CHIMIE ORGANIQUE ICHIMIE ORGANIQUE I

STRUCTURES ET LIAISONS STRUCTURES ET LIAISONS AU SEIN DES MOLÉCULES AU SEIN DES MOLÉCULES

ORGANIQUESORGANIQUES

CHAPITRE 1CHAPITRE 1

Vollhardt – Chapitre 1

1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZONORGANIQUE: TOUR D’HORIZON

Chimie organique => Chimie du CChimie organique => Chimie du C Contient aussi H, O, N, …Contient aussi H, O, N, …

1.1 Pourquoi a-t-on besoin de la chimie organique ?1.1 Pourquoi a-t-on besoin de la chimie organique ?

Pour comprendre les systèmes Pour comprendre les systèmes vivants, il faut « comprendre » les vivants, il faut « comprendre » les molécules qui en font partie.molécules qui en font partie.

Le groupe Hème transporte Le groupe Hème transporte l’oxygène dans le sangl’oxygène dans le sang

1.1 Pourquoi a-t-on besoin de la chimie organique ?1.1 Pourquoi a-t-on besoin de la chimie organique ?Comprendre la chimie , comprendre la biologie ?Comprendre la chimie , comprendre la biologie ?

La chimie organique est à l’interface La chimie organique est à l’interface entre la chimie et la biologie ; vitale entre la chimie et la biologie ; vitale pour la médecine pour la médecine

““Comprendre” les isomères permet Comprendre” les isomères permet d’expliquer la cascade de la visiond’expliquer la cascade de la vision

Rhodopsine11-cis-rétinal

trans-rétinalenclenche la cascade de la vision

1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZONORGANIQUE: TOUR D’HORIZON

Chimie organique s’intéresse à la façon Chimie organique s’intéresse à la façon dont ces atomes sont liés pour former dont ces atomes sont liés pour former des structures moléculairesdes structures moléculaires

1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZONORGANIQUE: TOUR D’HORIZON

Chimie organique => Relation entre la Chimie organique => Relation entre la structure des molécules et les réactions.structure des molécules et les réactions.

Voici des acides aminés : nombre de C très Voici des acides aminés : nombre de C très différents, façon d’être liés très différentedifférents, façon d’être liés très différente

CC

O

OHH

NH H

H

CC

O

OHC

NH H

H

H

HH

CC

O

OHC

NH H

H

C

HH

CC

C

CC

H

H

H

H

H

Glycine Alanine Phénylalanine2 carbones 3 carbones 9 carbones

1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZONORGANIQUE: TOUR D’HORIZON

Voici des acides aminés : nombre de C très Voici des acides aminés : nombre de C très différents, façon d’être liés très différentedifférents, façon d’être liés très différente

Pourtant, propriétés semblables : Pourtant, propriétés semblables : hydrosolubles, amphotères, …hydrosolubles, amphotères, …

CC

O

OHC

NH H

H

C

HH

SC

H

H HHH

Méthionine5 carbones

1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZONORGANIQUE: TOUR D’HORIZON

La chimie des molécules organiques dépend La chimie des molécules organiques dépend peu du nbre et disposition des C et Hpeu du nbre et disposition des C et H

Dépend surtout des autres sortes d’atomes Dépend surtout des autres sortes d’atomes O, N, S, Cl, Br, …O, N, S, Cl, Br, …

Les parties de la molécule contenant de Les parties de la molécule contenant de petits groupes de ces atomes sont appelées petits groupes de ces atomes sont appelées groupements fonctionnelsgroupements fonctionnels ( (fonctionalitésfonctionalités).).

(+ alcène et alcyne)(+ alcène et alcyne)

1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZONORGANIQUE: TOUR D’HORIZON

Alors C et H pas importants ? Faux.Alors C et H pas importants ? Faux. Ils sont le squelette.Ils sont le squelette.

1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZONORGANIQUE: TOUR D’HORIZON

Groupes fonctionnels = le centre de Groupes fonctionnels = le centre de réactivité dans une moléculeréactivité dans une molécule

Exemples:Exemples:

HH

O

H H H3C CH3

O

H3C NH2

GROUPES FONCTIONNELSGROUPES FONCTIONNELS

RR

RO

R

C NRO

C C C CH2

HR

RO

H

RS

H RS

R

RS

SR

GROUPES FONCTIONNELSGROUPES FONCTIONNELS

O

R H

R R

O

R

O

OH

R

O

OR

R

O

O R

O

R

O

Cl

OH

NH2

GROUPES FONCTIONNELSGROUPES FONCTIONNELS

R

O

N H

R

RCH2 X R2CH X R3C X

RCH2 OH R2CH OH R3C OH

R NH2

R

O

NH2 R

O

N

Halogénure d'alkyle

Alcool

Amine

Amide

Tertiaire(3 C fixés)

Secondaire (2 C fixés)

R

R2NH

R

R3N

Primaire(1 C fixé)

Aussi, C quaternaire, 4 C fixés : Ex.: (CH3)3CCH2OH

Chimie médicinaleChimie médicinale Une variété de fonctions dans les produits médicinauxUne variété de fonctions dans les produits médicinaux

Pénicilline G(antibiotique)

Aspirine(analgésique)

Acétaminophen(Paracétamol)(analgésique)

(antidépresseur)

(antipaludique)(extrait du quinquina (Andes))

(troubles cardiaques) (antiviral - herpès)

SYNTHÈSE ET RÉACTIONSSYNTHÈSE ET RÉACTIONS

Synthèse = La préparation de Synthèse = La préparation de nouvelles molécules à l’aide de nouvelles molécules à l’aide de réactionsréactions

NB En chimie organique, les réactions NB En chimie organique, les réactions constituent le vocabulaire tandis que les constituent le vocabulaire tandis que les mécanismes en sont la grammairemécanismes en sont la grammaire

SYNTHÈSE ET RÉACTIONSSYNTHÈSE ET RÉACTIONS

Réactifs (substrats) = Le(s) composé(s) mis en Réactifs (substrats) = Le(s) composé(s) mis en présence lors d’une réaction chimique (A et B)présence lors d’une réaction chimique (A et B)

Produit = Le(s) composé(s) résultant d’une réaction (C Produit = Le(s) composé(s) résultant d’une réaction (C et D) et D)

Mécanisme réactionnel = Chemin par lequel une Mécanisme réactionnel = Chemin par lequel une réaction survientréaction survient

Intermédiaire réactionnel = Une espèce qui se forme au Intermédiaire réactionnel = Une espèce qui se forme au cours du chemin menant des réactifs aux produits (I)cours du chemin menant des réactifs aux produits (I)

A + B [I]‡ C + D

A + B C + D

RÉACTIONSRÉACTIONS

Réaction de chlorationRéaction de chloration Réaction de substitutionRéaction de substitution Réaction d’éliminationRéaction d’élimination Réaction électrocycliquesRéaction électrocycliques etc.etc.

1.2 LES FORCES DE COULOMB: 1.2 LES FORCES DE COULOMB: UNE VUE SIMPLIFIÉE DE LA UNE VUE SIMPLIFIÉE DE LA

LIAISONLIAISON

Loi de Coulomb = Des charges Loi de Coulomb = Des charges opposées s’attirent avec une force opposées s’attirent avec une force inversement proportionnelle au carré de inversement proportionnelle au carré de la distance qui sépares les centres des la distance qui sépares les centres des charges.charges.

Force d'attraction = constante x charge (+) x charge (-)

distance 2

Charles Augustin de Coulomb(Angoulême 1736-Paris 1806 )

VARIATION DE L’ÉNERGIE VARIATION DE L’ÉNERGIE RÉSULTANT DE L’APPROCHE DE RÉSULTANT DE L’APPROCHE DE

DEUX ATOMESDEUX ATOMES

La position de ce minimum dépend de :i) Électronégativitéii) Rayon atomiqueiii) Orbitales impliquéesiv) Charges

TYPE DE LIAISONSTYPE DE LIAISONS

Liaison covalente = Partage de deux Liaison covalente = Partage de deux électrons entre deux atomes.électrons entre deux atomes.

Liaison ionique = Transfert d’un électron Liaison ionique = Transfert d’un électron d’un atome vers un autre.d’un atome vers un autre.

LIAISON COVALENTELIAISON COVALENTE

LIAISON IONIQUELIAISON IONIQUE

1.3 LIAISONS IONIQUES ET 1.3 LIAISONS IONIQUES ET COVALENTES: LA RÈGLE DE L’OCTETCOVALENTES: LA RÈGLE DE L’OCTET

La liaison covalente résulte de la mise en La liaison covalente résulte de la mise en commun d’électronscommun d’électrons

La liaison ionique est fondée sur l’attraction La liaison ionique est fondée sur l’attraction électrostatique de deux ions dont les électrostatique de deux ions dont les charges sont opposéescharges sont opposées

Règle de l’octet: Un élément a tendance à Règle de l’octet: Un élément a tendance à former des molécules de manière à obtenir former des molécules de manière à obtenir un octet (8 é) dans sa couche externe un octet (8 é) dans sa couche externe (configuration électronique des gaz nobles)(configuration électronique des gaz nobles)

Ionique => NaClIonique => NaCl

Attraction électrostatique libère 502 kJmole-1

Alors 151 kJ mole-1 - 502 kJmole-1 = - 351 kJ mol-1

POTENTIEL D’IONISATION ET POTENTIEL D’IONISATION ET ÉLECTROAFFINITÉEÉLECTROAFFINITÉE

PI = (PI = (II11) Énergie requise pour enlever le plus ) Énergie requise pour enlever le plus

labile des électrons d’un atome neutre gazeux labile des électrons d’un atome neutre gazeux dans sa forme fondamentale. dans sa forme fondamentale. => X (g) -----> X => X (g) -----> X++ (g) + é (g) + é--, , HH = PI = PI

EA = (EA = (AA) Énergie libérée lorsqu’un atome ) Énergie libérée lorsqu’un atome neutre gazeux dans sa forme fondamentale neutre gazeux dans sa forme fondamentale acquiert un électron pour former un ion négatif acquiert un électron pour former un ion négatif gazeux dans sa forme fondamentale. gazeux dans sa forme fondamentale.

=> X (g) + é=> X (g) + é-- (g) -----> X (g) -----> X-- (g), (g), HH = EA = EA

Électrons de valenceÉlectrons de valence

Liaisons covalentesLiaisons covalentes

Liaisons covalentes simples: Liaisons covalentes simples:

H + H H H ou H H

Cl + Cl Cl Cl ou Cl Cl

Liaisons covalentesLiaisons covalentes

H:C:H

::

H

H

C: :CHH

HHH : C : : : C : H

Méthane Éthène Éthyne

Liaisons covalentesLiaisons covalentesénergie de liaison

• énergie de liaison : énergie pour briser une liaison• liens multiples + forts que liens simples• MAIS lien + fort que lien (recouvrement)

énergie de liaison

Liaisons covalentesLiaisons covalentesén

ergi

e d

e lia

ison

éner

gie

de

liais

on

• longueur de liaison : distance moyenne entre deux atomes d’une liaison• + le lien est court, + il est fort

Expliquez :

Liaisons covalentesLiaisons covalentes

Électronégativité : Électronégativité : impact sur les impact sur les liaisons covalentesliaisons covalentes

IAIA IIAIIA IBIB IIBIIB IIIAIIIA IVAIVA VAVA VIAVIA VIIAVIIA

HH

2,12,1

LiLi

1,01,0

BeBe

1,51,5

BB

2,02,0

CC

2,52,5

NN

3,03,0

OO

3,53,5

FF

4,04,0

NaNa

0,90,9

MgMg

1,21,2

AlAl

1,51,5

SiSi

1,81,8

PP

2,12,1

SS

2,52,5

ClCl

3,03,0

KK

0,80,8

CaCa

1,01,0

BrBr

2,82,8

II

2,52,5

Électronégativité croissante

Électronégativité croissante

Électronégativité : force d’attraction du noyau sur les électrons

Électronégativité : Électronégativité : impact sur les impact sur les liaisons covalentesliaisons covalentes

Liaisons covalentes polairesLiaisons covalentes polaires

Dans la plupart des liaisons organiques, les Dans la plupart des liaisons organiques, les électrons ne sont pas symétriquement partagés électrons ne sont pas symétriquement partagés => liaisons covalentes polaires (électronégativité)=> liaisons covalentes polaires (électronégativité)

La répulsion des électrons régit la configuration La répulsion des électrons régit la configuration des molécules (exemples: BeCldes molécules (exemples: BeCl22, BCl, BCl33 et CH et CH44))

A+ : B-

NB La polarisation peut être ressentie à plusieurs atomes de distance : effet inductif.

« Continuum » du type de « Continuum » du type de liaisonliaison

Type de liaison

lien ionique lien covalent polaire lien covalent non-polaire

( ) = différence d’électronégativité

KF NaCl O-H N-H C-H C-C(3,2) (2,1) (1,4) (0,9) (0,4) (0,0)

( ) > 2,0 ( ) 0,3 ou 0,4 -2,0 ( ) < 0,3 ou 0,4

Configuration des moléculesConfiguration des molécules

1.4 STRUCTURES DE LEWIS1.4 STRUCTURES DE LEWIS RÈGLE 1: Dessiner le squelette de la RÈGLE 1: Dessiner le squelette de la

moléculemolécule RÈGLE 2: Compter le nombre d’électrons de RÈGLE 2: Compter le nombre d’électrons de

valence disponiblesvalence disponibles RÈGLE 3: Représenter chacune des liaisons RÈGLE 3: Représenter chacune des liaisons

covalentes par deux électrons appariés, en covalentes par deux électrons appariés, en veillant à attribuer au plus grand nombre veillant à attribuer au plus grand nombre d’atomes possible un entourage électronique d’atomes possible un entourage électronique réalisant l’octet (sauf H => 2 é)réalisant l’octet (sauf H => 2 é)

RÈGLE 4: Attribuer la charge formelle de RÈGLE 4: Attribuer la charge formelle de chaque atome au sein de la moléculechaque atome au sein de la molécule

Gilbert N. Lewis1874(Mass., USA)-1946

STRUCTURES DE LEWIS (suite)STRUCTURES DE LEWIS (suite)

EXCEPTIONS: EXCEPTIONS: 1.1. Espèces contenant un nombre impair d’é (e.g. Espèces contenant un nombre impair d’é (e.g.

l’oxyde d’azote, le radical méthyle)l’oxyde d’azote, le radical méthyle)2.2. Certains composés des éléments du début de la Certains composés des éléments du début de la

seconde période, tels BeHseconde période, tels BeH22 et BH et BH33 accusent une accusent une déficience en é de valencedéficience en é de valence

3.3. Au delà de la seconde période les éléments Au delà de la seconde période les éléments peuvent être entourés par plus de 8 é peuvent être entourés par plus de 8 é (expansion de la couche de valence) e.g. P et S(expansion de la couche de valence) e.g. P et S

Structure de KéluléStructure de Kélulé

Charge formelle d’un atome = (nbre d’é de valence d’un atome lorsqu’il n’est pas lié) – (nbre d’é que cet atome possède lorsqu’il est lié) = (nbre d’é de valence) – (nbre d’é non-liants + ½ nbre d’é liants)

(un atome possède en entier tous ses é non-liants et possède à moitié ses é formant des liaisons)

Friedrich AugustKekulé

1829(Darmstadt(Allem.)-1896

1.5 STRUCTURES DE RÉSONANCE1.5 STRUCTURES DE RÉSONANCE

La vraie structure de l’ion carbonate n’est ni A, B ou C mais un hybride (un mélange de A, B et C).L’hybride de résonance a toujours la même structure en tout temps (les é ne sont pas statiques !) et n’alterne pas d’une structure de résonance à l’autre.

longueurs de liaisons CO identiques (1,28Å)C-O 1,43ÅC=O 1,20Å

1.5 STRUCTURES DE RÉSONANCE1.5 STRUCTURES DE RÉSONANCE

La délocalisation d’électrons est énergétiquement favorable. L’espèce hybride (où les électrons sont délocalisés) est énergétiquement favorisé vs chacune des structures de résonances contributrices.

1.5 STRUCTURES DE RÉSONANCE1.5 STRUCTURES DE RÉSONANCE

Ne pas confondre avec (utilisé que si les atomes sont déplacés et que les espèces diffèrent d’au moins une liaison )

STRUCTURES DE RÉSONANCE (suite)STRUCTURES DE RÉSONANCE (suite)

STRUCTURES DE RÉSONANCE (suite)STRUCTURES DE RÉSONANCE (suite)

Qu’est-ce que la résonance ?Lorsque plus d’un diagramme de Lewis peut être écrit pour une molécule ou ion. Lorsque cela se produit, la vraie structure est un mélange de tous ces différents diagrammes.

Chacune des structures n’existent pas ! Ce qui existe, un « hybride de résonance ».

Par contre, lorsque la charge est répartie sur des atomes différents, certains diagrammes peuvent contribuer plus à l’hybride de résonance.

STRUCTURES DE RÉSONANCESTRUCTURES DE RÉSONANCELA PLUS CONTRIBUTIVELA PLUS CONTRIBUTIVE

CRITÈRE 1. Les structures présentant un CRITÈRE 1. Les structures présentant un nombre maximal d’octets sont nombre maximal d’octets sont préférentiellespréférentielles

CRITÈRE 2: Les charges doivent être CRITÈRE 2: Les charges doivent être situées de préférence sur des atomes en situées de préférence sur des atomes en concordance avec leur électronégativitéconcordance avec leur électronégativité

CRITÈRE 3: Les structures préférées sont CRITÈRE 3: Les structures préférées sont celles où la séparation des charges est celles où la séparation des charges est minimaleminimale

(par ordre d’importance)

STRUCTURES DE RÉSONANCESTRUCTURES DE RÉSONANCELA PLUS CONTRIBUTIVELA PLUS CONTRIBUTIVE

CRITÈRE 1. Les structures présentant CRITÈRE 1. Les structures présentant un nombre maximal d’octets sont un nombre maximal d’octets sont préférentiellespréférentielles

RC

O

RC

O

STRUCTURES DE RÉSONANCESTRUCTURES DE RÉSONANCELA PLUS CONTRIBUTIVELA PLUS CONTRIBUTIVE

CRITÈRE 2: Les charges doivent être CRITÈRE 2: Les charges doivent être situées de préférence sur des atomes en situées de préférence sur des atomes en concordance avec leur électronégativitéconcordance avec leur électronégativité

O

CH2

O

CH2

STRUCTURES DE RÉSONANCESTRUCTURES DE RÉSONANCELA PLUS CONTRIBUTIVELA PLUS CONTRIBUTIVE

CRITÈRE 3: Les structures préférées CRITÈRE 3: Les structures préférées sont celles où la séparation des charges sont celles où la séparation des charges est minimaleest minimale

STRUCTURES DE RÉSONANCESTRUCTURES DE RÉSONANCE

Les molécules neutres ont aussi des structures de résonance

1.6 ORBITALES ATOMIQUES1.6 ORBITALES ATOMIQUES

L’électron est décrit par des L’électron est décrit par des équations d’ondeéquations d’onde

La relation de de Broglie décrit la La relation de de Broglie décrit la longueur d’onde d’une particule en longueur d’onde d’une particule en mouvement en fonction de sa mouvement en fonction de sa masse et de sa vitessemasse et de sa vitesse

Louis De Broglie1892(Dieppe, France)-1987

MÉCANIQUE QUANTIQUEMÉCANIQUE QUANTIQUE

La théorie qui décrit le mouvement de l’électron La théorie qui décrit le mouvement de l’électron est appelé est appelé mécanique quantiquemécanique quantique. Les équations . Les équations qui y sont développées, les qui y sont développées, les équations d’ondeéquations d’onde, , présentent une série de solutions qu’on appelle présentent une série de solutions qu’on appelle des des fonctions d’ondesfonctions d’ondes ( ().).

Les carrés (Les carrés (22) de ces valeurs pour chaque point ) de ces valeurs pour chaque point de l’espace expriment la de l’espace expriment la probabilité de probabilité de présenceprésence d’un électron en ce dit point. Ce sont d’un électron en ce dit point. Ce sont les orbitalesles orbitales

Présence de noeudslobes

ORBITALES ATOMIQUES (suite)ORBITALES ATOMIQUES (suite)L’atome d’hydrogèneL’atome d’hydrogène

Pour le niveau 1, une seule « solution ». Orbitale 1s. Pas de nœud.(jamais + de 2 électrons par orbitale)

pas de noeud

ou

Ce qui nous intéressent à propos des orbitales : grosseur, (1,2,3 …), forme et direction (s,p)

Une orbitale décrit l’énergie et la probabilité de trouver un é

On s’intéresse à quoi ? Ce qu’elles ont l’air !

ORBITALES ATOMIQUESORBITALES ATOMIQUESNiveau 2Niveau 2

+ et -, ce ne sont pas les charges de l’orbitale (l’orbitale est toujours chargée -), ça indique la «phase » de l’orbitale ; c’est dû aux maths !! pour l’instant, on n’en tient pas compte

1 noeud

4 solutions :- 1 orbitale s- 3 orbitales p

ou

Nœud ; probabilité d’y trouver un é = 0%.

ORBITALES ATOMIQUESORBITALES ATOMIQUESNiveau 2Niveau 2

Remplir les ORBITALES Remplir les ORBITALES ATOMIQUESATOMIQUES

1. Les orbitales de plus faible énergie sont 1. Les orbitales de plus faible énergie sont remplies avant celles de haute énergie (nbre remplies avant celles de haute énergie (nbre d’é dans un niveau : 2nd’é dans un niveau : 2n22).).

2. Aucune orbitale ne peut être occupée par 2. Aucune orbitale ne peut être occupée par plus de deux électrons d’après le principe plus de deux électrons d’après le principe d’exclusion de Pauli (é de spins opposés)d’exclusion de Pauli (é de spins opposés)

3. Les orbitales dégénérées, telles les 3. Les orbitales dégénérées, telles les orbitales orbitales pp, sont initialement occupées par un , sont initialement occupées par un électrons de même spin, ensuite trois électrons de même spin, ensuite trois électrons de spin opposé. => Règle de Hundélectrons de spin opposé. => Règle de Hund

Wolfgang Pauli1900(Vienne)-1958

(USA)

Friedrich Hund1896(Kalsruhe, All.)-1997

ORBITALES ATOMIQUESORBITALES ATOMIQUES

1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p …

ORBITALES ATOMIQUESORBITALES ATOMIQUES

1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p …

1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET 1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET LIAISONS COVALENTESLIAISONS COVALENTES

La théorie des orbitales moléculaires combine :- la propension des atomes à obtenir l’octet- la nature ondulatoire des électrons

Combinaison d’orbitales atomiques = orbitales moléculaires ?

1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET 1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET LIAISONS COVALENTES (lien H-H)LIAISONS COVALENTES (lien H-H)

H + H H H ou H H

+ ou

-à mesure de la formation du lien, libération d’E- + le recouvrement est bon et grand, + il y libération d’E jusqu’à ce que les noyaux se repoussent

1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET 1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET LIAISONS COVALENTES (lien H-H)LIAISONS COVALENTES (lien H-H)

0,74Å pour H-H

104 kcal/mol 104 kcal/mol = énergie de liaison =énergie nécessaire pour briser la liaison = énergie libérée lors de la formation du lien

1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET 1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET LIAISONS COVALENTES (lien H-H)LIAISONS COVALENTES (lien H-H)

Et la nature ondulatoire ?

Les orbitales sont conservées.

Nombres d’orbitales atomiques de départ = nombre d’orbitales moléculaires formées

Pour former H-H, on a mis 2 orbitales atomiques ensemble ! Donc, 2 orbitales moléculaires !

1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET 1.7 ORBITALES MOLÉCULAIRES ET LIAISONS COVALENTESLIAISONS COVALENTES

L’INTERACTION DE DEUX ORBITALES L’INTERACTION DE DEUX ORBITALES ATOMIQUE SIMPLESATOMIQUE SIMPLES

Si on donne 2E à H2, on a un é liant et un é anti-liant : ordre de liaison = 0. On brise la liaison.

*

*

LIAISONS ENTRE DES ORBITALES LIAISONS ENTRE DES ORBITALES ATOMIQUESATOMIQUES

F2, N2

psSigma.mov

ppSigma.mov

ppPi.mov

1.8 ORBITALES HYBRIDES1.8 ORBITALES HYBRIDESSP, SPSP, SP22 ET ET SPSP33

BeH2, Be 4é (donc appariés, incapables de faire un lien !), H 1é.BeH2 est linéaire.

orbitale sp, 180°, minimiser la répulsion électronique

SPSP22

BH3

SPSP33

Méthane, CH4, tétraèdre.

C8_METHA.MOV

SPSP33

Méthane, CH4, tétraèdre.

ÉTHANEÉTHANE

Que des liaisons Le méthane et l’éthane sont des molécules non-polaires.

C-C = 1,54ÅC-H = 1,10Å

C9_ETHA.MOV

AMMONIAC ET HAMMONIAC ET H22OO

ÉTHÈNE ET ÉTHYNE (ACÉTYLÈNE)ÉTHÈNE ET ÉTHYNE (ACÉTYLÈNE)

C-C = 1,33ÅC-H = 1,08Å

C-C = 1,20Å

C-H = 1,06Å

C10_ETHE.MOV

C11_ETHY.MOV

ÉTHÈNE ET ÉTHYNE (ACÉTYLÈNE)ÉTHÈNE ET ÉTHYNE (ACÉTYLÈNE)

Orientation des liaisonsOrientation des liaisons

Carbone saturée Carbone saturée (alcane)(alcane)

4 liaisons simples4 liaisons simples tétraèdretétraèdre 109°109°

Carbone éthylénique Carbone éthylénique (alcène)(alcène)

1 liaison double +1 liaison double +

2 liaisons simples2 liaisons simples

triangle équilatéral coplanairetriangle équilatéral coplanaire 120°120°

Carbone acétylénique Carbone acétylénique (alcyne)(alcyne)

1 liaison triple +1 liaison triple +

1 liaison simple1 liaison simple

colinéairecolinéaire 180°180°

Azote saturé (amine)Azote saturé (amine) 3 liaisons simples +3 liaisons simples +

1 paire d’é non-liants1 paire d’é non-liants

tétraèdretétraèdre ~ 109°~ 109°

Azote insaturé (imine)Azote insaturé (imine) 1 liaison double +1 liaison double +

1 liaison simple +1 liaison simple +

1 paire d’é non-liants1 paire d’é non-liants

triangle équilatéral coplanairetriangle équilatéral coplanaire ~ 120°~ 120°

Oxygène saturé Oxygène saturé (alcool)(alcool)

2 liaisons simples +2 liaisons simples +

2 paires d’é non-2 paires d’é non-liantsliants

tétraèdretétraèdre ~ 109°~ 109°

Oxygène insaturé Oxygène insaturé (carbonyle)(carbonyle)

1 liaison double +1 liaison double +

2 paire d’é non-liants2 paire d’é non-liants

triangle équilatéral coplanairetriangle équilatéral coplanaire ~ 120°~ 120°

1.9 STRUCTURES ET FORMULES DES 1.9 STRUCTURES ET FORMULES DES MOLÉCULES ORGANIQUESMOLÉCULES ORGANIQUES

NOTATION AVEC TIRETS ET COINSNOTATION AVEC TIRETS ET COINS

SOMMAIRESOMMAIRE

• loi de Coulomb• liaisons ioniques : attraction de deux ions opposés• liaisons covalentes : partage de deux électrons• liaisons polaires et non-polaires• énergie de liaison : énergie libéré lors de la formation d’un lien• structure de Lewis• règle de l’octet• formes de résonance (déplacement, mouvement d’é)• orbitales : endroit où « circule » les é

atomique (s,p,d), moléculaire (, ), hydride (sp, sp2, sp3)• remplissage des orbitales

+ bas niveau, 2 é max. par orbitale, spin opposé, un é dans chaque orbitale dégénérée

• nbre d’orb. atomique = nbre d’orb. moléc. (liante et anti-liante)

EXERCICESEXERCICES

Chapitre 1 Vollhardt

5ième édition (p. 46)21(a,b,d,e,f,g,h), 22, 23, 25, 27, 31, 32, 39, 40, 42, 46, 47, 48, 50.

4ième édition20 (a,b,d,e,f,g,h), 21, 22, 24, 26, 30, 31, 38, 39, 41, 43, 46, 47, 49.

3ième édition18 (a,b,d,e,f,g,h), 19, 20, 22, 24, 25, 26, 27, 34, 35, 37, 39, 42, 43, 45.