Chap. 2.1 : liaisons covalentes + VESPR Flashcards
Entre quels éléments se produisent les liaisons covalentes ?
Généralement entre éléments non métalliques, mais peut se produire entre un métal et un non métal avec faible diff de X.
Qu’est ce qu’une liaison covalente ?
Mise en commun localisée d’électrons de valence entre atomes d’éléments ayant des électronégativités voisines. (ΔX < 2).
Liaison covalente pure ?
A lieu entre deux atomes identiques d’éléments non métalliques (ΔX= 0)
Liaison covalente entre deux éléments non identiques ?
La liaison covalente ne peut l’être que partiellement, on parle de liaison covalente à caractère ionique ou Liaison iono-covalente
→ Caractère covalent < 100 % et Caractère ionique > 0 %
Couche de valence ?
Couche externe d’un atome
Située au-dessus de la couche externe du gaz rare qui précède.
Qu’est-ce que la valence d’un atome ?
Nb de liaisons chimiques simples qu’un atome peut former avec un ou plusieurs autres atomes.
ex : C : Valence de 4 (il peut former quatre liaisons covalentes).
Différentes valences existent pour chaque élément.
Déterminer les différentes valences possibles ?
Un atome ne possède pas qu’une valence. Pour déterminer les différentes valences, on place l’atome dans un état excité : on écrit toutes les cases quantiques possibles de la couche n, même vides, et on les remplit avec dispatchant les électrons venant des cases quantiques remplies à l’état relaxé.
Règle de l’octet ?
A travers leurs réactions entre eux, les atomes cherchent à remplir leur couche de valence, càd à posséder 8 électrons sur leur couche de valence, que ce soit sous forme de doublet liant ou non liant.
But : atteindre la configuration du gaz rare le plus proche : ns² np6
Exception à la règle de l’octet ?
H et He, qui ont une couche de valences avec maximum 2 électrons.
Comment calculer le nb maximal de liaisons simples ?
8 - le nb d’électrons de valence
Liaison dative ?
Ce n’est pas chaque atome qui fournit un électron, mais un atome qui fournit la paire tout entière. C’est un cas de liaison covalente.
Phénomène d’hypervalence ?
Atome possédant + que 8 électrons sur sa couche de valence.
Limites du modèle de Lewis ?
- Réalités géométriques (angles des liaisons, symétrie) , chimiques
- existence de molécules ne respectant pas la règle de l’octet.
- orbitale d non envisagée
Comment connaître la structure géométrique d’une molécule ?
On utilise les règles de Gillespie, basées sur le modèle V.S.E.P.R : en français : Répulsion des Pairs Electroniques des Couches de Valence.
Selon le modèle VSEPR, comment la géométrie d’une molécule se décide-t-elle ?
Comme les électrons sont des charges de signes opposés, les paires se repoussent mutuellement.
La géométrie d’une molécule sera où les doublets L et NL se retrouvent à la même distance de l’atome central, tout en garantissant le minimum de répulsion entre les doublets électroniques de valence, càd celle qui les dispose le plus loin possible les unes des autres pour minimiser cette répulsion.
Quels doublets prend-on en compte pour la géométrie de la molécule ?
doublets liants ET non liants.
Formulation VSEPR d’une molécule ?
Soit A, atome central relié à n atomes terminaux X (appelés ligands). A possède m doublets non liants + électrons célibataires.
Formulation VSEPR ? AXnEm
Avec la connaissance des valeurs n et m, on peut prédire la forme de la molécule.
En l’absence de doublets non liants, quel type de molécule ?
Molécule type AXn : on étudiera plus particulièrement : AX2, AX3, AX4, AX5, AX6.
Molécule de type AX2 :
→ L’atome central est relié à deux ligands
Géométrie : molécule linéaire, ou digonale.
Angle : 180°
Molécule de type AX3 :
→ L’atome central est relié à 3 ligands.
Géométrie : molécule triangulaire/trigonale plane.
Angle : 120°
Molécule de type AX4 :
→ L’atome central est relié à 4 ligands : ne sont plus disposés tous sur la même ligne.
Géométrie : Molécule tétraédrique/tétragonale.
Angle : 109.5°
Molécule de type AX5 :
→ L’atome central est relié à 5 ligands.
Géométrie : molécule bipyramide à base triangulaire.
Angles :
- Entre les 2 verticaux et les horizontaux : 90° ;
- Entre les 3 horizontaux : 120°
Molécule de type AX6 :
→ L’atome central est relié à 6 ligands.
Géométrie : molécule octaédrique : bipyramide à base carrée
Angle :
- Entre les 2 verticaux et les horizontaux : 90° ;
- Entre les 4 horizontaux : 90°
En cas de liaison multiple ?
+ la multiplicité d’une L est élevée, + il y a d’électrons qui gravitent autour et + le nuage électronique est élevé.
Volume (Liaison triple) > Volume (liaison double) > Volume (liaison simple)
(Répulsion LT) > (Répulsion LD) > (Répulsion LS)
(Angle avec LT) > (Angle avec LD) > (Angle avec LS)
En cas de présence de doublets NL ?
Les angles idéaux sont modifiés : car un DNL est situé + près de l’atome central qu’un DL : la répulsion entre les D sera donc différente.
Evolution de la force de répulsion notée r en fonction du type doublet ?
r(L –L) < r(NL –L) < r(NL –NL)
Plus il y a de doublets non liants plus l’angle des liaisons (entre doublets liants) est faible, car les DNL prennent plus de place.
n+p = 3 ?
2L, 1 NL : Molécule plane coudée.
Angles :
- entre NL et L : >120°
- entre L : < 120°
Deux possibilités pour n+p = 4 ?
- 3L et 1NL
- 2L et 2NL
n+p=4 ; 3L et 1NL ?
3L, 1NL : molécule tétraédrique, pyramide à base triangulaire.
Angles :
- entre NL et L : >109.5°
- entre L : <109.5°
n+p=4 : 2L et 2NL ?
2L, 2NL : molécule tétraédrique, coudée (en V)
Possibilités pour n+p=5 ?
- 4L, 1NL
- 3L, 2NL
- 2L, 3NL
n+p=5, 4L, 1NL
Tétraèdre irrégulier, bipyramide triangulaire
n+p=5, 3L, 2NL
Bipyramide triangulaire, molécule plane en T.
n+p=5, 2L, 3NL
Bipyramide triangulaire molécule linéaire
Possibilités pour n+p = 6 ?
- 5L, 1NL
- 4L, 2NL
n+p = 6, 5L, 1NL ?
Octaédrique, Pyramide à base carrée
n+p = 6, 4L, 2NL ?
octaédrique, molécule plan carrée
Hybridation
Consiste à mélanger les orbitales atomiques de l’atome central pour créer de nouvelles orbitales hybrides.
Rappel : la sous-couche p contient 3 orbitales : px, py et pz, tandis que la sous-couche s n’en contient que 1.
En gros on réorganise les couches pour mieux coller au nb réel de liaisons faites.
Ex : C théoriquement : 2 é- sur sa sous-couche p. En réalité, fait 4 liaisons simples.
–> hybridation sp³ : une orbitale s et trois orbitales p pour créer quatre orbitales sp³ équivalentes. Chaque orbitale sp³ contient un électron, permettant de former quatre liaisons
Quels sont les types d’hybridation ?
- sp (correspond à n+m = 2)
- sp² (correspond à n+m =3)
- sp³ (correspond à n+m =4)
- sp³d (correspond à n+m =5)
- sp³d² ((correspond à n+m =6)
Hybridation sp
Mélange d’une orbitale s et une orbitale p = 2 orbitales hybrides sp en tout
Hybridation sp²
Mélange d’une orbitale s et de 2 p.
3 orbitales hybrides sp² en tout
Hybridation sp³
Mélange d’une orbitale s et de trois orbitales p.
3 orbitales hybrides sp³.
