Faculté de MédecinePierre-et-Marie-Curie

Pitié-Salpêtrière

PAES

La CHIMIE GENERALELa CHIMIE GENERALEde l’UE1de l UE1

Pr. Antoine GEDEON

1

PAESPAESLa CHIMIE GENERALE

Pitié-Salpêtrière

La CHIMIE GENERALEde l’UE1

Chapitre 2:Chapitre 2:LIAISONS CHIMIQUESLIAISONS CHIMIQUES

Cours 2

2

CHAPITRE II : LIAISONS CHIMIQUES

P ti 1Partie 11. Liaisons chimiques impliquées dans l’édification d’une structure

moléculaire.a) Liaisons fortes par échange d’électrons.) p g

b) Liaisons faibles .

2. Géométrie des molécules.

3. Théorie des orbitales moléculaires.

Partie 24 Isomérie Chiralité Effets électroniques

Partie 24. Isomérie, Chiralité , Effets électroniques.

CHAPITRE II : LIAISONS CHIMIQUES

1 Li i COVALENTES

Partie 11. Liaisons COVALENTES.

1.1. Schéma de Lewis.

• Schéma de Lewis d’un atome.Chaque atome est entouré d’un nombre de points égal au nombre d’électrons

d l E H Clde valence. Ex: H. ; Cl

• Schéma de Lewis d’une molécule.Les atomes s’unissent en mettant chacun en commun un ou plusieurs électrons

1.2. Règle de l’octet: règle qui stipule que les atomes tendent à se combiner def à l h t f 8 él t

Les atomes s unissent en mettant chacun en commun un ou plusieurs électronsappartenant à leur couche de valence. Ex: H H

façon à ce que leur couche externe renferme 8 électrons

• Chaque atome engagé dans une liaison cherche à acquérir la configurationél i d i l i d l l ifi i é i diélectronique du gaz rare qui le suit dans la classification périodique

• Gaz rares ⇒ Configuration stable ⇒ Huit électrons sur la couche externe

(sauf pour He : 2 électrons) ⇒ OCTET

4Cette règle est au moins respectée dans les deux premières périodes du tableau

(sauf pour He : 2 électrons) ⇒ OCTET

1.3. Types de liaisons.

1) Liaison covalente simple: Δ EN faible < 2 (EN = électronégativité).

C’est une mise en commun d’un doublet d’électrons entre deux atomesidentiques ou ayant des électronégativités voisines.Chacun des deux atomes fournit un électron de sa couche externe.

A B A B ou A B (schéma de Lewis)

Cl Cl

Exemples.1- Formation de la molécule de dichlore Cl2 :17Cl : .... / 3s2 3p5 ⇒ 7 électrons de valence

Cl Cl Cl Cl Cl Clou

2 F ti d l lé l d’ i NH N / 2 2 2 3 5 él t d l

H N H H N H

2 Formation de la molécule d’ammoniac NH3 : 7N : .… / 2s2 2p3 ⇒ 5 électrons de valence

5H

H N H

H

H N

H

H H N H

H H

Les doublets assurant des liaisons ⇒ doublets liantsLes doublets assurant des liaisons ⇒ doublets liants.

Les doublets n’assurant pas de liaison ⇒ doublets non liants ou doublets libres.

6

Comment écrire correctement une structure d L i ?de Lewis?

1. Nombre total de doublets dans la molécule:

[ ] charge la de algébrique valeurvalence électrons nbredoubletsdeglobalNombre

−∑

1. Nombre total de doublets dans la molécule:

2doublets de global Nombre = ∑

tltd atomes les tous de

H N H

[ ]2

0(3x1)(1x5) −+H

2

attendusdoublets4=7

attendusdoublets 4=

Exemple. l’hydrure de bore BH3,

5B : .... / 2s2 2p1 ⇒ 3 électrons de valence B2s2 2p1

2s2 2p1 2s1 2p2

le bore possède une orbitale restée vide : c’est une lacune électronique. B

H B H H B H

HH

La formation de liaisons ne conduit pas nécessairement à la saturation de lacouche externe par huit électrons (configuration de gaz rare).

8Il peut subsister dans la molécule des cases vides (orbitales) sur certains atomes.

• Liaisons covalentes multiples

Exemples Le dioxygène : OO

liaison π (pi)

O OExemples. - Le dioxygène : OO

liaison σ (sigma)

O O

HC O

liaison σ (sigma)

C O

H

H HC C

H H

9

• Liaisons covalentes multiples

Exemples Le dioxygène : OO

liaison π (pi)

O OExemples. - Le dioxygène : OO

liaison σ (sigma)

O O

Les deux liaisons σ et π ne sont pas de même nature.Elles ont des énergies différentes

liaison σ (sigma)

Elles ont des énergies différentes.

1 liaison σ

- Le diazote : et

2 liaisons π

NN NN

H H HC O

H

C C

H H

10

R

Radical (portion variable)Acidesaminés

CN

RH

C

O

Groupement GroupementCN

HH

C

OH

Groupementamine acide carboxylique

Les acides aminés peuvent se lier les uns aux autres par une liaison peptidique. A é i é ' é i i é

RH O RH O RH O H R O

Au cours de la réaction, une molécule d'eau est éliminée.

CN

RH

C

O

CN

RH

C

O

+ CN

R

HH

H

C

O

N

H

C

R

H

C

O

OHHH OH HH OH HH H OH

Liaison peptidique

11

2) Liaison covalente dative.C’est une mise en commun d’électrons entre un atome B qui possède un doublet libre (nonliant) et un autre atome A qui comporte une lacune électronique :) q p q

A BA B

Symbole : Flèche du donneur vers l’accepteur OU tiret avec des chargesf ll L’ t l t d’ tili l b li A Bformelles. L’usage actuel est d’utiliser le symbolisme : A B

Exemple: SO2.

S OSO : OO :

8 O … / 2s2 2p4 ⇒ 6 électrons de valence 16S : … / 3s2 3p4 ⇒ 6 électrons de valence

S O

O

SO2 : O

OOO3 :

S O O

OO

Pas de flèche dans le schéma

(ou diagramme) de LewisO

OO( g )

12

N

H

H H+ N

H

HH

+

Pas de flèche dans le schémaN

H

H H N

H

HH Pas de flèche dans le schéma (ou diagramme) de Lewis

Les quatre liaisons N−H sont identiques

Autre représentation : N

H

HHp N

H

HH

L’azote a en effet fonctionné comme donneur et a perdu un électron.

13

H O P

O

O H O

O

O• H PO H O P

O

O H H O P

O

O H• H3PO4

H H

P / 3 2 3 3 5 él t d l15P : .... / 3s2 3p3 ⇒ 5 électrons de valence

O O

3• ClO4

− O Cl

O

O O Cl

O

O3

17Cl : ..../ 3s2 3p5 ⇒ 7 électrons de valence

14

Complexe de métaux de transitions : liaison dative

Fe: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 / 3d6, 4s2Fe: 1s , 2s , 2p , 3s , 3p / 3d , 4s

Fe2+: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 / 3d6

3d6

Configuration d à haut spin

3d6Configuration d à bas spin

3d6

Lorsqu'un élément de transition s'entoure de ligands, leur interaction électrostatique déstabilise l'espèce métallique et il y a une levée de dégénérescenceélectrostatique déstabilise l'espèce métallique et il y a une levée de dégénérescencedes cinq orbitales d.

La porphyrine est un macrocycle constitué de quatre sous unités deLa porphyrine est un macrocycle constitué de quatre sous-unités de pyrrole jointes sur les carbones par quatre ponts méthine

pyrrole

•L'hème est formé d'une structure aromatique  (porphyrine) et d'un atome de ferde fer. 

16

•L'hème est formé d'une structure aromatique et d'un atome de fer. 

l’oxyhémoglobine est rouge vif et poune configuration électronique d à bas spin

4s23d6 4p4d

N NNN ON

Complexe de métaux de transitions liaison dative

Dans l'oxyhémoglobine, l'atome de fer présente six liaisons de coordinence : Structure octaédriquecoordinence : Structure octaédrique

18

l’oxyhémoglobine est rouge vif et possède une configuration électronique d à bas spin. Lorsque l’O2 est largué, il se forme de la désoxyhémoglobine rouge bleutée à 2

haut spin:

La coordination d'un ligand est susceptible de modifier les niveaux d'é i d bit l d t d l l d é d' ét l dd'énergie des orbitales d et donc la couleur des composés d'un métal de transition donné.

19

• Extension de la règle de l’octet et hypervalence : non respect de la règle de l’octet.

A partir de la 3ème période de la classification, (n > 3) l’existence des orbitales atomiques d permet d’atteindre un nombre d’électrons de valence supérieur à q p phuit (npx, npy, npz et ns) donc une valence maximale (hypervalence),

Les atomes sont dits hypervalentsLes atomes sont dits hypervalents

Les atomes "hypervalents" ne respectent pas alors la règle de l’octet.

ns np nd

C’est le cas, par exemple, du phosphore P dans PCl5 :

P

Cl

Cl

Cl

(10 e− autour de P : hypervalence)

20ClCl

(10 e autour de P : hypervalence)

RRemarque:

les propriétés physico-chimiques de certaines molécules (comme H2SO4 et H3PO4), sont mieux mises en évidence par des représentations de Lewis ne respectant pas la règle de l’octet:

O O

S OOH

O

H P OOH

O

H

H

21

Quelles sont les structures de Lewis les plusQuelles sont les structures de Lewis les plus probables (les plus stables) ?

1. Celles qui attribuent la charge négative à l’atome le plus électronégatif. p g

2. Celles pour lesquelles la somme des valeurs p qabsolues des charges formelles est minimale.

22

O O O O O

Le schéma de Lewis correct (forme la plus stable) de l’ion BrO3- :

Br O Br OBr O

O

2

Br

O

O Br

O

O

O OO

O O

A B C D EA B C D E

[ ] charge la de algébrique valeurvalence électrons nbred bl tdl b lN b1

−∑

La bonne représentation doit renfermer 13 do

[ ]2

doublets de globalNombre1. = ∑

[ ]13

1=

−−+2

)((3x6)(1x7)

2. Eviter un trop grand nombre de charges partielles [Réponses D, C inexactes, Σ

2

p g g p [ p , ,valeurs absolues des charges partielles = 3 et 5 respectivement ].

3 La charge négative doit être placée préférentiellement sur l’atome le

23

3. La charge négative doit être placée préférentiellement sur l atome leplus électronégatif, ici l’atome d’oxygène [Réponse A exacte]

3) Liaison ionique : Δ EN grand > 2 (EN = électronégativité).

Condition : une très forte différence d’électronégativité entre les deux atomes.

Il y a un transfert total d’un ou de plusieurs électrons de l’élément le moinsIl y a un transfert total d un ou de plusieurs électrons de l élément le moins

électronégatif vers l’élément le plus électronégatif ⇒ formation de deux ions :

A B A+ B (B plus électronégatif que A)

E l ]−+ Cl[NN ClExemple : ]+→ Cl ; [Na Na Cl

EN (Cl) = 3,1 ; EN (Na) = 0,9

24

4) Liaison covalente polaire dans un composé A−B.

A et B ont des électronégativités différentes :g

⇒ déplacement du nuage électronique vers l’élément le plus électronégatif (par exemple B);

⇒ apparition de charges partielles δ+ sur A et δ− sur B.

δ+ δ−

A B

δ δd

μ

Par convention, le vecteur μ estorienté de la charge négative vers lacharge positive.

⇒ apparition de moment dipolaire réel : || μ || = | charge | • distance

μ charge positive.

⇒ apparition de moment dipolaire réel : || μ || = | charge | • distance

|| μ || = | e.δ | • d dans une liaison covalente polaire

25alexpérimentμou

réelμ noté parfoisest μ

|| μ || = | e δ | • d1. Si la liaison est covalente polaire

2. Si la liaison est purement IONIQUE :⇒ δ = 1 ; [A+ ; B- ] ⇒

|| μ || | e.δ | dp

2. Si la liaison est purement IONIQUE :⇒ δ 1 ; [A ; B ] ⇒

(en C m)de ⋅=μ (en C.m)ionique d e =μ

291019

(m)19

iionique

d1 6 1010d1 6 10

.d1,6.10). ( −−−

−

==

==⇒ μμ mCen

(Å)(Å) .d1,6.10.10.d1,6.10 ==

29 C m101

Debye1or = −

(Å)(Å)i 4,8.d3.d x 1,6Debye)(en

C.m.103

Debye 1or

==⇒

=

μ

26

• Détermination du pourcentage de caractère ionique (% i)(ou le caractère ionique partiel) d’une liaison covalente A-B polaire

i ié l μμ = δ ioniqueréel μ μ . δ

iréel μ 100

i) (%μ = iréel μ

100μ

100x)i(% réelμ=δ= 100

27

100 x)i (%iμ

=δ= 100

Exemple : H−F

μréel = 1,98 D = 6,60.10−30 C.m

d = 0,92 Å = 0,92.10−10 m

μi = 1,6.10−19.d(m) = 1,6.10-19 x 0,92.10-10 =14,72. 10−30 C.mou

μi = 4,8.d(Å) = 4,42 D

(% i) =

μ réelμ i

x 100 =1,984,42

x 100= 45 %

0,450,45 FH −+ −δ = 0 45 ⇒28

δ 0,45

1.4. Limites et insuffisances du modèle de Lewis.

Le modèle de Lewis :

- permet d’interpréter d’une façon satisfaisante les mécanismesfondamentaux de formation et de rupture des liaisons.

- n’explique pas les propriétés magnétiques des molécules ou des ionsmoléculaires.

- n’apporte pas d’éléments sur l’orientation géométrique des liaisons,la différence de comportement entre les liaisons σ et les liaisons πla différence de comportement entre les liaisons σ et les liaisons π.

29

1- Interactions qui s’exercent entre atomes ou molécules sans échanges

4. LIAISONS FAIBLES ou Interactions faibles.

1- Interactions qui s exercent entre atomes ou molécules sans échanges d’électrons.

Les liaisons chimiques faibles mettent en jeu des énergies inférieures à 40 kJ mol-1Les liaisons chimiques faibles mettent en jeu des énergies inférieures à 40 kJ.mol-1.

O di i d d li i hi i f iblOn distingue deux types de liaisons chimiques faibles :- les forces de Van der Waals - la liaison hydrogène

30

4. Interactions faibles.

4 1 Liaison Hydrogène : E ~ 10 à 30 kJ mol−14.1. Liaison Hydrogène : E ~ 10 à 30 kJ.mol

A : élément plus électronégatif que H

B : élément électronégatif avec un doublet libreA H δ−δ− δ+

B : élément électronégatif avec un doublet libre

(halogènes ; O ; N ; etc...)Bδ

Li i H d è i t lé l i• Liaisons Hydrogène intermoléculaires :

C

O

H H OH

H

Oδ+δ−δ−

δ−δ+

δ+

H C

O H O

C HH C

O H O

C H H O O

Hδ+

δ−δ− δ

δ+

δ

δ+δ−

O H OO H δ−

δ+

è éδ

OH

• Liaisons Hydrogène intramoléculaires : O

C

H

Oδ− δ+ δ−

31Cl

CO H

orthochlorophénol acide orthohydroxybenzoïque

δ−

Influence de la liaison Hydrogène sur les propriétés physico chimiques :Influence de la liaison Hydrogène sur les propriétés physico-chimiques :

- Augmentation de la température d’ébullition

H2O H2S H2Se H2TeT° d’ébullition

(°C) 100 − 61 − 41 − 4( )

100

)

H2O

0

50

llit

ion

(�C

-50T ˇ

bul

H S

H2Se H

2Te

-1000 10 20 30 40 50

Z (numˇro atomique)

2S

32- Augmentation de la viscosité

4.2. Interactions de Van der Waals : E ~ 0 à 20 kJ.mol−1.Trois types :

) I t ti d K ( t di ôl t )a) Interactions de Keesom (entre dipôles permanents).• Entre deux molécules ayant un moment dipolaire permanent.

1 Les molécules polaires constituent des dipôles permanents q+1- Les molécules polaires constituent des dipôles permanents.

2- Ces dipôles résultent du fait que le barycentre des charges positives +q

-q+q

(les noyaux) et le barycentre moyen des charges négatives −q (les électrons) ne se confondent pas.

E l 1+δ -δ

CH CH3

+δ -δ

CH3-CH2-CH2-CH3

Eemple 1

OC

CH3 CH3

C Oμ = 0

C4H10 (butane)

CH3 CH3

qq

μ = 0

T° ébullition acétone = 56°C−q+ q − q + q

(le butane et la propanone ont des masses molaires voisines)

T° C4H10 (butane) = - 0,5°C

Exemple 2:

Pour des molécules ayant de masses moléculaires voisines, la température

Pl l t di l i t d l i t ti (K ) t i t t

y , pd’ébullition croît lorsque la valeur du moment dipolaire augmente.

Plus le moment dipolaire est grand plus ces interactions (Keesom) seront importantes

Composé PH3 H2S

Masse moléculaire (g.mol-1) 34 34

Moment dipolaire (Debye) 0,55 0,97

T é t d’éb lliti (°C) 87 60Température d’ébullition (°C) - 87 - 60

34

b) Interactions de Debye (entre un dipôle permanent et un dipôle induit). Entre une molécule A qui a un moment dipolaire et une autre B, qui n’en a pas.

+ B’G+

G−+q-q

A

BG− G+

les barycentres G− et G+ ne coïncident plus

BG+

G−

• Le nuage électronique de B peut se déformer par A

y p

C tt déf ti é l b t d h é ti d b t dCette déformation sépare le barycentre des charges négatives, du barycentre des charges positives de la molécule, créant ainsi un dipôle induit (molécule B’).

⇒ i i ’ i i

Exemple: Dissolution d’un gaz non polaire dans des liquides polaires:O2 dans l’eau

⇒ apparition d’un moment dipolaire

p g p q p 2

Cet exemple de solubilité s’explique par les forces de Debye (interaction entre un dipôle permanent et un dipôle induit). Le solvant (l’eau par exemple) induit un dipôle

35

dipôle permanent et un dipôle induit). Le solvant (l eau par exemple) induit un dipôle au soluté gazeux (par exemple, l’oxygène).

c) Interactions de London (entre un dipôle instantané et un dipôle i d i )induit).

• Ces interactions sont aussi appelées énergie de dispersion.

• Elles interviennent dans toutes les espèces polaires ou apolaires.

D l è l i bi l di l i i l l d• Dans les espèces apolaires, bien que le moment dipolaire soit nul, les mouvements desélectrons font que le barycentre des charges négatives (électrons) ne coïncide plus aveccelui des charges positives (noyaux).

⇒ apparition d’un moment dipolaire instantané qui induit à son tour un dipôle sur uneautre molécule (ex : Cl2 ; Br2 ).

Les interactions de London augmentent avec le numéro atomique Z, donc augmentent avec la taille des molécules.

Exemple :

Tébullition Cl2 = − 34°C < Tébullition Br2 = + 59°C

36

⇒ gaz à T ambiante ⇒ liquide à T ambiante

2. Géométrie des édifices covalents. Règles de GILLESPIE.

T t lé l hi i d t l é ét i i l d l l t blToute molécule chimique adopte la géométrie qui la rend la plus stable donc celle pour laquelle l’énergie totale est la plus faible.

V. S. E. P. R.(Valence Shell Electron Pair Repulsion)

La minimisation des interactions de répulsion entre les électrons de valence permet de prévoir la géométrie d’une moléculepermet de prévoir la géométrie d une molécule.

AXmEn

A : atome centralA : atome centralX : atome lié à Am : nombre d’atomes X liés à AE : doublet libre autour de A

38

E : doublet libre autour de An : nombre de doublets libres autour de A

2. Géométrie des édifices covalents. Règles de GILLESPIE.

T t lé l hi i d t l é ét i i l d l l t blToute molécule chimique adopte la géométrie qui la rend la plus stable donc celle pour laquelle l’énergie totale est la plus faible.

V. S. E. P. R.(Valence Shell Electron Pair Repulsion)

La minimisation des interactions de répulsion entre les électrons de valence permet de prévoir la géométrie d’une moléculepermet de prévoir la géométrie d une molécule.

AXmEn

A : atome centralA : atome centralX : atome lié à Am : nombre d’atomes X liés à AE : doublet libre autour de A

39

E : doublet libre autour de An : nombre de doublets libres autour de A

A

X

X

α = 180°

A XX Molécule linéaire

X

α = 120°

AA X

Molécule trigonale plane

X

g p

40

Règles de GillespieRègles de Gillespie

1) Tous les doublets (liants et libres) de la couche de valence de l’atomet l A t l é à l f d’ hè t é lcentral A sont placés à la surface d’une sphère centrée sur le noyau.

2) Les doublets d’électrons se positionnent de telle sorte que lesrépulsions électroniques soient minimales (les doublets sont situésaussi loin que possible les uns des autres).

AXmEn

m + n Géométries de base

2 linéaire3 triangulaire plane4 tétraédrique5 bipyramide trigonale6 octaédrique

41

6 octaédrique

AX22

Géométrie de base linéaire

O C O

A

H Be HH Be H

La géométrie adoptée est celle qui éloigne au maximum les deux doublets

⇒ α = 180°

Molécule linéaire

42

AX3

Géométrie de base triangulaire planeGéométrie de base triangulaire plane

F

A B

FF

α = 120°Molécule triangulaire

plane

AX2EExemple : BF3

2

Cl

Sn

Cl

α < 120° AαMolécule coudée ou angulaire

Un doublet libre E occupe un volume supérieur à celui d’un doublet liant au voisinage

Exemple : SnCl2

43

Un doublet libre E occupe un volume supérieur à celui d’un doublet liant au voisinagede l’atome central ⇒ α ; α < 120°

AX4

A C

H

HH

Géométrie de base tétraédriqueα

Exemple : CH4

α = 109°28’H

AX EAX E AX2E2AX3E

A

α

OHH

AN

HHH

α << 109°28’

Moléculecoudée en forme de V

ou angulaire

α

α < 109°28’

Pyramidetrigonale

44Exemple : H2O

α = 104°

gExemple : NH3

α = 107°

AX3E

NH3 NF3

NH

NFN H

NH3 NF3

N F

H

HH

107° FF

F102°

N H1 Å

N F1,4 Å

αNH3> α NF3

EN(F) > EN(H) ⇒ les doublets liants dans NH3 sont localisés au voisinage de N

⇒ répulsion entre les doublets liants ⇒ α

45

⇒ répulsion entre les doublets liants ⇒ α

AX5 α = 120°

PF5

β = 90°(a)

A Géométrie de base :Bipyramide trigonale

PF5(e)

(e)(a) : axial

β

Bipyramide trigonale(e)

( )(e) : équatorial α

FF

(a)

AX4EA A SF

F

F

énergétiquementExemple : SF

F

Forme SF4

46

g qplus favorable

Exemple : SF4

I Cl

Cl

AX EA A Forme en T

Cl

AX3E2A Forme en T

énergétiquement plus favorable

Exemple : ICl3

Exemple : XeF

AX2E3

Exemple : XeF2

A F Xe FAX2E3 A

Molécule linéaire

e

47

AX6 Géométrie de base octaédrique (ex : SF6)AX6 Géométrie de base octaédrique (ex : SF6)

AX5E AX4E2

A A

XeFF

FF

Pyramide à base carrée Molécule plane carrée

FF

Exemple : BrF5 Exemple : XeF4

48

2 doublets AX2Alinéaire : α = 180°

3 d bl t AX3 doublets AX3triangle plan : α = 120°, mais aussi AX2E1⇒ α < 120°

A

4 doublets AX4tétraèdre : α = 109°28’, mais aussi AX3E1 etA 109°28’

A

AX2E2 ⇒ α < 109°28’

5 doublets AX5120° β 90°A α = 120° , β = 90°

bipyramide à base triangulaire, mais aussi :

AX4E1, AX3E2 et AX2E3

A

6 doublets AX6octaèdre : α = 90°,mais aussi : AX E AX E AX E et

A

49

mais aussi : AX5E1, AX4E2, AX3E3 et AX2E4

3. Théorie des orbitales moléculaires.

Résumé:Méthode : C.L.O.A.

combinaison linéaire d’orbitales atomiques :

• d’énergies voisines (ΔE < 12 eV)• de symétries compatibles

(recouvrement non nul)( )

Orbitales MoléculairesOrbitales Moléculaires

50

Théorie des orbitales moléculaires.

Méthode : C L O ARé é Méthode : C.L.O.A.

combinaison linéaire d’orbitales atomiques :Résumé:

1 orbitale atomique A 2

1 orbitale atomique B Orbitales Moléculaires

Energie des OM

OM* antiliante

• Densité électronique maximale entre les noyaux A et B

OM Liante

• OM liante STABLE

• Fonctions d’onde de même signe

51

OM Liante

3.2.2. Combinaison des orbitales 1s dans H2.

+ + z

A B

1sA + 1sB

A +B

z

B

orbitale liante σs

1s(H ) + 1s(H ) → σ : recouvrement axial (σ) LIANT (fusion des lobes)

52

1s(HA ) + 1s(HB) → σs : recouvrement axial (σ) LIANT (fusion des lobes)

+ − zA

BA

z

1sA − 1sB

A

Plan nodal

zA

−

B

+

orbitale antiliante σ∗s

531s(HA ) −1s(HB) → σ *s : recouvrement axial (σ∗) ANTILIANT (pas de fusion des lobes)

3.2.3. Diagramme des orbitales moléculaires de H2.

E Eσ∗

s

σs : orbitale moléculaire lianteσ∗

s : orbitale moléculaire antiliante1sA 1sB

• Configuration électronique de H2 : σs2 , σs

*0σs

molécule H2

atome HA atome HB

Diagramme d’énergie des O.M.• 2 O.A. ⇒ 2 O.M.• Nombre des e− dans les O.M. = nombre des e− dans les O.A. = 2

L è l d Kl hk ki H d t P li ’ li t• Les règles de Klechkowski, Hund et Pauli s’appliquent.

Indice (ou ordre) de liaison : 1

0)-(2

54Nl = (nb électrons O.M. liantes – nb électrons O.M. antiliantes) =

21

2

0)(2=

Indice (ou ordre) de liaison :Indice (ou ordre) de liaison :

Nl = (nb électrons O.M. liantes – nb électrons O.M. antiliantes)22

N l = 8 − 4

2= 2Dans O2 l’indice de liaison est :

Lorsque l’indice de liaison Nl augmente :

⇒ 1 - l’énergie de dissociation Edi de la liaison augmente

2

⇒ 1 l énergie de dissociation Ediss de la liaison augmente⇒ 2 - la distance interatomique (longueur de liaison) diminue

Ediss 1M lé l NLongueur d li i

1,41F2 153

diss

(kJ.mol−1)Molécule

1

Nl de liaison (Å)

1 12N2+ 853

652

494

2 5

O2

O2+ 2,5

1,21

1,12

2

551,10N2

1,12N2

945

853

3

2,5

Partie 2

Isomérie Chiralité Effets électroniquesIsomérie, Chiralité , Effets électroniques.

56