Chimie Structure moléculaire

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Résumé de chimie sur la structure moléculaire niveau licence 1 scientifique

Extraits

[...] + MX(s) L'énergie de réseau est négative (exothermique) du point de vue du système. Ex : NaCl(g) = -506hJ/mol NaCl(s) = - 799hJ/mol E diminue donc réaction exothermique Exothermique : libère de la chaleur Endothermique : consomme de la chaleur Energie de réseau = K Q2) r Q1, Q2 = charge des ions r = distance la plus petite entre les centres des cations et des anions Formation d'un solide ionique (cycle de Born-Haber) Sublimation d'un solide métallique [endothermique] Ionisation d'atomes métalliques + é[-] [endothermique] Dissociation d'un non-métal X2(g) [endothermique] En frappant du NaCl avec une lame, on peut casser l'énergie de réseau car le se retrouve à côté d'1 donc les liaisons coulombiennes se rompent Cl- Na+ Cl- Na+ Na+ Cl- ↳Na+ Cl- Cl- Na+ ↳ Cl- Na+ Na+ Cl- ↳Na+ Cl- Moment dipolaire + - H2O : > la molécule est polaire H F \ H H + + Remarque: si la molécule d'eau avait une forme linéaire les vecteurs « moment dipolaires » s'annuleraient et la molécule ne serait pas polaire. [...]

[...] Théorie du champ cristallin Complexe de coordination : édifice polyatomique (qui peut être anionique, cationique ou neutre) formé d'un ion métallique central et de ligands donneurs de paires d'électrons (ex : s'entoure de 6H2O) La théorie du champ cristallin permet d'étudier les propriétés particulières des complexes de coordination des métaux transitoires : leur couleur et leur magnétisme. Comme cela a été vu précédemment, les propriétés paramagnétiques d'une substance sont liées à la présence d'un ou plusieurs électrons célibataires dans sa structure moléculaire . La couleur d'une substance dépend de la différence d'énergie entre ses orbitales électroniques externes. Le plus souvent, cette valeur correspond au domaine d'énergie des rayonnements électromagnétiques UV, ce qui implique que ces corps sont capables d'absorber les UV mais pas les rayonnements visibles. [...]

[...] Ceci représente la formation d'une molécule de H2 d'après la théorie des liaisons de valence, la liaison se forme par recouvrement de 2 orbitales 1s à demi-remplies. Dans le cas de H la liaison se forme par recouvrement de l'orbitale 1s de l'hydrogène et d'une orbitale 2p du fluor, chacune des 2 orbitales contenant 1 électron. Ni l'orbitale 2s ni les 2 autres orbitales 2p du fluor ne peuvent former de liaison avec car chacune d'elle contient déjà 2 électrons. [...]

[...] Rem : dans les amines, le N subit aussi une hybridation sp³ Exemple d'hybridation : CH4 La structure électronique de C est 2 s² 2p² On peut représenter les niveaux énergétiques des orbitales atomiques de C par : Il est impossible d'expliquer la formation de la molécule par recouvrement d'orbitales à demi remplies. Pour expliquer la formation de 4 molécules CH, il faut que C ait 4 orbitales de même niveau énergétique et de même géométrie contenant chacune un électron : ce résultat s'obtient : En hybridant d'abord 4 orbitales de C (hybridation sp³), pour qu'elles aient la même énergie et la même symétrie : En plaçant ensuite les 4 électrons de valence sur ces orbitales L'atome C possède maintenant 4 orbitales sp³ à demi remplies qui peuvent chacune former une liaison par recouvrement avec l'orbitale 1s d'un atome H comme le montre les figures suivantes Exemple d'hybridation : H2O O 1s² 2s² 2p4 ou 2 s² 2p4 1s² est une orbitale interne qui ne réagit pas lors des liaisons de O avec d'autres atomes Remarque Chaque fois qu'on essaie de mettre 4 liaisons le mieux possible dans l'espace, on obtient une hybridation sp³ Cl Dans Cl C Cl, C est hybridé sp³ Cl Dans  , N est hybridé sp³ / \ H H H Dans , O est hybridé sp³ / \ H H Les liaisons coordinatives H ╲ H ╲ H Nl + H Nl H H ╱ H ╱ Recouvrement d'une orbitale atomique vide et d'une orbitale atomique remplie (doublet non-liant), de manière que la liaison formée entre les 2 atomes corresponde aussi à la mise en commun de 2 é- de spins opposés : On peut former des composés contenant ce type de liaison lors de réactions d'addition entre une particule ayant une orbitale atomique vide et une particule ayant une orbitale atomique remplie. [...]

[...] Par exemple, pour un complexe octaédrique d'un cation dont la structure électronique est 3 la configuration électronique de l'ion est t[6]2g e[o]g et celle de l'ion [Fe F6]4 - est t[4]2g e²g Il en résulte que l'ion [Fe(CN)6]4- est diamagnétique (pas d'é- célibataire) alors que l'ion [Fe F6]4 - est paramagnétique é- célibataires) et que les couleurs des 2 complexes sont différentes : En effet, ∆o de est beaucoup plus grand que ∆o de [Fe F6][4 - ] donc absorbe à une longueur beaucoup plus courte que [Fe F6][4 - Exemple : Le se dissocie dans l'eau et forme une structure octaédrique avec au milieu . Il faut donc 6 molécules d'eau. Or la structure électronique de CO = 1s² 2s² 2p[6] 3s² 3p[6] 4s² 3d[7] et donc celle de = 1s² 2s² 3p[6] 3s² 3p[6] 4s² 3d[5] et 3d = ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ problèmes puisqu'il n'y a que 5 orbitales non-liantes dans le champ cristallin, les ligands (ici H2O) sont des charges - et donc, sous l'influence de ces charges les orbitales d de se séparent. [...]