Chapitre 1:Structure moléculaire et liaisons Flashcards
▪ Équation de Schrödinger
Représente l’espace que les électrons occupent autour du noyau
Qu’est-ce qu’une orbitale?
▪ Entité mathématique
▪ Fonction représentant la distribution d’un electron : � �
▪ Même si elle est vide! (comme des parcelles constructibles)
▪ Densité de probabilité de présence de l’électron liée au carré de la function
d’onde: � � �
▪ Densité de probabilité de présence de l’électron liée au carré de la function
d’onde
➢ On peut définir pour un volume la probabilité de présence de l’electron
➢ On sait seulement qu’il est forcément là si on prend l’ensemble de l’espace !
Nœud (Plan nodal)
▪ Plan dans lequel il est impossible de retrouver un électron
▪ Phases différentes de chaque côté d’un plan nodal
Plan nodal (angulaire)
▪ Plan ou cône qui sépare des phases
▪ Donne une forme aux orbitales
Phase
▪ La phase est souvent représentée par deux couleurs opposées
▪ La phase des orbitales est importante, mais n’influence
pas la distribution des électrons
▪ Ψ2 (présence des électrons) est toujours positif et réel
Nombres quantiques
n – nombre principal
▪ Dicte l’énergie principale de l’électron (plus que les autres)
▪ Entier entre 1 et ∞ (toujours des entiers)
▪ « couche électronique »
l – moment angulaire orbitalaire / nombre quantique secondaire
▪ Dicte la forme de l’orbitale (une énergie secondaire est associée)
▪ Entier entre 0 et (n-1)
▪ Il y a l plans nodaux
ml – moment angulaire magnétique
▪ Dicte l’orientation dans l’espace de l’orbitale
▪ Varie entre -l et +l (2l + 1 valeurs différentes)
ms – moment angulaire de spin
▪ Dicte la direction du « spin » de l’électron
▪ Peut prendre deux valeurs : -1⁄2 ou +1⁄2
Atome polyélectronique
▪ Les électrons sont dispersés dans les orbitales atomiques selon les règles
suivantes
▪ Principe d’exclusion de Pauli
▪ Deux électrons ne peuvent pas avoir les mêmes nombres quantiques
➢ Pour des valeurs de n, l et ml identiques [1 orbitale] on peut avoir un spin +1⁄2 ou -1⁄2
➢ 2 électrons maximum par orbitale (orientation)
▪ Principe d’Aufbau
▪ Les orbitales de plus basse énergie sont occupées en premier
➢ Remplissage par énergie (valeur de n+l) croissante !
▪ Règle de Hund
▪ Le nombre d’électrons de même spin sera maximisé dans un ensemble d’orbitales
dégénérées.
➢ On remplit toujours les spins +1⁄2 dans des orbitales équivalentes avant les spins -1⁄2
▪ Principe d’Aufbau : orbitales de plus basse énergie occupées en premier
▪ Principe de Pauli (diagramme de droite) : 2 électrons par orbitale maximum
▪ Règle de Hund : remplissage de 3a avant 3b
Électronégativité
▪ Capacité d’un atome à attirer les électrons.
▪ Un atome électronégatif « tire » la densité électronique vers lui.
▪ Symbole : χ
▪ Échelle d’électronégativité de Pauling : inverse de la taille
▪ Référence : Fluor = le plus électronégatif, en haut à droite !
Types de liaisons
▪ La différence d’électronégativité entre deux atomes liés indique le type de
liaison !
non-polaire (delta en bas 0,5)
polaire/covalent (delta plus petit que 2)
ionique (delta plus grand que 2)
Liaison ionique
▪ Interaction entre deux ions ; Aucun partage électronique : transfert d’électron
▪ Interactions électrostatiques seulement.
▪ Très polaire; Se dissocient dans l’eau.
Liaison covalente
▪ Interaction entre deux atomes qui mettent en commun 1 électron chacun
▪ Polarité variable selon la nature des atomes
▪ Dépend de la différence d’électronégativité Δχ
▪ Généralement peu solubles dans l’eau
▪ Biologie : Hormones, lipides
- Liaison de coordination
▪ Type de liaison covalente polarisée formée par le partage de deux électrons
provenant originellement du même atome
▪ Liaison entre un acide de Lewis et une base de Lewis
▪ Impliquent souvent un doublet non-liant et un métal
▪ Exemples biologiques
▪ Chlorophylle (Mg), Hème (Fe), Vitamine B12 (Co)
▪ Métalloprotéines
