La structure lacunaire de l`eau

La mécanique quantique
Après les découvertes de ............................. (électron, 1897), de .............................. (noyau positif et électrons tournant
autour) et de .............................. (orbites électroniques et niveaux énergétiques quantifiés, Prix Nobel de physique 1922),
Louis de Broglie suggère que les électrons ont à la fois des propriétés de particules et d’ondes (Prix Nobel de physique
1929).
La mécanique classique échoue à décrire ce monde sub-microscopique (atomes et particules) : il est par exemple impossible
de déterminer avec précision la position et la vitesse d’un électron :
Principe d’incertitude de Heisenberg, Prix Nobel de physique 1932
Il est par contre possible de définir des orbitales = des zones de l’espace dans lesquelles un électron à une certaine
probabilité (typiquement 95%) de se trouver. Ces orbitales correspondent aux solutions des équations de Schrödinger (Prix
Nobel de Physique 1935).
Orbitales atomiques
Un électron ne peut pas avoir n’importe quelle énergie. L’énergie est …………………… et caractérisée par un code de
quatre nombres quantiques. Les trois premiers décrivent les orbitales (Figure 1) :
-
Le premier nombre correspond à la taille de l’orbitale (1, 2, 3, …).
-
Le deuxième décrit la forme de l’orbitale (s, p, d, f, …).
-
Le troisième indique l’orientation spatiale de l’orbitale (x, y, z, xy, xz, yz, x2-y2, z2, …).
Le dernier nombre (+ ½ ou – ½) décrit le spin de l’électron, autrement dit …………………………………………………
au sein de l’orbitale. Les électrons d’un élément ne pouvant avoir leurs quatre nombres identiques (principe d’exclusion de
Pauli, Prix Nobel de physique 1945), on comprend qu’un orbitale peut accepter ……… électrons au maximum.
z
y
x
z
z
y
z
y
x
y
x
x
Figure 1 : orbitale s (en haut), px, py et pz. Les orbitales s sont sphériques ; les trois orbitales p ont la même …………… et
sont perpendiculaires les unes aux autres.
Les orbitales 2p ont le même niveau énergétique (on parle d’orbitales dégénérées). Elles se situent à un niveau énergétique
........................... à celui des orbitales 1s et 2s comme le montre la Figure 2 :
E
2p
2s
Niveaux responsables des liaisons chimiques
1s
Figure 2 : valeurs énergétiques des orbitales 1s, 2s et 2p.
Les électrons remplissent les orbitales de basse énergie ................... celle de haute énergie. Les orbitales dégénérées se
remplissent chacune d’un électron (de même spin) avant d’en accueillir un deuxième pour former une paire électronique
(règle de Hund). Pour l’azote, les électrons se répartissent ainsi :
E
2p
2s
1s
Les niveaux énergétiques se succèdent dans l’ordre 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p (Figure 3) :
Figure 3 : les niveaux d’énergie des différentes orbitales en fonction de r (distance entre le noyau et l’électron) ou du
nombre quantique principal croissant n.
Orbitales moléculaires
L’idée développée pour un seul atome peut être étendue à l’interaction entre deux atomes. Les solutions des équations
d’ondes utilisées pour décrire les électrons de deux atomes individuels sont combinées pour donner les orbitales
U
U
moléculaires (LCAO, …………………………………………………………).
On distingue les orbitales moléculaires …………………… (résultant de la combinaison constructive d’orbitales atomiques)
des orbitales moléculaires ………………………………… (résultant de la combinaison destructive) d’orbitales atomiques.
E
–
1s
1s
Orbitale moléculaire anti-liante ………
(déstabilise la molécule)
1s
Orbitale moléculaire liante
(stabilise la molécule)
+
1s
Nous pouvons à présent expliquer pourquoi deux atomes d’hydrogène se lient alors que ce n’est pas le cas pour deux atomes
d’hélium. Les orbitales atomiques sont les orbitales 1s, qui se combinent pour donner les orbitales moléculaires σ et σ*.
orbitale moléculaire ……… (antiliante)
E
1s
1s
orbitale
atomique
orbitale
atomique
....................... d’énergie. La molécule
H2 existe car elle plus stable que
l’atome H.
B
B
orbitale moléculaire ……… (liante)
Pour deux atomes d’hélium, il n’y a aucun gain d’énergie, c’est pourquoi il n’y a pas de formation de molécules He2 :
B
B
orbitale moléculaire ……… (antiliante)
E
1s
1s
orbitale
atomique
orbitale
atomique
orbitale moléculaire ……… (liante)
Bilan énergétique défavorable, ce qui
empêche He2 de se former
B
B
La liaison sigma (σ) et la liaison pi (π)
Une liaison σ se forme entre des orbitales atomiques 1s et 1s (H2), 1s et 2p (HF) et 2p alignés selon l’axe de la liaison (F2).
B
B
U
U
B
B
Exemple :
Une liaison π se forme entre des orbitales atomiques 2p et 2p perpendiculaires à l’axe de la liaison.
U
U
axe de la liaison
L’hybridation : le cas du méthane
Le méthane CH4 est la molécule organique la plus simple. Les 4 atomes H sont situés au
B
H
B
109.28
sommet d’un tétraèdre dont les angles H–C–H valent 109.28°.
C
Les 4 liaisons sont parfaitement ........................... . Les 4 électrons participant à ces
liaisons doivent donc provenir de niveaux énergétiques similaires, ce qui n’est pas le cas
H
pour l’atome de carbone. Une hybridation sp3 a lieu. L’orbitale 2s se combine avec les
P
H
H
P
trois orbitales 2p. Un électron de l’orbitale 2s passe ainsi sur un ancien niveau 2p.
E
E
hybridation
P
Le fait de promouvoir un électron de l’orbitale 2s dans une orbitale 2p requiert de l’énergie. Cette énergie est compensée par
la formation d’une nouvelle liaison ……… qui ............................ de l’énergie. Il y a hybridation sp3 chaque fois que le
P
carbone se lie par des liaisons ........................... à d’autres atomes.
P
Le cas de l’éthène C2H4
B
B
B
B
Pour l’éthène, la configuration tétraédrique n’est plus valable : la géométrie autour de l’atome de carbone est ……………. .
La double liaison empêche les carbones de tourner autour de l’axe de liaison C=C.
Plan
C
C
Une hybridation sp2 a lieu. L’orbitale s se combine avec les orbitales 2px et 2 py, laissant l’orbitale 2pz non hybridée.
P
P
B
E
B
B
B
B
B
E
hybridation
P
3 liaisons ……... (C–C / C–H / C–H) vont être formées sur les axes des liaisons (angle 120°) et une liaison π va être créée
perpendiculairement au plan des orbitales sp2.
P
P
2pz
B
2
sp
P
P
sp2
120°
P
P
sp2
P
P
Représentation spatiale de l’éthène :
................................
H
Tous les atomes sont dans le même
plan. La liaison π empêche la rotation
des atomes autour de la liaison C-C.
Les électrons de la liaison π occupent
C
H
C
un espace plus grand et sont plus
H
éloignés des noyaux. C’est la raison
pour laquelle cette liaison est plus
réactive.
H
....................................
Le cas de l’éthyne (acétylène)
Lors de triples liaisons au niveau du carbone, la géométrie devient ............................ .
C
C
Les triples liaisons empêchent également les carbones de tourner autour de l’axe de liaison. Elles résultent d’une
hybridation sp (combinaison de l’orbitale 2s avec l’orbitale 2px laissant les orbitales 2py et 2pz non hybridées).
B
E
B
B
B
B
B
E
hybridation
P
Représentation spatiale de l’acétylène :
H
Présence de ……… liaisons σ (…………… ,
…………… et ……………) et de …………
liaisons π (C=C). La triple liaison est une
C
zone très réactive qui pourra « s’ouvrir »
C
facilement
pour
effectuer
une
réaction
chimique avec d’autres composés.
H
Exercices :
U
U
Répartissez tous les électrons sur les différents niveaux énergétiques pour les atomes suivants :
a) oxygène
b) azote
c) fluor
d) manganèse
e) plutonium
Visualisation des orbitales atomiques
Conception : David Cassagne, Copyright : Université Montpellier II