-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 1
I] Introduction
Les atomes peuvent interagir de plusieurs faons pour former des
agrgats. Grce des
exemples spcifiques, nous illustrerons les diffrents types de
liaisons chimiques.
I-/ Liaison chimique (seulement voque)
Lorsque le chlorure de sodium NaCl est dissous dans leau, il
conduit llectricit, ce qui
montre quil est constitu dions Na+ et Cl-.
Quand le sodium et le chlore ragissent, pour former NaCl, il y a
transfert dlectrons entre
les atomes de sodium et de chlore, ce qui entrane la formation
dions Na+ et Cl-, qui sagrgent pour
former NaCl solide.
Le systme a atteint le plus bas niveau nergtique possible.
Le caractre trs lectrongatif de latome de chlore, le caractre
trs lectropositif de
latome de sodium et la trs grande force dattraction entre des
ions trs rapprochs et de charges
opposes constituent la force agissante de ce processus.
On a l un exemple de liaison ionique.
Quand la diffrence dlectrongativit est au moins suprieure 2, les
deux lectrons sont
entirement accapars par latome le plus lectrongatif : on forme
alors une liaison ionique.
Il y a transfert dlectrons dun atome vers un autre atome et on a
alors formation dions
parfaitement individualiss. La liaison ne seffectue plus par
mise en commun de deux lectrons,
mais est due une attraction lectrostatique entre charges de
signes opposs.
Les liaisons ioniques sont moins solides que les liaisons
covalentes.
Il y a formation dun compos ionique quand un atome trs
lectrongatif ragit avec un
atome trs lectropositif. En dautres termes, un compos ionique
est le rsultat de la raction dun
mtal avec un non-mtal.
Dans la liaison ionique, il y a transfert complet du
doublet de liaison vers latome le plus lectrongatif.
Ce type de liaison ne fait pas lobjet de ce cours.
Mais comment une force de liaison peut elle exister entre deux
atomes atomiques ?
I-/ Liaison covalente
Prenons lexemple de la molcule de dihydrogne 2.
Entre deux atomes H, il peut priori se manifester 2 types
dinteractions :
Des forces de rpulsion lectron-lectron et noyau-noyau
(proton-proton), facteur
dfavorable la formation de liaison.
Des forces dattraction entre llectron de lun et le noyau de
lautre, facteur
favorable la formation de liaison.
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 2
Il y aura formation de liaison entre les deux atomes dhydrogne
si lnergie totale du
systme 2 diminue par rapport celle des atomes H isols.
Si deux atomes dhydrogne se rapprochent, ils vont dabord
sattirer, puis se repousser.
Cest ce que lon voit lorsque lon reprsente la variation de
lnergie potentielle de deux
atomes dhydrogne en fonction de la distance qui les spare ;
Au fur et
mesure que les deux
atomes se rapprochent
lun de lautre,
lnergie diminue,
jusqu ce que la
distance soit de
0,74.
Ensuite, elle
augmente en raison de
la rpulsion que les
deux noyaux exercent
lun sur lautre.
On voit que, pour une distance dtermine gale 0,74, lnergie
potentielle est
minimale, ce qui correspond un tat stable selon le principe de
la thermodynamique.
ltat le plus stable, pour deux atomes dhydrogne, correspond la
formation dune
molcule , avec une distance interatomique ou internuclaire d = ,
.
Cette distance est la longueur de la liaison chimique H-H,
rsultant dune interpntration
des orbitales atomiques des deux atomes dhydrogne, qui avaient
initialement, ltat datomes
isols, un rayon atomique 0= 0,53.
Ce type de liaison, o la distribution lectronique le long de la
liaison est parfaitement
symtrique, est appel liaison covalente.
La liaison covalente parfaite est tablie par mise en commun de
deux lectrons, chacun
appartenant un atome. Les 2 atomes se partagent les lectrons de
faon gale. Ils sont identiques
ou de mme lectrongativit.
La moiti de la distance interatomique correspond au rayon
covalent de latome
dhydrogne, c'est--dire au rayon de latome dhydrogne lorsquil est
engag dans une liaison
covalente.
Lnergie correspondante mise en jeu 458 . 1 est lnergie libre
quand la
molcule se forme. On parle de EP, nergie de liaison +458 . 1 :
cest lnergie quil faut
fournir pour casser la liaison dans la molcule gazeuse 2 et
obtenir deux lectrons H isols gazeux.
I-/ Liaison covalente polaire
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 3
Entre ces deux types de liaisons, qui sont des cas extrmes, on
trouve des cas
intermdiaires : les atomes ny sont pas diffrents au point quil y
ait transfert complet dlectrons
dun atome vers lautre, mais suffisamment diffrents pour quil y
ait partage ingal dlectrons.
On a alors une liaison covalente polaire, aussi appele liaison
covalente partielle ou liaison
ionique partielle.
La liaison covalente polarise prsente une dissymtrie de
distribution lectronique le long
de la liaison : le nuage lectronique est dport vers latome le
plus lectrongatif.
La dissymtrie est dautant plus grande que la diffrence
dlectrongativit est plus leve.
La polarisation de la liaison entrane lcriture de charges
partielles + ou , lorigine dun
moment lectrique dit dipolaire - permanent.
Exemples : HF, H2O
On ne forme ce type de liaison que si la diffrence
dlectrongativit entre les deux atomes
est faible (
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 4
II] Caractre ionique partiel (CIP) dune liaison polarise
Dans une molcule de type AB o les atomes A et B ont des
lectrongativits diffrentes, la
liaison est une liaison covalente polarise.
Lattraction lectrostatique exprimentale entre les atomes A et B
partiellement chargs est
suprieure celle prvue thoriquement.
Plus la diffrence dlectrongativit est grande entre A et B, plus
le caractre ionique de la
liaison est important. Plus elle est faible, plus le caractre
covalent de la liaison est important.
Une molcule AB qui prsente un foyer de charge positive et un
foyer de charge ngative est
dite dipolaire et a un moment dipolaire - moment lectrique entre
deux ples -. Places dans un
champ lectrique, ces molcules adoptent une position
particulire.
Ce caractre dipolaire est reprsent par une flche dirige vers le
foyer ngatif. (en
physique, convention inverse).
Exemple : HCl
On comprend donc que toute liaison de covalence polarise
possdera un certain caractre
ionique partiel (CIP) suivant la valeur de comprise entre 0 100%
ou 0 100% .
Le caractre partiel ionique est donn par la relation :
=
=
()
()=
O est le moment dipolaire thorique que prsenterait la liaison si
elle tait
100% ionique.
est le moment dipolaire exprimental et est gal
d est la longueur de la liaison
est la charge partielle de chaque atome
e est la charge lmentaire
est exprim en C.m (Coulomb par mtre) dans la systme SI ou D
(Debye).
1D = 1029
3 . = 3,34. 1030.
Les molcules polyatomiques peuvent galement prsenter un moment
dipolaire.
Leau, H2O, lammoniac NH3, soumises un champ lectrique, se
comportent comme si elles
avaient un foyer de charge positive et un de charge ngative.
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 5
Certaines molcules ont des liaisons polaires sans prsenter
toutefois de moment dipolaire.
Ceci se produit quand les polarits des liaisons individuelles
sont places de faon sannuler.
Places dans un champ lectrique, ces molcules nadoptent aucune
position particulire.
Exemples : SO3 et CH4
Les lectrongativits de S / O / C / H sont respectivement 2,5 /
3,5 / 2,5 et 2,1. Les liaisons
SO et CH sont donc polaires. Mais les moments dipolaires sont
disposs de faon symtrique et de
mme norme ; ils sannulent.
III] Thorie des lectrons localiss
Nous venons dtudier les caractristiques gnrales de la thorie de
la liaison chimique,
appliques des liaisons individuelles.
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 6
Nous allons tudier une thorie spcifique pour dcrire la liaison
covalente. Cette thorie
sapplique aux molcules complexes et permet aux chimistes
dexpliquer et dorganiser la grande
varit des phnomnes chimiques.
Cest la thorie des lectrons localiss, selon laquelle les
molcules sont composes
datomes retenus ensemble par partage de doublets dlectrons des
orbitales atomiques des atomes
lis.
Les paires dlectrons de la molcule sont situs :
Soit dans lenvironnement dun atome donn. On parle alors de
doublets libres.
Soit entre les deux atomes. On parle alors de doublets
liants.
Cette thorie sapplique en trois tapes :
Description de lagencement des lectrons de valence dans la
molcule laide des
diagrammes de Lewis.
Prvision des caractristiques gomtriques de la molcule grce la
thorie de
rpulsion des paires dlectrons de valence.
Description des orbitales atomiques utilises par les atomes pour
partager des
lectrons ou former des doublets libres.
IV] Thorie de Lewis et rgle de loctet
IV-/ La liaison selon Lewis.
Lewis (physicien amricain, 1875-1946) supposa que la cration
dune liaison tait
due la mise en commun de deux lectrons clibataires (c'est--dire
non apparis) pour
former un doublet lectronique.
La reprsentation de Lewis est relative chacun des atomes dun
compos donn
et ne prend en compte que les lectrons de la couche externe,
dits de valence .
Des atomes, lectriquement neutres, avec des sous-couches
lectroniques externes
incompltes, sattirent fortement.
La liaison entre atomes se fait par mise en commun dun doublet
dlectrons, chaque
atome fournissant un lectron (liaison covalente). Chaque lectron
est symbolis par un
point, chaque liaison par un tiret.
On distingue les doublets partags (liants) assurant les liaisons
et les doublets non
partags (non-liants) pour chaque atome du compos.
Lorsque les atomes mettent en commun plus dun doublet dlectrons,
ils forment
des liaisons multiples.
Lobservation de milliers de molcules a permis de constater que
lorsque des
lments forment des composs stables, ils gagnent, perdent ou
partagent des lectrons,
de telle sorte que la configuration lectronique de leur couche
externe soit semblable
celle du gaz rare le plus proche dans le tableau priodique.
Exemples :
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 7
H Z = 1 1s1
Dans la molcule H2, chaque atome dhydrogne parat avoir deux
lectrons.
He Z = 2 1s He :
LHlium He ne forme pas de liaison puisque sa couche externe est
sature.
F Z = 9 1s2s2p5
Chaque atome de fluor parat entour de 8 lectrons, mais chaque
atome de fluor
partage 2 lectrons avec lautre. Ces deux lectrons forment un
doublet liant, les autres
forment des doublets non liants.
Ne Z = 10 1s2s2p6
Ne a 8 lectrons priphriques ; il ne forme pas de liaison.
IV-/ Rgle de loctet
Lorsque des lments forment des composs, ils gagnent, perdent ou
partagent des
lectrons, de telle sorte que leur configuration lectronique
externe soit semblable celle du
gaz rare le plus proche dans le tableau priodique.
Les atomes tendent acqurir une structure stable avec huit
lectrons sur leur
couche externe, sauf pour lhydrogne qui tend avoir deux
lectrons, ressemblant alors au
gaz rare qui le suit sur la 1re priode : lhlium (rgle du
doublet).
Cette rgle est en fait limite, en toute rigueur, aux lments de
la 2me priode, de C
F.
Ds la 3me priode, les lments peuvent mettre en jeu les orbitales
ou 1
lors de la cration de liaisons.
Les gaz rares sont dj dans un tat stable, c'est--dire avec une
couche superficielle
sature 8 lectrons. Ils ne forment donc pas de molcules, selon
cette thorie. A ltat
de corps simple, ce sont des gaz monoatomiques.
Rgles dcriture du diagramme de Lewis :
Faire la somme des lectrons de valence de tous les atomes.
Utiliser un doublet dlectrons pour crer une liaison entre chaque
paire
datomes lis
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 8
Rpartir les lectrons restant de faon ce que lhydrogne respecte
la
rgle du doublet et les atomes de la 2me priode, la rgle de
loctet, en crant, si
ncessaire, des liaisons multiples entre atomes.
Exemples :
H2O : O parat entour de 8 lectrons et H de 2 lectrons
CO2 : On forme une liaison entre O et chaque atome C :
On rpartit ensuite les lectrons rsiduels de faon respecter la
rgle de loctet pour
chaque atome, en procdant par ttonnement.
Chaque atome doxygne parat entour de 8 lectrons, mais le carbone
nest entour que
de 4 lectrons. On suppose alors quil y a deux doublets liants
entre C et chaque atome doxygne.
Quand on crit le diagramme de Lewis, il importe peu de savoir de
quels atomes proviennent
les lectrons. La molcule est une nouvelle entit qui utilise tous
les lectrons de valence pour
atteindre le plus bas niveau nergtique possible. Les lectrons de
valence appartiennent donc
plutt la molcule quaux atomes.
Autres exemples :
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 9
IV-/ Exceptions la rgle de loctet pour des lments de la deuxime
priode.
Les lments de la deuxime priode ne mettent jamais en jeu plus de
8 lectrons selon
cette thorie. Leur couche = 1 est sature 2 lectrons et la couche
= 2 ne peut acceter plus de
8 lectrons.
Les lments de la deuxime priode N, C, O et F sont considrs comme
des lments qui
respectent toujours la rgle de loctet.
Les lments de la deuxime priode B et Be mettent souvent en jeu
moins de 8 lectrons
dans les composs o ils interviennent.
Exemples :
Le modle a) respecte la rgle de loctet mais le b) semble le
mieux reprsenter la ralit,
mme si des tudes rcentes ont montr que la double liaison pouvait
jouer un rle important dans
BF3. En effet, le modle b) permet dexpliquer le fait que BF3
ragit avec des espces riches en
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 10
lectrons, laissant penser quil existe une case quantique externe
vide. Une telle molcule est avide
dlectrons. Elle constitue un acide de Lewis.
IV-/ Exceptions la rgle de loctet pour des lments partir de la
3me priode
A partir de la 3me priode, les lments mme sils sont souvent rgis
par la rgle de loctet,
peuvent accepter plus de 8 lectrons sur leur couche externe :
les lectrons occupent les orbitales
externes encore inoccupes.
Quand on dcrit le diagramme de Lewis dune molcule, on applique
dabord la rgle de
loctet chacun des atomes. Sil reste des lectrons, on les rpartit
entre les lments qui possdent
des orbitales externes non occupes.
Exemples :
SF6 S : Z=16 F : Z=9 valences respectives de S et F : 6 et 7
Une des dfinitions de la valence est quelle correspond au nombre
dlectrons sur la couche
externe.
F respecte la rgle de loctet et S parat entour de 12 lectrons.
Il y a dpassement de la
rgle de loctet pour S, lment de la 3me priode, ce qui est
possible en raison de la prsence
dorbitales 3 vides pour le soufre.
PCl5 P : Z=15 Cl : Z=17 valences respectives de P et Cl : 5 et
7
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 11
IV-/ Remarques
Si lon considre une des dfinitions de la valence comme tant le
nombre dlectrons
clibataires sur la couche externe, on constate que lexistence de
certaines molcules ne peut tre
comprise que si lun des atomes est dans un tat excit : un
lectron de la couche externe est
dsappari et envoy dans une case vide du mme sous niveau
nergtique ou dun sous niveau
dnergie suprieur, sur cette mme couche externe.
La rgle de loctet est respecte
La valence 4 correspond en principe ltat excit de latome, donc
un tat moins stable.
Mais la valence 4 reprsente ici nest quune tape virtuelle : elle
sert expliquer la formation de la
molcule CH4.
On considre que la possibilit de former un nombre de liaisons
suprieur celui prvisible
partir de la valence compense lnergie virtuelle ncessaire
lobtention dune valence suprieure.
Si lon a plus de 4 liaisons former il fut avoir plus de 4
lectrons clibataires.
On en dsapparie pour les envoyer dans des sous niveaux externes
. Ceci nest donc
possible qu partir des lments de la 3me priode du tableau
priodique, puisque les orbitales
nexistent que si 3.
La rgle de loctet nest pas respecte : P parat tre entour de 10
lectrons (schma vu
avant).
Pour les atomes ayant moins de 4 lectrons de valence, il est
difficile de respecter la rgle de
loctet :
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 12
3 doublets liants atout de Al et une case vide, qui constitue
une lacune lectronique ; il parat
ntre entour que de 6 lectrons. La rgle de loctet nest pas
respecte.
Une telle molcule est avide dlectrons. Elle constitue un acide
de Lewis.
On a le mme cas que BF3 ; B et Al, atomes centraux de la
molcule, appartiennent au
groupe IIIA et F et Cl appartiennent au groupe VIIA.
Il existe une autre manire davoir une lacune lectronique : cest
de la crer, de faon
expliquer lexistence dun compos.
Exemple : SO2
O Z=8 1s2s2p4
S Z=16 1s2s2p63s3p4
Le soufre S est priori divalent, comme loxygne. Une famille de
Lewis qui respecterait ce
caractre divalent ne pourrait satisfaire au caractre lui aussi
divalent des atomes doxygne :
Nous sommes donc conduits faire apparatre des charges formelles,
ce qui nous donne la
reprsentation ci-dessous :
Mais la rgle de loctet ny est pas respecte pour S.
De plus, lusage historique est de minimiser le nombre de charges
formelles dans une
molcule, si cela est possible. Nous pouvons crire au moins deux
autre formules de Lewis.
2me formule : on cre une case quantique vide sur lun des atomes
doxygne puis on
attribue un caractre divalent lautre atome doxygne et un
caractre trivalent latome de
soufre :
Cration dun oxygne excit, O*, avec une lacune :
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 13
Cest ce que lon appelle deux formes msomres limites : on passe
dune forme limite une
autre par dplacement du doublet lectronique.
Dans cette 2me formule, le soufre satisfait la rgle de loctet,
mais la symtrie de la
molcule SO2 nest pas respecte.
3me formule : on attribue un caractre divalent aux deux atomes
doxygne et ttravalent
latome de soufre :
Cette troisime reprsentation est symtrique, ne prsente pas de
charges partielles, mais le
soufre dpasse la rgle de loctet. Il parat entour de 10
lectrons.
A partir de la 3me priode, mme sils sont souvent rgis par la
rgle de loctet, les lments
peuvent accepter plus de 8 lectrons sur leur couche externe :
les lectrons occupent les orbitales
externes encore inoccupes.
Cette troisime reprsentation est la plus contributive, bien que
la rgle de loctet y soit
dpasse, car elle ne prsente pas de charge formelle.
V] Rsonance ou msomrie
Cette notion concerne certaines molcules comportant au moins une
double liaison
covalente. Nous verrons par la suite que les 2 liaisons dune
double liaison nont pas les mmes
caractristiques : lune est appele liaison lautre liaison .
La ractivit de certains composs est telle quune formule de
Lewis, o les lectrons sont
localiss entre deux atomes, ne peut suffire dcrire la rpartition
des lectrons.
Parfois on peut trouver plus dun diagramme de Lewis applicable
une molcule donne ;
des lectrons sont dlocaliss ; ils peuvent se dplacer dans
lensemble de la molcule.
On a recours des formules limites de rsonance ou msomres, o les
distributions
lectroniques diffrent par la rpartition des doublets de liaison
entre atomes.
Il y a dlocalisation des deux lectrons de la liaison sur plus de
2 atomes, au sein de
certaines molcules dite insatures.
De faon gnrale, plus un compos prsente de formules msomres, plus
il est stable.
Exemple :
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 14
Pour lion nitrate 3, lexprience montre que les liaisons NO ont
des longueurs
intermdiaires entre celle dune simple liaison et dune double
liaison = .
La force de liaison NO est galement intermdiaire entre celle
dune simple et dune double
liaison NO.
On propose donc une volution de la thorie de Lewis o la double
liaison = nest pas
localise. Trois reprsentations sont possibles :
Lion nitrate existe sous forme qui est la moyenne de ces trois
reprsentations. On dit
quil y a rsonance.
Les formes limites sont connectes par des flches double
pointe.
On appelle rsonance, ou msomrie, le phnomne qui dlocalise les
deux lectrons sur
plus de 2 atomes, au sein de certaines molcules dites insatures.
On obtient plusieurs formes
limites, dont aucune na de ralit physique ; la molcule relle est
une moyenne dite hybride de
rsonance entre les formes limites. Lcriture des formes msomres
ne peut senvisager que dans
une structure gomtriquement plane.
On peut procder de la mme manire pour dcrire dautres molcules
planes dont la
description laide de la thorie des lectrons localiss exige le
recours aux structures de rsonance.
V-/ Composs organiques
Ce sont les composs du carbone dans lesquels cet lment chimique
peut tre li
lhydrogne, loxygne, lazote, plus rarement le soufre, le
phosphore et le chlore. Il peut former des
liaisons simples, doubles ou triples :
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 15
Pour les composs du carbone, on observe un phnomne de rsonance
lectronique au sein
des molcules qui comportent au moins 2 doubles liaisons spares
par une simple (elles sont dite
conjugues).
Exemples :
Benzne C6H6
En ralit, la molcule de benzne a 6 liaisons carbone/carbone
identiques de longueur 1,4,
alors que les liaisons = et ont respectivement des longueurs de
1,34 et 1,54.
Les 6 lectrons, qui forment les 3 liaisons , sont en fait
dlocaliss sur le cycle carbon, cest
pourquoi on reprsente la molcule de benzne ainsi :
Les orbitales molculaires , (schma b), rsultent du recouvrement
des six orbitales
atomiques de type p schmatises en a :
Butadine-1,3 : C4H6 2 = = 2
La molcule de butadine a elle aussi 3 liaisons identiques de
longueur intermdiaire entre la
longueur dune liaison et celle dune liaison = .
Donc, les 4 lectrons sont rpartis uniformment le long de la
chane carbone.
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 16
V-/ Composs inorganiques
1er exemple : lion carbonate32
Exprimentalement, on constate que les 3 liaisons de lion
carbonate sont de
longueurs identiques, gale 1,31, distance intermdiaire entre
(1,47) et = (1,22).
Soit sous la forme dun hybride de rsonance :
Il y a rsonance entre les formes limites, o les 2 lectrons de la
double liaison sont
dlocaliss entre les 4 atomes.
2me exemple : un ion carboxylate : lactate 32
V-/ Critres de choix des formes msomres les plus stables
De nombreuses molcules peuvent tre dcrites par des formes de
rsonance qui ne sont
pas quivalentes.
Lcriture des formes msomres limites se fait aprs criture de la
formule de Lewis de
latome ou de lion. On ne dplace que des doublets lectroniques
(exceptionnellement un lectron
clibataire).
Les atomes occupent les mmes places dans la formule
dveloppe.
Lcriture des formes msomres ne peut senvisager que dans une
structure
gomtriquement plane.
Pour savoir si une formule msomre aura, priori, une contribution
notable, on raisonne
sur la stabilit quaurait cette entit hypothtique.
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 17
Les critres de choix des structures majoritaires, aussi appeles
structures de rsonance les
plus contributives, sont les suivants :
A : Les structures prsentant un nombre maximum doctets sont les
plus contributives
B : Le poids statistique dune formule msomre est dautant plus
grande quelle est neutre.
Mais cette rgle nest pas prioritaire par rapport la rgle du
nombre maximum doctets.
Nanmoins, si on envisage la formation de charges formelles, plus
les charges sont loignes
les unes des autres et moins elles sont nombreuses, plus le
poids statistique dune forme msomre
augmente (tout en restant faible par rapport aux formes sans
cration de charges.
Exemple : acide formique
C : une charge multiple positive ou ngative sur un atome conduit
une forme msomre
peu probable.
D : les charges des atomes doivent tre en accord avec leur
lectrongativit. Mais cette
rgle nest pas prioritaire par rapport la rgle du nombre maximum
doctets.
Exemple : lion nolate 2
Les deux structures de rsonance diffrent par lemplacement de la
double liaison et de la
charge.
La 1re structure est la plus stable car llectrongativit de
O(3,5) est suprieure celle de
C(2,5).
Mais cette rgle nest pas prioritaire par rapport la rgle du
nombre maximal doctets. En
effet, pour le cation nitrosyle + :
Llectrongativit de O(3,5) est suprieure celle de N(3) ; on
pourrait donc penser que la
forme de droite majoritaire ; mais N et O respectent tous deux
la rgle de loctet dans la forme de
gauche. Donc la forme de gauche est majoritaire.
-
La liaison chimique
Architecture molculaire Semestre 1 Chapitre 4 Page 18
E : La valence maximum dun lment ne doit pas tre dpasse
(en particulier, il ne peut y avoir plus de 4 doublets dlectrons
autour dun lment de la
2me priode qui ne possde pas de case d). Autrement dit, la
valence maximale correspond au
nombre de cases quantiques sur la couche externe, y compris les
cases vides.
F :Le spin global du compos doit tre conserv : si lentit est
diamagntique (aucun
lectron clibataire), aucune forme msomre ne doit faire apparatre
dlectrons clibataires.
