Liaisons chimiques et orbitales moléculaires

Thèmes abordés

Liaisons chimiques, orbitales, moléculaires, orbitales moléculaires

Résumé du document

La première théorie scientifique de la liaison chimique date de 1916 et est énoncé par Gilbert Lewis
La liaison chimique est le partage d'une paire d'électron par deux atomes
Diagramme de Lewis :
H·
Li· ·Be· ·Ḃ· etc.
Chaque atome lié apporte un électron pour former une liaison ou bien deux électrons proviennent du même atome (H2, F2, O2)
H2 :
H·+·H=H:H noté H-H
2H·+·Be=H:Be:H noté H-Be-H
Les électrons ne participant pas aux liaisons sont des électrons non liant
Il forme par deux des paires libres et restent localisés sur l'atome
Les liaisons sont régies par la règle de l'octet : La stabilité maximale d'une molécule est obtenue quand chaque atome est entouré de quatre paires d'électrons
Sauf pour l'hydrogène qui forme une seule paire d'électron (règle du duet)
2 atomes peuvent partager plusieurs doublets d'électrons :
Double liaison : O⁞O noté O=O
Triple liaison : N:::N noté N≡N

Extraits

[...] Orbitales moléculaires : Aspect énergétique La raison de la formation des molécules à partir des atomes consiste en l'abaissement de l'énergie totale lors du rapprochement des atomes 3. Construction des orbitales moléculaires Pour construire des orbitales moléculaires on suppose que les électrons des atomes sont placés sur les orbitales moléculaires de la même manière que sur les orbitales atomiques Les orbitales atomiques : d Les orbitales moléculaires : σ, δ Remplissage régi par le principe de Pauli et règle de Hund Méthode : combinaison linéaire des orbitales atomiques Exemple : Pour deux atomes A et B on a deux orbitales moléculaires possible : Ψa=CaΨa+CbΨb Ψb=CaΨa-CbΨb Ψa est une orbitale liante tandis que Ψb est une orbitale antiliante Ca et Cb sont des coefficients de pondération Lors de la formation d'une liaison il existe un échange entre les électrons des deux atomes, on appelle ça le « recouvrement » Exemple : Pour Ha et Hb : 1sa + 1sb= 0,53+0,53= 1,06 Å alors que en réalité il y 0,74Å dans la molécule H2 Il y a plusieurs conditions pour former les orbitales moléculaires, les deux orbitales atomiques : - doivent avoir le plus grand recouvrement possible - être d'énergie voisine - doivent posséder un même élément de symétrie Quand l'élément de symétrie est un axe on parle de recouvrement axial de type σ Quand l'élément de symétrie est un plan on parle de recouvrement de type Exemple : H2 Ca=Cb=√2/2 Ψliante= √2/2 (Ψa+Ψb) Ψantiliante= √2/e (Ψa-Ψb) σ* 1s 1s σ O2 : σ 2p σ σ* 2s σ Le dioxygène liquide est attiré par les pôles de l'aimant, donc il est magnétique (paramagnétique) OL=nombre électrons liant-nombre électrons antiliant/2 OL= 0 aucune liaison 1 liaison simple 2 doubles liaisons 3 triples liaisons 4. [...]

[...] Pauling : Il y a un réarrangement des orbitales atomiques. L'opération est appelée hybridation Hybridation sp, linéaire : Une orbitale s et une orbitale p forme deux orbitales sp orientée à 180° l'une de l'autre Hybridation sp², trigonale : Une orbitale s et deux orbitales p forment trois orbitales sp² orientées à 120° l'une de l'autre Hybridation sp³, tétragonale : Une orbitale s et trois orbitales p forment quatre orbitales sp³ orientées à 109,5° l'une de l'autre Propriétés : Les orbitales s ont une énergie faible El (Li2) = 26 kcal.mol⁻¹ Les orbitales p ont une énergie plus forte El = 38 kcal.mol⁻¹ Les hybridations conduise quant à elles a une énergie de liaison beaucoup plus forte de plusieurs centaines de kcal.mol⁻¹ ce qui explique ses hybridation Hybridation du carbone : HC≡CH : configuration électronique : 1s², 2s², 2p² Etat excité : 1s², 2s¹, 2px¹, 2py¹, 2pz¹ Les orbitale 2s et 2pz peuvent former deux orbitales hybride sp Les orbitales 2px et 2py peuvent former les liaisons Il y a deux liaisons σ, une liaison σ, et deux liaisons C-C H2C=CH2 : Les orbitales 2s, 2px et 2py peuvent former trois orbitales sp² L'orbitale 2pz peut former une liaison Il y a quatre liaisons σ, une liaison σ, et une liaison C-C CH4 : Les orbitales 2s, 2px, 2py, 2pz peuvent former quatre orbitales sp³ Il y a 4 liaisons σ, C-H 6. [...]

[...] liaisons ioniques On appelle composés ionique des assemblages électroniquement neutre d'anions et de cations La liaison ionique est formée par des éléments du groupe 1 (alcalins) et du groupe 17 (halogènes) Propriétés : Les liaisons ioniques sont non dirigée (isotrope) : l'attraction électrostatique n'a pas de direction La notion de molécule individuelle n'existe que à l'état gazeux Dissociation électrolytique (dans l'eau par exemple) Formation de liaisons forte ce qui entraine un haut point de fusion (NaCl= 1070K) 8. liaisons de Van der Waals Il s'agit de liaisons faibles, donc ils ont une température de fusion et de solidification basse. [...]

[...] Liaisons hydrogènes Un atome d'hydrogène est déficitaire en électrons tandis que les atomes d'oxygène, d'azote et de fluor ont une paire d'électrons non liant avec une énergie élevé Il y a donc formation de liaison plus courte et plus énergétique que les liaisons de Van der Waals (de 20 à 40 kJ. Mol) Les liaisons hydrogènes jouent un grand rôle dans la formation des structures primaire et secondaire des protéines et des acides aminés Il suffit de chauffer ces molécules pour détruire ces liaisons et cela est irréversible. [...]

[...] Liaisons chimiques et orbitales moléculaires 1. Liaisons chimiques La première théorie scientifique de la liaison chimique date de 1916 et est énoncé par Gilbert Lewis La liaison chimique est le partage d'une paire d'électron par deux atomes Diagramme de Lewis : H· Li· ·Be· ·Ḃ· etc. Chaque atome lié apporte un électron pour former une liaison ou bien deux électrons proviennent du même atome F2, O2) H2 : H·+·H=H:H noté H-H 2H·+·Be=H:Be:H noté H-Be-H Les électrons ne participant pas aux liaisons sont des électrons non liant Il forme par deux des paires libres et restent localisés sur l'atome Les liaisons sont régies par la règle de l'octet : La stabilité maximale d'une molécule est obtenue quand chaque atome est entouré de quatre paires d'électrons Sauf pour l'hydrogène qui forme une seule paire d'électron (règle du duet) 2 atomes peuvent partager plusieurs doublets d'électrons : Double liaison : O⁞O noté O=O Triple liaison : noté N≡N 2. [...]