La géométrie moléculaire

Molécules et géométrie
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. {a}
Angles de torsion. {f}
O
ROO
O
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. {a}
Angles de torsion. {f}
O
ROO
aOOH
ROH
H
O
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. {a}
aOOH
Angles de torsion. {f}
O
ROO
aOOH
ROH
H
ROH
O
f
Le modèle de la répulsion des paires
Les paires d ’électrons se distribuent autour des noyaux « porteurs » 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 linéaires
Exemple: BeCl2 (Octet non respecté)
Cl
Be
Cl
 180.
Le modèle de la répulsion des paires
2 paires s ’alignent sur la sphère
Conséquence: Molécules linéaires
Exemple: BeCl2 (Octet non respecté)
Cl
Be
Cl
3 paires se disposent sur un triangle équilatéral.
Conséquence: Molécules planes;  120
Cl
Exemple: AlCl3 (Octet non respecté)
Cl
Al
Cl
Le modèle de la répulsion des paires
4 paires se disposent au sommet d ’un tétraèdre.
Conséquence: Molécules tétraédriques;  109°28 ’
Exemple: CH4 (Octet respecté)
H
l
H l
C
l
H
l H
Le modèle de la répulsion des paires
5 paires se disposent au sommet d ’une bipyramide trigonale.
Conséquence:  120° et 90°
Exemple: PCl5 (Octet non respecté - composé hypervalent)
Cl
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Le modèle de la répulsion des paires
6 paires se disposent au sommet d ’un octaèdre.
Conséquence:  90°
Exemple: S F6 (Octet non respecté - composé hypervalent)
F
F
F
S
F
F
F
La géométrie des molécules à liaisons simples
H
l
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H l
C
l
H
l H
H
NH3
H
N
H
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H2O
H
O
H
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La géométrie des molécules à liaisons simples
Ethane, méthylamine, méthanol, ...
La géométrie des molécules à liaisons multiples
éthane  éthylène  acétylène ...
1,54Å
H
H
1,34Å
C
H
C
H
H
H
C
1,20Å
H
C
H
H
H
H
C
C
H
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.
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.
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.
+
-
L’hybridation sp
s’obtient en combinant l’orbitale 2s à une orbitale 2p, sans
modifier les deux autres.
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Deux orbitales (2s, 2p) se transforment par combinaison (addition
et soustraction) en deux hybrides sp.
L’hybridation sp
Au total:
180°
Les hybrides permettront de décrire les liaisons.
Cette hybridation est adaptée à la représentation de molécules
linéaires telles que HCCH que HCN… .
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 de molécules planes telles que
H2C=O que H2C=CH2… .
x
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… .
L’hybridation sp3
s ’obtient en combinant la fonction 2s aux trois fonctions 2p.
z
109°28 ’
C
x
y
elle est adaptée à la représentation de molécules tétraédriques telles
que CH4 , H3C—OH que H3C—CH3, … .
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 s CH, CC, CO, ....
C
+
H
C
H
Description de l ’éthylène C2H4
Les hybrides sp2 forment les liaisons s CH et CC de l ’éthylène ()
H C
H
C H
H
H C C H
H
H
s
H C C H
H
H
p
La fusion des orbitales 2p inchangées forme la liaison p CC de
l ’éthylène
La résonance du benzène
L’exemple du benzène montre que par fusion des orbitales
2p inchangées, on obtient un phénomène de conjugaison des
électrons p.
H
H
C
H
H
C
C
C
C
H
H
C
H
H
C
C
C
C
H
C
H
C
H
H
les liaisons intermoléculaires
Si des molécules identiques existent dans des états physiques différents,
c’est parce qu ’elles sont soumises à des interactions intermoléculaires,
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:
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
les forces de van der Waals
Une molécule apolaire peut être polarisable et sous l ’influence d ’un
dipôle, se polariser. Il
0
0
+dq -dq
s’agit de dipôles induits
-q
+q
•Les forces dipôles/dipôles induits de Debye proviennent de
l’interaction électrostatique stabilisante résultante
+dq
-dq
-q
+q
les forces de van der Waals
Des molécules polarisables peuvent interagir via des dipôles instantanés
0
0
+dq
-dq
+dq
-dq
-dq
+dq
•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 Hydrogène
Lorsque des hydrogènes sont liés à des atomes fortement électronégatifs,
la liaison formée est très polarisée (transfert électronique important).
Les hydrogènes (d+) s’associent aux atomes (d-) d’une molécule voisine.
Celle-ci s’établit entre H et F, O, N.
Cette association constitue un pont Hydrogène. 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 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)
Molécules et Nomenclature
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 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: RNHn
Les sels
Les grandes familles
Les mots-clés utiles :
•suffixes « ure », « ate » mais aussi ique; eux; ite;
•préfixes hypo et per
•préfixes ortho et méta
•préfixes pyro, thio et peroxo
•nomenclature des sels (hydrogéno…)
•quelques radicaux
•Les amphotères