions et l’essentiel du chapitre
1-Liaison covalente localisée
•Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons de valence par deux atomes. Les deux électrons de la liaison
appartiennent simultanément aux deux atomes.
•La longueur de liaison notée dA-B d'une liaison covalente A-B est la distance entre les deux atomes A et B (ordre de grandeur≈
10-10m)
•l'énergie de liaison EA-B d'une liaison covalente A-B est l'énergie à fournir pour la dissocier en ses atomes isolés gazeux à 0K.
(ordre de grandeur: 150 à 500 kJ.mol-1)
Liaison covalente
•Dans une molécule ou un ion, les atomes de la deuxième période du tableau périodique s'associent pour que chacun d'entre
eux soit entouré d'un octet d'électrons maximum.
•L'atome d'hydrogène vérifie la règle du duet d'électrons et s'entoure de deux électrons.
•dans les schémas de Lewis des molécules ou ions, les électrons sont répartis en doublets liants localisés entre les atomes et
en doublets non liants localisés sur les atomes pour vérifier la règle de l'octet et du duet.
Schéma de Lewis et règle de
l'octet
•Certains composés sont déficients en électrons. s'il manque un doublet d'électrons autour d'un atome pour vérifier la règle
de l'octet, on représente ce déficit par une lacune électronique sur l'atome (rectangle vide).
•Certains composés possède un électron non apparié (électron célibataire). ils sont appelés radicaux.
•A partir de la 3ème période du tableau périodique, les atomes peuvent s'entourer de plus de huit électrons. on parle de
composés hypervalents. (extension de la règle de l'octet). (dans ce cas choisir le schéma de Lewis ou l'atome central est
hypervalent plutôt qu'une structure avec des charges formelles).
Schémas de Lewis et
exceptions à la règle de
l'octet.
•Au cours de la formation de liaisons de covalence, un atome peu perdre ou gagner des électrons par rapport à l'atome isolé.
Cette perte ou ce gain d'électrons, ce traduit par l'apparition d'une charge formelle portée par l'atome dans le schéma de
Lewis de l'édifice étudié. La charge formelle Zfs'obtient par: Zf = nv- na , édifice c'est le nombre d'électrons de valence dans
l'atome isolé moins le nombre d'électrons de valence attrribué à l'atome dans l'édifice .
•Toujours vérifier que la somme des charges formelles dans le schéma de Lewis est égale à la charge globale de l'édifice.
Schémas de Lewis et charges
formelles
•Un acide de Lewis est une espèce chimique présentant au moins une lacune électronique dans son
schéma de Lewis.
•Une base de Lewis est une espèce chimique présentant au moins un doublet non liant dans son
schéma de Lewis.
Schémas de Lewis et notions
d'acide et de base de Lewis

2-Liaison covalente délocalisée : MESOMERIE
•Pour certaines espèces chimiques, le modèle de Lewis de la liaison covalente
loaclisée ne convient pas pour interpréter les observations expérimentales
(longueur de liaison, angles, propriétés magnétiques...)
Insuffisance du modèle de
Lewis de la liaison de
covalence localisée.
•On écrit plusieurs schémas de Lewis appelés formes mésomères (formes limites
de résonance) possible pour l'édifice, qui ne diffèrent que par la répartition de
certains électrons : ceux des liaisons multiples et des doublets non liants. Ces
électrons sont dits délocalisés.
•On décrit le passage d'une forme limite à une autre en utilisant des flèches de
délocalisation électronique mentionnées sur chacun des schémas de Lewis.
•les différents schémas de Lewis sont écrits entre crochets ou accolades, et
séparés par des flèches à double pointes.
Nouvelle approche:
modèle de la liaison
covalente délocalisée =
mésomérie
•Les caractéristiques géométriques de l'édifice correspondent à une moyenne
pondérée de celles des formes mésomères (pondération liée au "poids"
statistique relatif).
•la forme réelle est appelée hybrides de résonance.
•l'énergie de l'édifice est inférieure à celle de chacune des formes mésomères d'ou
une stabilisation par mésomérie.
Structure électronique
réelle de l'édifice

3-Géométrie des molécules : Théorie VSEPR
•La théorie VSEPR permet de prévoir la géométrie des édifices moléculaires et
ioniques, constitués d'un atome central auquel sont liés d'autres atomes.
•c'est un modèle électrostatique dans lequel la répartition des paires électroniques
liants (simples ou multiples) et non liants s'orientent autour de l'atome central de
manière à minimiser leurs répulsions mutuelles.
Prévision de la géométrie:
théorie VSEPR de Gillespie
•Dans la théorie VSEPR l'édifice est noté AXnEp (A étant l'atome central, n le nombre
de doublets liants (simples ou multiples) entre l'atome central A et les atomes X; p
est le nombre de doublets non liants notés E.
•On détermine la figure de répulsion (la géométrie de l'édifice) à partir de la somme
(n+p); ainsi que les angles de liaison.
Théorie VSEPR: notations
•Dans la théorie VSEPR, les liaisons multiples sont considérées comme des liaisons
simples.
•Les doublets non liants sont considérés comme plus répulsifs que les doublets
liants, ils occupent un volume angulaire plus important.
•Les orbitales avec un électron sont considérées moins répulsives que les doublets
liants, elles occupent un volume angulaire plus faible.
Théorie VSEPR:
considérations
•Il est nécessaire de prendre en compte des facteurs qui influencent la géométrie de
l'édifice : la présence de liaisons multiples, la différence d'électronégativité des
atomes, l'importance relative des interactions destabilisantes qui s'exercent autour
de l'atome central. cela permet de mieux interpréter les observations
expérimentales.
Distorsion de la géométrie
prévue par la théorie VSEPR

4-Moment dipolaire
•Lorsque deux atomes A et B d'électronégativité différentes sont liés
par une liaison covalente, il apparaît une charge partielle négative -
 sur l'atome le plus électronégatif et sur le moins électronégatif
une charge partielle +
•La liaison est dite polarisée et possède un moment dipolaire
représenté par un vecteur allant de l'atome le plus électronégatif
vers le moins électronégatif.
Moment dipolaire de liaison
•Le pourcentage d'ionicité d'une liaison A-B est le rapport du
moment dipolaire expérimental sur le moment dipolaire si la liaison
était ionique.
•   
    avec    
•1debye (D)=3,336.10-30Cm
Pourcentage d'ionicité
•Le moment dipolaire de l'édifice moléculaire ou ionique est la
somme vectorielle des moments dipolaires de liaison.
•Remarque: on néglige la contribution des doublets non liants.
Moment dipolaire d'un
l'édifice