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UV ORGA 1. EDIFICE MOLECULAIRE. F.Nivoliers. UV ORGA 1. LIAISONS DANS LES COMPOSES MOLECULAIRES. STEREOCHIMIE:. REACTIONS CHIMIQUES - MECANISMES REACTIONNELS. F.Nivoliers. ORBITALE ATOMIQUE. Modèle de l’atome issu du développement de la mécanique quantique fondé sur deux principes:.

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Presentation Transcript
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UV ORGA 1

EDIFICE MOLECULAIRE

F.Nivoliers

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UV ORGA 1

LIAISONS DANS LES COMPOSES MOLECULAIRES

STEREOCHIMIE:

REACTIONS CHIMIQUES - MECANISMES REACTIONNELS

F.Nivoliers

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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

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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

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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

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ORBITALE ATOMIQUE

Edifice moléculaire

F.Nivoliers

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ORBITALE ATOMIQUE

Orbitale s: sphérique centrée sur le noyau

Orbitales p

Orbitales d:

Edifice moléculaire

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ORBITALE ATOMIQUE

Période = ligne ; Famille = colonne

LiliBégayaitBeaucoupChezNotreOncleFerNand

NapoléonMangeâtAllègrementSixPouletsSansClaquer d’Argent

F.Nivoliers

Edifice moléculaire

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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

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LIAISON COVALENTE – SRUCTURE DE LEWIS

Edifice moléculaire

F.Nivoliers

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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

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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

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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

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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

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THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE

  • Structure tétraèdrique:

Quatre paires électroniques entourent l’atome central

Edifice moléculaire

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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

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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

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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

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HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES

Différents états d’hybridation du carbone

Edifice moléculaire

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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

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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

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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

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FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE

Formation d’un liaison s par recouvrement axial de deux orbitales p

Edifice moléculaire

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FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE

Formation d’une liaison p par recouvrement latéral d’orbitales p

Edifice moléculaire

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FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE

STRUTURE DU FORMALDEHYDE

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FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE

STRUCTURE DE L’ACETYLENE

Edifice moléculaire

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