CHAPITRE IV : Structure des ions et des molécules poly

Atomes et molécules R.Welter Sciences de la Terre et de l’Univers Deug 1

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CHAPITRE IV :Structure des ions et des molécules poly-atomiques.1) Valence et coordinence. 1.1 Valence.

Notion d’état de valence : Dans son état fondamental, l’atome de carbone (par exemple) contient 2 électrons célibataires. On peut considérer un état excité avec quatre électrons célibataires, disponible pour former des liaisons moléculaires avec d’autres atomes.Dans la grande majorité des cas, on peut envisager un état excité dans la couche externe (n max), mais il est énergétiquement peu favorable d’envisager la participation d’un niveau n supérieur. Exemple : NCl3 et PCl3 existe.

Par contre NCl5 n’existe pas alors que PCl5 existe. Dans ce dernier cas, les 5 électrons vont utiliser les orbitales 3d du phosphore. Dans le cas de N, l’intervention hypothétique d’une orbitale 3s coûterait trop d’énergie.

Eléments Période Valence ExemplesN 2 3 NH

3, NF

3

P 3 35

PCl3

PCl5

As 4 35

AsH3

AsF5

Sb 5 35

SbCl3

SbCl5

O 2 2 H2O, Cl

2O

S 3 246

H2S

SF4, SCl

4

SF6

Se 4 246

SeH2

SeF4

SeF6

F 2 1 HF

Cl 3 135

HClClF

3

ClF5

Br 4 135

HI, BrClBrF

3

BrF5


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Règle de l’octet : tendance qu’on les atomes à s’entourer de 8 électrons dans l’édifice moléculaire. Ce n’est pas une règle générale.

Composés respectant la règle de l’octet

Composés ne respectant pas la règle de l’octet

1.2 Coordinence.Notion de liaison de coordinence : Cas de NH3 et NH4

+, 3 liaisons covalentes + 1 liaison de coordinence.En réalité, NH4

+ une fois formé, on ne distingue plus ces deux types de liaison.

Nombre de coordination et complexe : Le nombre de coordination d’un atome (ou ion) est égal au nombre d’atomes (ou ions) qui lui sont directement liés.-> S’appliquent en particulier aux complexes.Ils sont mono- ouu polynucléaires, entourés de Ligands


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2) Architecture des molécules.

A propos de la position relative des différentes liaisons.-> stéréochimie ou géométrie des édifices atomiques.

Par exemple dans le méthane CH4, les quatres liaisons C-H sont identiques et les angles de liaison valent 109°28’. Les quatre orbitales moléculaires sont des orbitales hy-brides de type sp3.Il existent différents types d’orbitales hybrides :

sp3, sp2, sp et les orbitales faisant intervenir des orbi-tales d voir f

2.1 Hybridation tétragonale sp3.

Prenons quatre exemples :

A) Le méthane CH4.

Les quatre orbitales hybrides du carbone s’associent aux orbitales 1s de l’hydrogène.En terme de répulsion électronique, la forme est tétraé-drique puisqu’elle représente la minimisation maximale des nuages électroniques.


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Hybridation tétrago-nale de type sp3.

B) Le diamant.Ici les quatre orbitales hybrides de chaque carbone s’as-socient aux orbitales hybrides des autres carbones.-> Matériau très dur.

C) L’ammoniac NH3.Même type d’hybridation mais il reste un doublet libre.

-> Répulsion électronique.

L’angle H-N-H vaut 107,3°.

C) L’eau H2O.Avec un angle de104,5°, la formation de la molécule d’eau est probablement liée à la formation d’orbitales sp3.Ici, il faut considérer la double répulsion des doublets anti-liants.

2.2 Hybridation trigonale sp2.

Ici on considère la combinaison linéaire d’une OA s et deux OA p pures conduisant à trois OA équivalentes. Par symé-trie, les trois liaisons potentielles vont se placer à 120° les unes des autres.

Prenons deux exemples :


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A) Le triméthylborane B(CH3)3.

Hypothèse : état d’énergie plus élevé que le fondamental où 1 électron 2s à migré vers 2p pour aboutir à trois élec-trons non-appariés.

B) L’éthylène C2H4.


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2.3 Hybridation diagonale sp.

Ici on considère la combinaison linéaire d’une OA s et d’une OA p.

Prenons deux exemples : BeH2 et C2H2.

A) L’hydrure de béryllium BeH2.

B) L’acétylène H-C≡C-H.

Triple liaison C≡C (courte = 1,21 Å). 2.4 Hybridation des orbitales d.

Type d’hybridation rencontré dans les molécules et ions complexes. Coordination max.=9 (ReH9

2-).

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