Chap2 Flashcards
Théorie VSEPR
Linéaire: 180°
Triangle plan: 120°
Tétraédrique: 109,5°
Bipyramide trigonale: 120 et 90
Octaédrique: 90 90
atome voisin = 1 voisin, que la liaison soit simple ou multiple. Mais les angles peuvent changer ! BH3 et CH2O
Théorie VSEPR: Géométrie déformée
▪ Les angles changent selon la composition de la molécule =120
▪ Un DNL (E) occupe plus d’espace que les électrons d’une liaison (X) :
▪ Géométrie idéale = répulsion minimale entre groupes d’électrons (charges -)
▪ DNL porté par l’atome = plus proche de l’atome qu’une liaison : répulsion plus forte
▪ Les liaisons doubles ou triples occupent plus d’espace que les liaisons simples.
▪ Liaison multiple plus forte = atomes plus proches = électrons de liaison plus proches
▪ Valide aussi pour les tétraèdres (si 1+ DNL, angles ≤ 109.5)
LCAO
▪ Combinaison linéaire d’orbitales atomiques
▪ Combinaison mathématique d’orbitales
�′
= ���� + ���� + ⋯
▪ Le nombre d’orbitales reste inchangé : une combinaison de 2 orbitales atomiques
(OA) donne 2 orbitales moléculaires (OM) [ex : 1s + 1p = 2 orbitales sp]
▪ Toutes les orbitales sont utilisées de façon équitable
Interférences
Combinaison en phase =AMplification
Opposition de phase= Destruction
Combinaisons
▪ Linéaire
▪ Trigonal
▪ Tétragonal
Pourquoi former des orbitales hybridées?
▪ Éloigner les paires d’électrons
▪ Principe VSEPR (Valence-shell electron pair repulsion; Répulsion des paires
d’électrons de la couche de valence)
▪ Maximiser le recouvrement des orbitales pour les liens
Quelle hybridation choisir ?
▪ Le nombre d’orbitales hybridées nécessaire pour un atome est égal au
nombre de voisins qu’il possède (atomes et DNL).
▪ Rappel : un atome voisin faisant un lien double ou triple compte pour 1 voisin.
▪ L’hybridation sp2 est obtenue par combinaison d’1 orbitale s et de 2 orbitales p, ce
qui donne 3 (1+2) orbitales sp2 équivalentes !
▪ D’autres hybridations existent en utilisant des orbitales d. Elles sont donc possibles
pour les éléments des blocs d et p des périodes 4 et plus : PCl5 (sp3d), SF6 (sp3d2)…
➢ Hypervalence (dépassement de l’octet)
➢ Ne se retrouvent pas dans les molécules organiques simples
Liaison entre deux hydrogènes
Rapprochement progressif des 2 hydrogènes
Effet de la distance
▪ Changement d’énergie avec la distance (ex. H2)
Distance optimal pour avoir l’énergie stabilisante minimum
Énergie
▪ Deux orbitales atomiques
donnent deux orbitales
moléculaires, une plus stable,
une plus instable.
▪ Meilleur est le recouvrement
plus les facteurs stabilisants
et déstabilisants sont forts !
= OM anti-liante haute
= OM liante basse
▪ Géométrie semblable
(s-s VS s-p)
▪ Énergie similaire
(1s-1s VS 1s-2s)
Liens π : recouvrements autour de l’espace entre les atomes
▪ Liens formés par deux orbitales p alignées côte à côte
▪ C=C
▪ C≡C
Orbitales polarisées
▪ La densité électronique (grosseur des lobes) des orbitales moléculaires
liantes est déplacée vers l’atome le plus électronégatif
▪ Exemple : OM σ C-O
▪ En compensation, la densité électronique des orbitales antiliantes est
déplacée vers l’atome le moins électronégatif
▪ Exemple : OM σ* C-O
Méthane (CH4)
▪ Hybridation sp3
▪ Géométrie tétraédrique (VSEPR)
▪ Combinaison : orbitales s + px + py + pz forment 4 orbitales sp3
▪ 25% caractère s, 75% caractère p
▪ Hybridation sp3
▪ Formation des quatre liens σ
Éthène (H2C=CH2)
▪ Hybridation sp2
▪ Géométrie triangle plan
▪ Combinaison : orbitales s + px + py forment 3 orbitales sp2
▪ 33% caractère s, 66% caractère p
▪ Hybridation sp2
▪ Formation des liens σ et π
▪ liaisons σ C-H : sp2 (C) + 1s (H)
▪ liaison σ C-C : sp2 + sp2
▪ liaison π C-C : pz + pz
Liaisons simples vs doubles
▪ liaison σ
▪ Forme cylindrique sur la liaison
▪ liaison π
▪ Plan nodal dû à la forme des orbitales p
▪ Rotation impossible : structure rigide
Longueur
▪ Liaisons covalentes : entre 0,7 et 2,7 Å (1 Å = 10-10 m)
▪ C-H : 1,1 Å
▪ C-C : 1,2 – 1,5 Å
▪ C-O : 1,4 – 2,1 Å
▪ Énergie de liaison et longueur de liaison directement liées et influencées par :
▪ La grosseur des atomes
▪ L’électronégativité des atomes impliqués
▪ Ordre de liaison (simple, double, triple)
——
▪ Atome plus gros = lien plus long
▪ Électrons de la liaison qui sont sur des couches plus éloignées du centre
▪ Rappel : liaison plus forte lors du recouvrement de lobes de grosseur similaire !
▪ Électronégativité des atomes
▪ Différence d’électronégativité plus grande = lien plus court
▪ Liaisons (pm) : C-C (154) > C-N (147) > C-O (143) > C-F (139)
▪ L’attraction électrostatique (l’atome le plus électronégatif attire les électrons de
valence de l’autre) rapproche les atomes
——
▪ Ordre de liaison
▪ Liaison triple au lieu de double ou simple = lien plus court
▪ Liaison multiple = interaction plus forte
➢ Liaison C≡C plus courte que C=C, elle-même plus courte que C-C
Énergie de Liaison
▪ Formation de liaison stabilisante donc énergie nécessaire pour la briser
▪ Cas des liaisons multiples :
▪ liaison C-C : 347 kJ/mol 83 kcal/mol
▪ liaison C=C : 610 kJ/mol (+76%) 144 kcal/mol ΔE = 263 kJ/mol ; 61 kcal/mol
▪ liaison C≡C : 835 kJ/mol (+65%) 200 kcal/mol ΔE = 225 kJ/mol ; 56 kcal/mol
▪ Lien π plus faible que σ! (recouvrement moins direct)
