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1. UV ORGA 1 EDIFICE MOLECULAIRE F.Nivoliers

2. UV ORGA 1 LIAISONS DANS LES COMPOSES MOLECULAIRES STEREOCHIMIE: REACTIONS CHIMIQUES - MECANISMES REACTIONNELS F.Nivoliers

3. ORBITALE ATOMIQUE Modèle de l’atome issu du développement de la mécanique quantique fondé sur deux principes: - dualité onde / particule (De Broglie): à l’électron de masse m doit être associé une onde de longueur d’onde l= h/mv; v étant la vitesse de l’électron et h la constante de Plank. - Principe d’incertitude d’Heisenberg: il est impossible de déterminer avec précision la position de l’électron et sa quantité de mouvement (donc sa vitesse). L’équation mathématique qui décrit le mouvement de l’électron autour du noyau est l’équation de Schrödinger. Les solutions de cette équation n’existent que pour des valeur quantifiées de l’énergie; elles sont appelées fonctions d’onde ou orbitales atomiques et notéesY(x,y,z). Seul le carré de la fonction d’onde a une signification physique: il exprime la probabilité de trouver l’électron en un point au voisinage du noyau. Par extension, l’orbitale atomique représente un volume à l’intérieur duquel la probabilité de trouver l’électron est d’environ 90%. Edifice moléculaire F.Nivoliers

4. ORBITALE ATOMIQUE Fonctions d’onde ou orbitale atomique; définie par 3 nombres quantiques (3 coordonnées d’espace) : • n: nombre quantique principal (n > 0) • numéro de la ligne dans le tableau périodique • -l: nombre quantique azimutal (ou secondaire) ( 0 l < n) • définit les blocs du tableau périodique • (sous-couche) Edifice moléculaire F.Nivoliers

5. ORBITALE ATOMIQUE • -m: nombre quantique magnétique (l  m l) • indique la dégénérescence spatiale (la largeur d’un bloc) • Chaque état de l’électron est décrit par un jeu de 3 nombres quantiques : Yn,l,m Les 4 orbitales 2s et 2p sont dégénérées ! Il y a n2 orbitales dégénérées d’énergie En Un dernier nombre quantique ms: nombre quantique magnétique de spin, lié au sens de rotation de l’électron sur lui-même, définit l’état de l’électron dans une orbitale: +1/2 ( ) ou -1/2 ( ). Edifice moléculaire F.Nivoliers

6. ORBITALE ATOMIQUE Edifice moléculaire F.Nivoliers

7. ORBITALE ATOMIQUE Orbitale s: sphérique centrée sur le noyau Orbitales p Orbitales d: Edifice moléculaire F.Nivoliers

8. ORBITALE ATOMIQUE Période = ligne ; Famille = colonne LiliBégayaitBeaucoupChezNotreOncleFerNand NapoléonMangeâtAllègrementSixPouletsSansClaquer d’Argent F.Nivoliers Edifice moléculaire

9. LIAISON COVALENTE – SRUCTURE DE LEWIS Modèle de Lewis: La liaison covalente résulte de la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’electrons de valence par deux atomes appelées doublets liants La représentation de Lewis consiste à représenter par un tiret tous les doublets d’électrons de valence pour une molécule qu’ils soient liants ou non liants. Stucture électronique de l’atome de chlore: Ex: Formation de la liaison covalente dans Cl2 Edifice moléculaire F.Nivoliers

10. LIAISON COVALENTE – SRUCTURE DE LEWIS Edifice moléculaire F.Nivoliers

12. THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE La configuration spatiale d’une molécule est déterminée de manière à minimiser la répulsion mutuelle des paires électroniques (liantes ou non liantes) dans la couche de valence de l’atome central. Selon cette théorie, les principaux édifices moléculaires sont les suivants: Edifice moléculaire F.Nivoliers

13. THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE Détermination de la géométrie d’une molécule selon cette méthode: Géométrie de la molécule trigonale pyramidale Structure de Lewis Disposition spatiale des doublets électroniques Dans le cas de composés à liaisons multiples, la liaison multiple est assimilée à une simple liaison : Répulsion entre doublets: liant-liant < liant-non liant < non liant-non liant Edifice moléculaire F.Nivoliers

14. THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE • Structure linéaire: Deux paires électroniques (les liaisons multiples étant assimilées à une seule paire électronique) entourent l’atome central Edifice moléculaire F.Nivoliers

15. THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE • Structure trigonale plane: Trois paires électroniques (les liaisons multiples étant assimilées à une seule paire électronique) entourent l’atome central Edifice moléculaire F.Nivoliers

16. THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE • Structure tétraèdrique: Quatre paires électroniques entourent l’atome central Edifice moléculaire F.Nivoliers

17. HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES Hybridation sp3 : Combinaison de l’orbitale s avec les trois orbitales p pour donner 4 orbitales hybrides sp3 équivalentes et de même énergie Edifice moléculaire F.Nivoliers

18. HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES Hybridation sp2 : Combinaison de l’orbitale s avec deux orbitales p pour donner 3 orbitales hybrides sp2 équivalentes et de même énergie. Une orbitale reste inchangée Edifice moléculaire F.Nivoliers

19. HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES Hybridation sp : Combinaison de l’orbitale s avec une orbitales p pour donner 2 orbitales hybrides sp équivalentes et de même énergie. Deux orbitales p restent inchangées. Edifice moléculaire F.Nivoliers

20. HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES Différents états d’hybridation du carbone Edifice moléculaire F.Nivoliers

21. FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE atome Forces de répulsion : s’opposent au rapprochement des atomes Forces d’attraction : s’opposent à leur éloignement longueur de liaison Formation de liaison : dégagement d’énergie Pour d = longueur de liaison minimum énergétique, situation la plus stable Courbe d’énergie potentielle en fonction de la longueur de liaison Edifice moléculaire F.Nivoliers

22. FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE Les fonctions d’onde peuvent interférer entre elles de manière constructive (lorsqu’elles sont en phase) ou destructive (lorsqu’elles sont en opposition de phase). Edifice moléculaire F.Nivoliers

23. FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE De la même manière deux orbitales atomiques peuvent se combiner pour donner deux orbitales moléculaires , l’une liante, de plus basse énergie, l’autre antiliante, deplus haute énergie. Edifice moléculaire F.Nivoliers

24. FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE Formation d’un liaison s par recouvrement axial de deux orbitales p Edifice moléculaire F.Nivoliers

25. FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE Formation d’une liaison p par recouvrement latéral d’orbitales p Edifice moléculaire F.Nivoliers

26. FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE STRUTURE DU FORMALDEHYDE Edifice moléculaire F.Nivoliers

27. FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE STRUCTURE DE L’ACETYLENE Edifice moléculaire F.Nivoliers