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Chapitre 8

Chapitre 8. La théorie de la liaison et la géométrie moléculaire. 8.1 La méthode de répulsion des paires d’électrons de valence (RPEV). Théorie RPEV : les doublets se repoussent ⇒ ils se placent le plus loin possible l'un de l'autre autour d'un atome : voir p. 328-329.

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Chapitre 8

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Presentation Transcript

  1. Chapitre 8 La théorie de la liaison et la géométrie moléculaire

  2. 8.1 La méthode de répulsion des paires d’électrons de valence (RPEV) • Théorie RPEV : les doublets se repoussent ⇒ ils se placent le plus loin possible l'un de l'autre autour d'un atome : voir p. 328-329. nb de doubletsstructureangle(s) 2 linéaire 180° 3 trigonale plane 120° 4 tétraédrique 109,5° 5 bipyramidale trigonale 90° et 120° 6 octaédrique 90° • Ex: BeCl2, BCl3, CHCl3, SbF5, SeCl6, HCN, NO3- (vus en classe).

  3. Présence de doublets libres et géométrie moléculaire • Si l'atome central possède un/des doublets libres, les doublets liants et libres s’orientent selon la théorie RPEV (2 doublets : linéaire, etc.) mais la géométrie de la molécule n’est plus la même parce qu’on entend par géométrie moléculaire la position relative des atomes, c’est-à-dire la position relative des doublets liants seulement. • Les molécules CH4, NH3 et H2O comportent chacune un atome central entouré de 4 doublets mais leur géométrie moléculaire n’est pas la même. (molécules vues en classe). • SF4 et ICl3 aussi vus en classe.

  4. L’application de la théorie RPEV aux structures contenant plus d’un atome central • On applique la théorie RPEV à chacun des « atomes centraux ». • Il faut déterminer la géométrie autour de chaque atome central, et dessiner la molécule en tenant compte de ces géométries. • Ex: CH3OH, CH3COOH (vus en classe)

  5. 8.2 Les molécules polaires et le momentdipolaire • Molécule polaire : molécule possédant un « boutte » positif et un « boutte » négatif. d+d- Ex: HCl H----Cl • Une moléculaire est non polaire si les vecteurs polarité s'annulent lorsqu’on en fait la somme en 3 dimensions. • Une molécule qui possède des atomes périphériques identiques, et une géométrie moléculaire identique à la géométrie de répulsion, est nécessairement non-polaire. • Ex: BeCl2, BCl3, CCl4, SbF5, SeCl6, CHCl3, ICl3, CH3OH, CH3COOH, CH3CH2CH3 (vus en classe).

  6. 8.3 Le recouvrement des orbitales atomiques • Orbitale moléculaire (OM): combinaison de deux orbitales atomiques (OA) appartenant à des atomes distincts. • Ex: formation de H2 • L’énergie de l’OM s1s est plus basse que celle des OA 1s; • La formation de la liaison, donc la formation de la molécule H2, est exothermique. • Voir également formation de H2S (figure 8.11 p. 343).

  7. 8.4 L’hybridation des orbitales atomiques • Dans CH4, toutes les liaisons CH sont identiques; les OA 2s et 2p sont hybridées. • Orbitales hybrides: somme d’orbitales atomiques dans un même atome. • Pour déterminer l’hybridation d’un atome, il faut faire la somme des liaisons s et des doublets libres (voisins) autour d’un atome: σ + DLhybridationgéométrie 2 sp linéaire 3 sp2 trigonale plane 4 sp3 tétraédrique 5 sp3d hexaédrique 6 sp3d2 octaédrique

  8. Hybridation des orbitales • Ex: hybridation des orbitales dans le carbone

  9. 8.5 Les orbitales hybrides et les liaisons covalentes multiples • Liaison simple: s • Liaison double: s + p • Liaison triple: s + p + p • La liaison s possède une symétrie axiale: • La densité électronique se retrouve directement entre les deux atomes, suivant l’axe de symétrie.

  10. Géométrie des liaisons multiples • Les liaisons p ne se retrouvent pas dans l’axe de symétrie; • Elles sont plutôt placées au-dessus et en dessous du plan de symétrie de la molécule. • Elles proviennent des orbitales p non hybridées. • Les liaisons multiples empêchent la rotation libre autour des liens s. • Elles confèrent donc une rigidité à la molécule, donnant naissance à ce qu’on appelle l’isomérie géométrique (isomérie cis-trans).

  11. La liaisons double • Liaison double dans l’éthylène, CH2CH2.

  12. La liaison triple • La liaison triple dans l’acétylène, C2H2.

  13. 8.6 Les caractéristiques des orbitales moléculaires (OM) • Les OM sont des régions d’une molécule où la probabilité de trouver des électrons est élevée. • On obtient les OM en combinant de façon appropriée les orbitales des atomes liés dans la molécule (combinaison linéaire des orbitales atomiques, méthode LCAO). • Une combinaison de deux orbitales s donne une orbitale liante s et une orbitale antiliante s* (schéma vu en classe). • L’orbitale liante correspond à un niveau d’énergie plus bas que les OA des atomes séparés. • L’orbitale antiliante correspond à un niveau d’énergie supérieur à celui des OA des atomes séparés. • Voir figure 8.24 p. 361.

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