Formation Des Molecules Flashcards
Si rapprochement des électrons entre eux:
Abaissement de l’énergie potentielle
attraction noyaux-electrons
Si rapprochement des électrons entre eux encore plus
Augmentation de l’énergie potentielle répulsion noyau-noyau
Repulsion entre noyaux devient plus forte que l’attraction. Retour à la position d’origine
Pour séparer définitivement les 2 atomes, on devra fournir une énergie de 436kJ.mol-1 pour casser la liaison
Cette liaison est une liaison covalente. Elle se crée entre 2 atomes non métalliques (donc éléctronégatifs) qui ont tendance tous les deux à attirer les électrons
Def d’une molécule
Une mol est un édifice chimique constitué de plusieurs atomes non métalliques reliés par des liaisons covalentes
Représentation de Lewis pour un atome ou un ion
Pour un atome ou un ion:
Noyau + O.A. internes = symbole de l’élément
OA. externes représentées autour du symbole de l’élément
- 2 e-dans I’OA (électrons appariés) = tiret
- 1e-dans IOA (électron célibataire) = 1 point
- OA vide un rectangle
Charge éventuelle entourée par un cercle
Pour une molécule
Règle de l’octet: les éléments ont tendance à s’entourer de 8 électrons ( ou 4 paires électroniques)
( Mais nombreuses exceptions)
On dit que l’azote est… :
Trivalent: il forme 3 liaisons
Liaison de coordinence
( Def, exemple+ synonyme)
Un seul atome apporte les 2 électrons de la liaison
( Ex réaction entre le Bore et l’ammoniac: l’atome d’azote donne deux électrons de son doublet non liant afin de créer une liaison avec l’atome de bore)
Synonyme : liaison d’active
Formule de la charge formelle
( e- de valence de l’élément ) - ( doublets liants) - ( 2x doublets non liants)
Quand deux atomes peuvent mettre en commun plus d’un doublet d’électrons, nom des doublets liants
Le premier double liant est appelé liaison sigma , le ou les suivants sont appelés liaison pi.
États de valence particuliers
- Trifluore de bore: le bore est trivalent
- Le carbone est très souvent tétravalent
=> L’état de Valence particulier est indiqué par une étoile à côté du symbole de l’élément chimique.
Pour une même molécule, on peut avoir plusieurs schémas de Lewis.
- 1ere possibilité : on a fait passer un électron du soufre d’une orbitale 3p vers une orbitale 3d
-deuxième possibilité : on regroupe les électrons d’un des deux atomes d’oxygène afin de libérer une case quantique et faire une liaison dative.
Mésomerie
= limite du modèle de Lewis
Il existe plusieurs schémas de Lewis pour une même molécule. On dit que ces molécules sont mésomères ou de forme limite.
Aucune de ces formes limites ne représente la réalité. La réalité est un mélange de toutes ces formes. Ce mélange est symbolisé par les doubles flèches qui relient les différentes formules mésomères.
La mesure des longueurs souffre-oxygène montre que les deux liaisons sont identiques et intermédiaires entre un simple et un double.
On pourra représenter la molécule réelle de dioxyde de soufre avec 6 électrons pi délocalisés sur l’ensemble de la molécule.
Il existe plusieurs molécules avec des formes mésomères comme le benzène avec ses deux formes conjuguées. Mais on le montre aussi ainsi : avec 6 électrons délocalisés sur le cycle.
La longueur et l’énergie d’une liaison covalente sans fonction de :
- La nature des deux atomes impliqués (taille, électronégativité,…)
- du nombre d’électrons impliqués dans la liaison
- de l’environnement de chaque atome
