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Résumés de chimie 1ere année médecineTélécharger gratuit Résumés de chimie pdf
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Première année de médecine
Chimie
Riad Benchoucha
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10 novembre 201 1
bï E X
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Chapitre
Dans ce chapitre
1.1 Rappels
1.2 Différents modèles obsolètes de l'atome
1.3 Le modèle quantique de l'atome
1.4 Configuration électronique
1.5 Classification périodique et propriétés des éléments
1.6 Configuration électronique des ions
Atomistique
1.1 Rappels
1.1.1 Masse atomique
La masse atomique est égale à la somme des masses des constituants de l'atome (en kg) :
Tfi'at — ^rac “L Z m p "i" N- t
mn
L'utilisation de cette unité n'est pas commode , des unités chimiques plus faciles à manipuler ont donc
été choisies; le terme de référence étant le carbone 12.
Par définition, l'unité de masse atomique qu'on note u.m.a est le ^ ème de la masse d'un atome de
carbone 12 ( 12 C ).
1.1.2 Mole et masse molaire
A notre échelle, on raisonne sur une certaine quantité de matière appelée mole. La mole est la
quantité de matière qui contient autant d'atomes qu'il y a dans 1 2 g de carbone 1 2. Le nombre est appelé
nombre d'Avogadro N a : N a — 6, 023 • 10 23
Une mole d'atomes de carbone 12 pèse 12g. La masse d'un atome vaut 12 u.m.a, donc :
12g = N a .12u.m.a
1 u.m.a = — = 1, 66.10 _27 fco
N a
Masse molaire :
l'atome.
La masse d'une mole d'atomes d'un élément est appelée la masse molaire de
1.1.3 Masse atomique relative
Dans le cas général, un élément possède un ou plusieurs isotopes; la masse atomique sera donc la
somme des proportions relatives à chaque isotope.
de même la masse molaire sera :
m =
u.m.a
M — Xi. Mi ) g/mol
1
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2 Atomistique
1.2 Différents modèles obsolètes de l'atome
1.2.1 Modèle de Rutherford
Ce modèle est basé sur l'existence du noyau dans lequel est pratiquement concentrée toute la masse
de l'atome et autour duquel gravitent des électrons. La stabilité mécanique résulte de la compensation
des forces d'attractions F a par les forces centrifuges F c dues à la rotation des électrons autour du noyau.
L'avantage de ce modèle est qu'il ne fait appel qu'aux lois de la mécanique classique. Ce modèle fut
très vite mis en défaut par les équations de Maxwell d'une part, qui prédisent que toute charge accélérée
rayonne de l'énergie, et par les expériences montrant la quantification des niveaux d'énergie d'autre part
(voir paragraphe çi-dessous).
La théorie des quanta : D'après Planck la plus faible énergie qui puisse être échangée est le quantum
et on obtient la relation suivante, dite d'ElNSTElN-PLANCK :
A E = hv
1.2.2 Le modèle de Bo H R
Pour lever les contradictions précédantes, Bohr propose quatre hypothèses :
- Dans l'atome, le noyau est immobile alors que l'électron de masse m se déplace autour du noyau
selon une orbite circulaire de rayon r.
- L'électron ne peut se trouver que sur des orbites privilégiées sans émettre de l'énergie; on les
appelle « orbites stationnaires ».
- Lorsqu'un électron passe d'un niveau à un autre il émet ou absorbe de l'énergie : A E — hu
- Le moment cinétique de l'électron ne peut prendre que des valeurs entières (quantification du
moment cinétique).
Cependant, très vite, le modèle de l'atome de Bohr ne permettra pas d'expliquer l'ensemble des
observations.
1.3 Le modèle quantique de l'atome
1 .3.1 Dualité onde - corpuscule
Dans ce modèle, les électrons ne sont plus des billes localisées en orbite, mais des nuages de pro-
babilité de présence. Ce point de vue, révolutionnaire, peut choquer en première approche. Cependant
la représentation que l'on pouvait se faire d'un électron — une petite bille ? — était dictée par les formes
observées dans le monde macroscopique, transposées sans preuves dans le monde microscopique. Le
comportement de l'atome est incompréhensible dans le cadre de la mécanique classique.
Postulat de De Broche
A toute particule (corpuscule) de masse m et de vitesse v est associée une onde de longueur d'onde
noté A. On applique ainsi à la matière (exemple : un électron) le caractère combiné d'onde et de particule.
Il n'y a pas actuellement de théorie mathématique complète qui puisse tenir compte des ces deux
aspects. On travaillera soit sur une onde (mécanique ondulatoire), soit sur une particule (mécanique
classique).
1.3.2 Principe d'incertitude d'HEiSENBERG
Il est impossible de définir avec précision à la fois la position et la vitesse d'une particule. Cela se
traduit par la relation :
Ax ■ Av >
h
2ir m
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1 .3 Le modèle quantique de l'atome
3
Ax : incertitude sur la position. Av : incertitude sur la vitesse.
1.3.3 Fonction d'onde et probabilité de présence
En mécanique classique (conception de Bohr), l'étude du mouvement d'un électron consiste à re-
chercher sa trajectoire avec précision, par contre en mécanique quantique on parle de la probabilité de
trouver l'électron en un certain point de l'espace.
L'état d'un électron est caractérisé, à l'instant t, en chaque point de l'espace, par une grandeur com-
plexe (utilisant les nombres complexes) : la fonction d'onde de la particule. L'évolution au cours du
temps et dans l'espace de cette fonction d'onde, est régie par l'équation de Schrôdinger.
Soit d/ = f(x, y, z, t ) la fonction d'onde de la particule. Cette fonction contient toute les informations
relatif à l'électron, mais n'a, en elle même, qu'un sens mathématique.
Probabilité de présence : IrDl 2 est la densité de probabilité de présence de l'électron à t, x, y, z.
La fonction d'onde 'L' doit satisfaire une certaine condition de normalisation, c'est à dire que la
probabilité de trouver l'électron dans tout l'espace est égale à 1 .
1.3.4 Solutions de l'équation de Schrôdinger
Résoudre l'équation de Schrôdinger c'est déterminer les couples de variable i qui satisfe-
ront à l'équation de Schrôdinger et à la condition de normalisation.
- d/j est appelée fonction propre, ou orbitale atomique.
- Ei est appelée énergie propre.
Pour une valeur d'énergie propre, il est possible d'avoir plusieurs fonctions propres qui vérifient
l'équation de Schrôdinger. On parle de fonctions propres dégénérées.
A. Orbitales atomiques
La fonction d'onde fie (orbitale atomique), fait intervenir trois nombres entiers appelés « nombres
quantiques »qui caractérisent l'état d'un électron. Ces trois nombres sont : n , I et m :
n : nombre quantique principal (n = 1, 2, 3, • • • , oo) qui définit la couche quantique (énergie de l'élec-
tron). On appelle couche l'ensemble des orbitales qui possèdent la même valeur de n.
I : nombre quantique secondaire ou azimutal, il peut prendre toutes les valeurs comprises entre 0 et
n — 1 :
0 ^ l ^ n — 1
l définit la notion de sous-couche et détermine la géométrie des orbitales atomiques.
m : nombre quantique magnétique, il nous permettra de décrire l'orientation spatiale de l'orbitale et le
nombre de cases quantiques disponibles, m peut prendre toutes les valeurs comprises entre —l et
+/ :
— I ^ m ^ +1
s: nombre quantique de spin. Pour décrire totalement l'électron d'un atome, il faut lui attribuer un
quatrième nombre quantique lié à la rotation autour de lui-même. Ce nombre ne peut prendre que
deux valeurs :
ou
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4
Atomistique
Nomenclature des orbitales atomiques :
Dans la nomenclature des orbitales atomiques, on fait correspondre à chaque valeur de l une lettre :
-1 = 0 correspond à une orbitale s (sharp ou simple) ;
-1 = 1 correspond à une orbitale p (principal) ;
-1 = 2 correspond à une orbitale d (diffuse);
-1 = 3 correspond à une orbitale f (fundamental).
Le nombres quantique principal et secondaire (ou azimutal) définissent ce que l'on appelle une
sous-couche électronique que l'on note souvent en accolant la valeur numérique de n et la lettre associée
à l. Quelques exemples :
- l'orbitale de paramètres n = 1 et l = 0 forme la sous-couche électronique ls;
- l'orbitale de paramètres n = 2 et l = 0 forme la sous-couche électronique 2s;
- les orbitales de paramètres n = 2 et l = 1 forment la sous-couche électronique 2 p;
- etc.
On note couramment en exposant, après l'indication de la sous-couche, le nombre d'électrons
occupant cette sous-couche.
Remarque : Il est commode de représenter les orbitales à l'aide de cases quantiques :
ns
nf
Figure 1.1 - Cases quantiques.
B. Représentation des orbitales
Orbitale s : sphère de rayon r, de symétrie sphérique
Orbitale p : deux lobes accolés ayant pour axes de symétrie les axes x,y et z du trièdre de référence
(voir figure 1 .2).
Orbitale d : quatre lobes accolés deux à deux à la manière des orbitales p.
Figure 1 .2 - Représentation des trois types d'orbitales de type p.
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1 .4 Configuration électronique 5
1.4 Configuration électronique
La configuration électronique d'un atome est la répartition des Z électrons de l'atome dans un état
fondamental sur les orbitales atomiques.
Le remplissage des orbitales atomiques s'effectue à l'aide des trois règles générales :
Principe d'exclusion de Pauli : dans un atome, deux électrons ne peuvent avoir leurs quatre nombres
quantiques identiques : si deux électrons d'un atome occupent la même orbitale (même valeurs de
n, l et m), ils diffèrent forcement par le nombre quantique de spin.
Le stabilité électronique : afin que l'atome possède l'énergie la plus basse possible, les électrons pos-
sèdent à l'état fondamental les niveaux d'énergie les plus bas. Les électrons s'organisent dans
les orbitales de façons à avoir le niveau énergétique le plus bas. On utilisera alors la règle de
Klechkovski pour connaître ces orbitales.
Règle de Hund : à l'état fondamental, quand les électrons se placent dans une sous-couche multiple
(p, d, /), ils occupent le maximum d'orbitales de même énergie avec des électrons célibataires qui
ont des spins parallèles (même valeur de s).
1.4.1 Règle de Klechkovski
La règle de Klechkovski est une méthode qui décrit l'ordre de remplissage des électrons dans les
orbitales d'un atome.
Enoncé
- L'ordre des énergies croissantes est l'ordre des valeurs croissantes de la somme (n + l).
- Si deux sous-couches correspondent à la même valeur de (n + 1), la sous-couche avec la plus petite
valeur de n a l'énergie la plus basse.
- Les orbitales d'une même sous-couche ont la même énergie.
Diagramme de Klechkovski
Le diagramme de Klechkovski (voir figure 1.3) est un moyen mnémotechnique permettant de re-
trouver cette règle. L'ordre de remplissage obtenu est :
ls, 2s, 2 p , 3s, 3 p, 4s, 3 d , 4 p , 5s, 4 d , 5 p , 6s, 4/, 5 d , Qp , 7 s • • •
Figure 1 .3 - Diagramme de Klechkowski
Électrons de valence
Les électrons de valence sont ceux dont le nombre quantique principal n est le plus élevé plus ceux
qui appartiennent à des sous-couches en cours de remplissage.
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6
Atomistique
Couche de valence
La couche de valence est la dernière couche électronique d'un atome (couche externe) et la (ou les)
sous-couche(s) en cours de remplissage.
Exceptions
Certains atomes ne respectent pas le principe de Klechkowski, notamment le cuivre, l'argent, l'or,
le chrome, le molybdène ou encore le palladium.
Cas du chrome : En suivant le principe de Klechkowski on aurait pour la configuration électronique du
chrome : 24 CV : ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 , sauf que la configuration réelle est ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 .
Nous admettrons cette règle et l'appliquerons quand ces cas semblables se présenteront :
ns 2 (n — l)d 4 — > ns 1 (n — 1 )d 5
Cas du cuivre : En suivant le principe de Klechkowski on aurait pour la configuration électronique du
cuivre : 29 Cu : ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4:s 2 3d 9 , sauf que la configuration réelle est ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d w .
Nous admettrons cette règle et l'appliquerons quand ces cas semblables se présenteront :
ns 2 (n — 1 )d 9 — > ns l (n — l)d 10
Remarque : quand la sous-couche d est saturée, on peut l'écrire avant la s. Attention à ne pas le
faire quand la d est en dernier, sous peine de se tromper lors de la détermination du sous-groupe.
1.5 Classification périodique et propriétés des éléments
1.5.1 Description du tableau périodique de Mendeueff
Le tableau périodique des éléments, également appelé table de Mendelieff, classification pério-
dique des éléments (CPE) ou simplement tableau périodique, représente tous les éléments chimiques,
ordonnés par numéro atomique croissant et organisés en fonction de leur configuration électronique,
laquelle sous-tend leurs propriétés chimiques.
Le tableau périodique est une conséquence des configurations électroniques. La classification pé-
riodique est basée sur la formation de groupes constitués par les éléments (de numéro atomique Z )
possédant des propriétés analogues.
- Les éléments d'une même ligne horizontale du tableau périodique constituent une période. Ils
sont au nombre de 7.
- Les éléments d'une même colonne ayant la même configuration électronique de la couche externe
constituent une famille ou groupe.
Le tableau périodique est constitué de 18 colonnes (numérotées de 1 à 18) réparties en 8 groupes
(numérotés de I à VIII).
- Chaque groupe compte deux sous-groupes A et B selon l'état des électrons.
- Le groupe VIII ^ englobe 3 colonnes qu'on appelle les «triades».
1.5.2 Détermination de la période d'un élément
La période d'un élément est égale au nombre quantique n le plus élevé.
Exemples :
- 6 C : ls 2 /2s 2 2p 2 appartient à la 2 ème période.
- 32 Ge : ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 /4s 2 4:p 2 appartient à la 4 ème période.
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1 .5 Classification périodique et propriétés des éléments
1.5.3 Détermination du groupe et sous-groupe d'un élément
A. Le groupe d'un élément
Le groupe d'un élément est égal au nombre d'électrons de valence.
Exemples :
- qC a 4 électrons de valence, il appartient au groupe IV.
- 22 Ti : ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 /4s 2 3d 2 a 4 électrons de valence, il appartient au groupe IV.
- 32 Ge a 4 électrons de valence, il appartient au groupe IV.
Exception : l'hélium 2 He : ls 2 a 2 électrons de valence mais appartient au groupe VIIU.
B. Le sous-groupe d'un élément
Le sous-groupe d'un élément est donné par le type de la couche de valence.
Sous-groupe A : contient les éléments dont la couche externe est de type :
- ns 1-5 " 2
- ns 2 np 1-5-6
Sous-groupe B : contient les éléments dont la couche externe est de type :
- ns 2 (n — l)d 1-i-10
Exemples :
- 1 H appartient au groupe U
- 6 C appartient au groupe IV^
- 32 Ge appartient au groupe IV^
- 22 Ti appartient au groupe IV#
- 21 «5c : ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 / 4s 2 3d 1 appartient au groupe Mis
7
1.5.4 Blocs du tableau périodique
Le tableau périodique est constitué de 4 blocs : s, p, d et f.
Bloc s : contient les éléments dont l'orbitale la plus haute en énergie occupée est de type s : ns 1 ^ 2
Bloc p : contient les éléments dont l'orbitale la plus haute en énergie occupée est de type p : ns 2 np 1 ^ 6
Bloc d : contient les éléments dont l'orbitale la plus haute en énergie occupée est de type d :
ns 2 {n — l)d 1_i ' 10
Bloc f : contient les éléments dont l'orbitale la plus haute en énergie occupée est de type /.
1.5.5 Principales familles du tableau périodique
Les principales familles du tableau périodique sont :
Famille des alcalins : regroupe les éléments dont la configuration électronique externe est du type ns 1
(groupe U), à l'exception de l'hydrogène H.
Famille des alcalino-terreux : regroupe les éléments dont la configuration électronique externe est du
type ns 2 (groupe IU).
Famille des halogènes : regroupe les éléments dont la configuration électronique externe est du type
ns 2 np 5 (groupe VIU).
Famille des gaz rares (inertes, ou nobles) : regroupe les éléments dont la configuration électronique ex-
terne ns 2 np 6 (groupe VIIU). L'Hélium 2 #e : 1 s 2 bien que n'ayant que 2 électrons de valence,
appartient au ce groupe VIIU, car il s'agit d'un gaz rare. Les atomes de cette famille sont très peu
réactifs en raison de cette couche saturée en électrons. Ces éléments sont très stables, leurs liaisons
avec d'autres atomes sont donc quasiment impossibles.
Métaux de transition : regroupe les éléments du bloc d à l'exception des 2 groupes I b et II#.
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8 Atomistique
1.5.6 Périodicité des propriétés
A. Rayon atomique
D'une manière générale, le rayon atomique (r) tend à décroître lorsqu'on parcourt une période de
gauche à droite (quand Z augmente). Ceci résulte du fait que la charge électrique du noyau atomique
augmente tout au long de chaque période, ce qui augmente l'attraction du noyau sur les électrons et
diminue par conséquent le volume des orbitales atomiques.
Le rayon atomique augmente rapidement de haut en bas d'un groupe (quand Z augmente), car à
chaque période s'ajoute une couche électronique.
B. Énergie d'ionisation
C'est l'énergie qu'il faut fournir pour arracher un électron à un atome (ou à un ion) dans l'état fonda-
mental et à l'état gazeux.
- Sur une même période, si Z augmente alors l'énergie d'ionisation (El) augmente.
- Sur un même groupe, si Z augmente alors l'énergie d'ionisation (El) diminue.
c. Affinité électronique
L'affinité électronique, parfois notée AE, est la quantité d'énergie dégagée suite à la capture d'un
électron par un atome en phase gazeuse. Plus l'affinité électronique est grande plus la capture d'un
électron par l'atome dégage de l'énergie et plus cette capture est stable. Une affinité électronique négative
signifie au contraire qu'il faut fournir de l'énergie à l'atome pour lui attacher un électron.
D. Électronégativité
En chimie, l'électronégativité d'un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer les
électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément.
- Sur une même période, si Z augmente alors l'électronégativité (EN) augmente.
- Sur un même groupe, si Z augmente alors l'électronégativité (EN) diminue.
L'échelle de Pauling
L'échelle de Pauling est une échelle de l'électronégativité largement utilisée. Elle fut originellement
développée par Linus Pauling en 1932. Dans cette échelle, l'élément le plus électronégatif, le fluor, a
une valeur de 4 et l'élément le moins électronégatif, le francium, une valeur de 0,7. Les autres éléments
ont une valeur d'électronégativité intermédiaire (voir tableau 1 .4 page 10).
1.6 Configuration électronique des ions
1.6.1 Cas des anions
Pour donner la configuration électrique d'un anion, on commence par écrire la configuration élec-
tronique de l'atome qui lui correspond, puis on ajoute un ou plusieurs électrons à cette configuration en
respectant les règles de Pauli, Klechkovski et Hund.
Exemples :
Le fluor : 9 F : ls 2 2s 2 2p 5
U
n
n
t
F + le — > F
9
F : ls 2 2s 2 2p 6
n
n
n
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1 .6 Configuration électronique des ions
L'oxygène : s O : ls 2 2s 2 2p 4
8 0 2 ~ : ls 2 2s 2 2p 6
n
n
n
0 + 2
n
u
U
, 2 -
9
1 .6.2 Cas des cations
Pour donner la configuration électrique d'un cation, on procède de la même manière : on commence
par écrire la configuration électronique de l'atome qui lui correspond, puis on retranche un ou plusieurs
électrons à cette configuration en respectant les règles de Pauli, Klechkovski et Hund.
Exemples :
Le sodium : n Na : ls 2 2s 2 2p®3s 1
Na — L Na + + le
uNa : ls 2 2s 2 2p®3s 2
26 Fe : ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
26 -f ? e 2+ : ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6
26 -f ? e 3+ : ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 5
U
U
t
t
t
t
U
t
t
t
t
t
t
t
t
t
Remarques :
- Ne pas écrire que la configuration électronique de Fe 2+ est — /4s 1 3d 5 , cette exeption au remplis-
sage est valable pour la colonne du Cr seulement.
- Ne pas écrire directement les configurations électroniques des ions, sous peine de commettre des
erreurs.
- Le cuivre devrait ne former que des ions Cu + . C'est ce qui se passe dans les solvants non aqueux.
Dans l'eau, il se passe un phénomène nouveau : l'eau forme un complexe avec le ion cuivre. Et
on peut montrer que le complexe formé par l'eau avec le cuivre Cu 2+ est plus stable que celui qui
se forme avec le cuivre Cu + .
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Atomistique
2.2
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Cf
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Fm
Md
NQ
Lr
1.1
1.3
1.5
1 7
1,3
1,3
Figure 1 .4 - Tableau périodique des éléments utilisant l'échelle d'électronégativité de Pauling
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Chapitre
Dans ce chapitre
2.1 Introduction
2.2 Liaisons intramoléculaires
2.3 Liaisons intermoléculaires
Les liaisons chimiques
2.1 Introduction
La liaison chimique est le phénomène physique qui lie les atomes entre eux en échangeant ou parta-
geant un ou plusieurs électrons ou par des forces électrostatiques afin de former des édifices chimiques
comme des molécules ou des ions polyatomiques.
2.2 Liaisons intramoléculaires
2.2.1 Liaisons covalentes
Une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle chacun des atomes liés met en commun
un électron d'une de ses couches externes afin de former un doublet d'électrons liant les deux atomes.
La liaison covalente se produit le plus fréquemment entre des atomes d'électronégativités semblables
(différence d'électronégativité très petite ou nulle). Le nuage électronique formé est ainsi relativement
symétrique, l'attraction des électrons vers les noyaux des deux atomes en question est approximativement
égale.
Si la différence d'électronégativité entre les atomes liés est nulle on parle de liaison covalente pure.
2.2.2 Liaisons covalentes datives
Une liaison covalente de coordination (anciennement connue sous le nom de liaison dative) est
une description de la liaison covalente entre deux atomes pour lesquels les deux électrons (le doublet)
partagés dans la liaison proviennent du même atome, ceci est rendu possible car l'atome accepteur
possède une case vide (lacune électronique).
La distinction par rapport à une liaison covalente ordinaire est artificielle. Une fois les liaisons formées
par ce biais, sa force et sa description n'est pas différente des autres liaisons polaires.
2.2.3 Liaisons ionique
Une liaison ionique est un type de liaison chimique qui peut être formé par une paire d'atomes possé-
dant une grande différence d'électronégativité (AEN > 2.1). L'un des atomes cherchera la configuration
électronique du gaz rare le précédant, l'autre celle du gaz rare qui le suit et il y aura un transfert d'un ou
plusieurs électrons de l'atome le moins électronegatif à l'atome le plus électronegatif. La liaison ionique
résulte de l'attraction électrostatique entre le cation et l'anion ainsi formés.
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Les liaisons chimiques
Contrairement à la liaison covalente, la liaison ionique n'est pas dirigée ni localisée. Dans un cristal
ionique les anions et les cations s'attirent mutuellement dans toutes les directions de l'espace. Il n'y a
pas de paires d'atomes liés.
2.2.4 Liaisons covalentes polaires
La liaison covalente polaire est par nature un type intermédiaire de liaison entre la liaison covalente
et la liaison ionique. La différence d'électronégativité entre les deux atomes n'est pas suffisante pour
produire le transfert d'électrons d'un atome vers l'autre ( AEN < 2.1). Cependant, la répartition des
électrons dans une liaison covalente entre atomes différents ne sera pas symétrique. En effet, l'électron
sera tiré vers l'atome le plus électronégatif : la liaison covalente est polarisée.
2.2.5 Diagramme de Lewis
En chimie, une structure de Lewis est une représentation en 2 dimensions permettant de représenter
la structure électronique externe des atomes composant une molécule.
A. Code de représentation
Dans cette représentation, les électrons célibataires sont notés par des points, les paires d'électrons
par des traits et les lacunes électroniques par des petits rectangles vides. Les traits peuvent être localisés
sur un atome (doublet libre ou non liant) ou entre les atomes (doublet liant, liaison covalente).
B. Règle de l'octet
Une couche électronique entièrement remplie présente une stabilité particulière : on parle de couche
complète (ou fermée). Par conséquent, un atome a tendance à acquérir la structure électronique du gaz
noble le plus proche de lui dans la classification périodique. Pour la plupart des atomes cela équivaut
à posséder 8 électrons sur leur couche externe ou couche de valence : on appelle cela « la règle de
l'octet ».
Remarques :
- Les atomes de la première période suivent la règle du duet.
- L'atome le moins électronégatif est souvent l'atome central
Exemples : I Cl Cl I I N N I
2.2.6 Moment dipolaire des liaisons polarisées
Dans une liaison covalente polaire le partage de la charge électronique est inéquitable. Tout se passe
alors comme s'il y avait un transfert électronique partiel de l'atome le moins électronégatif vers l'atome
le plus électronégatif. On introduit ce transfert fictif par des charges partielles : à l'atome le plus électro-
négatif qui attire à lui le doublet électronique, sera attribué une charge partielle négative, notée <5—, à
l'autre une charge partielle positive, notée Æ+.
Cette asymétrie de la distribution des électrons transforme le couple atomique en dipôle électrosta-
tique.
Un moment dipolaire est une représentation vectorielle de la répartition des charges partielles sur
une distance donnée. Il est noté jî et est représenté par un vecteur dont la flèche part de l'atome le moins
électronégatif vers l'atome le plus électronégatif (convention inverse de celle retenue par les physiciens).
jl — q • d — S ■ e ■ d
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2.2 Liaisons intramoléculaires
- q : la charge portée par chaque atome;
- d : la distance entre les deux atomes (longueur de la liaison) ;
- ô : la charge partielle;
- e : la charge élémentaire.
L'unité légale du moment dipolaire est le Coulomb mètre ( C.m ), unité énorme à l'échelle de l'atome,
c'est pourquoi, on préférera en général utiliser un sous multiple mieux adapté à l'échelle atomique, le
Debye (D) :
1 D = 0,33 • IC T 29 C.m
Caractère ionique d'une liaison polarisée
Le caractère ionique d'une liaison polarisée est défini comme le rapport entre le moment dipolaire
expérimental de cette liaison et le moment dipolaire théorique de la liaison correspondante purement
ionique.
CJ= Vexp =s
l^the
2.2.7 Orbitales moléculaires
L'orbitale moléculaire est un modèle utilisé en chimie quantique pour décrire les états électroniques
au niveau des molécules.
Liaison a : le recouvrement axial de 2 orbitales atomiques conduit à la formation d'une orbitale molé-
culaire et d'une liaison a.
Liaison 7T : le recouvrement latéral de 2 orbitales atomiques parallèles conduit à la formation d'une
orbitale moléculaire et d'une liaison 7 r.
Remarque : Compte tenu de la disposition des orbitales autour du noyau et de leur forme, la liaison
7T ne peut se créer qu'après formation de la liaison a.
Figure 2.1 - Formation d'une liaison H-H (a).
Figure 2.2 - Formation d'une liaison n.
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14 Les liaisons chimiques
2.2.8 Modèle VSEPR
La prévision de la géométrie des molécules peut se faire selon les règles de Gillespie ou modèle
VSEPR «Valence Shell Electron Pairs Repulsion », en français RPECV « répulsion des paires électroniques
de la couche de valence ».
Ce modèle repose sur l'idée que les électrons de valence, groupés par doublets liants et non-liants se
repoussent mutuellement et se placent de ce fait aussi loin que possible les unes des autres. La répulsion
entre ces paires est de ce fait le minimum possible.
A. Prévision des formes moléculaires
Par convention, nous désignons par :
- A : l'atome central ;
- X : les doublets liants, m leur nombre;
- E : les doublets non liants, n leur nombre;
D'autre part, pour déterminer la forme d'une molécule, on donne à une liaison double ou triple la
valeur d'une seule liaison.
La géométrie de la molécule est déterminé par l'arrangement géométrique des noyaux. Pour la déter-
miner il nous faudra au préalable prédire l'arrangement spatial des doublets électroniques.
Table 2.1 - Règles de la VSEPR pour des molécules à liaisons simples : 2,3,4 doublets.
Nombre de
doublets
Arrangement
Type de la
molécule
Géométrie
Angle
2 (sp)
Linéaire
ax 2
Linéaire
A
180°
3 (sp 2 )
Triangulaire
ax 3
Triangulaire
/
A
\
120°
ax 2 e
Angulaire (en forme de V)
p
\
Moins de 120°
4 (sp 3 )
Tétraédrique
ax 4
Tétraèdre
109°
ax 3 e
Pyramide à base triangulaire
Moins de 109 °
ax 2 e 2
Angulaire (en forme de V)
Moins de 109 °
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2.2 Liaisons intramoléculaires 15
2.2.9 Hybridation des orbitales atomiques
La théorie des orbitales hybrides a été initialement développée pour expliquer la géométrie de mo-
lécules comme le méthane (CH 4 ). La difficulté de compréhension de cette dernière a pour cause les
raisons suivantes. Il s'agit d'une molécule constituée d'un atome de carbone lié à quatre atomes d'hy-
drogène. La configuration électronique du carbone dans son état fondamental est : C : ls 2 2 s 2 2 p 2 soit :
c nnu
1 5 2 s 2j) x 2j]y 2j?~
De prime abord, il semblerait que l'atome de carbone ne doive former que deux liaisons covalentes
du fait de l'existence de deux orbitales 2 p à moitié remplies. Cependant CH 2 , le méthylène, est instable
et réagit facilement pour venir s'ajouter comme groupement à l'intérieur de molécules. Ce raisonnement
ne permet pas d'expliquer l'existence du méthane.
Par ailleurs un raisonnement impliquant un état excité ne permettrait pas d'expliquer les propriétés
du méthane. Si un électron de l'orbitale 2s est excité et occupe l'orbitale 2 pz, le carbone peut alors être
lié à quatre atomes d'hydrogène (4 orbitales du carbone sont à moitié remplies). Cependant, la forme des
orbitales 2s et 2 p étant très différentes, le recouvrement avec les orbitales des différents atomes d'hydro-
gène sera différent, et les quatre liaisons C H n'auront pas la même énergie ce qui est contraire aux
résultats expérimentaux.
Une manière de répondre au problème de l'existence et de la géométrie de ce type de molécule est
l'hybridation des orbitales atomiques. Il s'agit d'une combinaison linéaire d'orbitales s pures avec des
orbitales p pures pour former des orbitales hybrides de même niveau d'énergie, nommées sp qui ont des
caractéristiques intermédiaires.
L'orbitale moléculaire sp 3 : il s'agit d'une combinaison entre 3 orbitales p et une orbitale s. On obtient
ainsi 4 orbitales hybridées sp 3 .
L'orbitale moléculaire sp 2 : il s'agit d'une combinaison entre 2 orbitales p et une orbitale s. On obtien-
dra alors 3 orbitales hybridées sp 2 et l'une des orbitales 2p.
L'orbitale moléculaire sp : il s'agit d'une combinaison entre une orbitales p et une orbitale s. On obtien-
dra alors 2 orbitales hybridées sp et 2 orbitales 2 p.
Figure 2.3 - Exemple d'hybridation sp 3 (CH 4 )
2.2.10 Moment dipolaire d'une molécule polyatomique
Le moment dipolaire d'une molécule est la somme vectorielle des moments dipolaires de ses liaisons
que l'on appelle aussi moments dipolaires élémentaires.
Dans un cas comme celui là, ou deux moments dipolaires élémentaires pa-X\ et pjC-x 2 sont égaux
en module, leur résultante p vaut :
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Les liaisons chimiques
Figure 2.4 - Moment dipolaire d'une molécule d'eau.
fl — 2 flA-X • cos
a
2
Figure 2.5 - cis-1,2-dichloroethene, une
molécule polaire.
Figure 2.6 - trans-1,2-dichloroethene,
une molécule apolaire.
Molécule polaire : Une molécule est dite polaire si elle a un moment dipolaire non nul.
Molécule apolaire :
Une molécule est dite apolaire si elle a un moment dipolaire nul.
2.3 Liaisons intermoléculaires
2.3.1 Liaison hydrogène
La liaison hydrogène ou pont hydrogène est une liaison physique non covalente, de type dipôle-
dipôle (électrostatique). Elle est de basse intensité par rapport aux liaisons covalentes (vingt fois plus
faible que liaison covalente classique), mais c'est la plus forte des liaisons intermoléculaires.
Pour que cette liaison s'établisse, il faut être en présence d'un donneur de liaison hydrogène et d'un
accepteur :
- le donneur est composé électronegatif (azote N, oxygène O, fluor F rarement le soufre S) porteur
d'un atome hydrogène (comme dans les amines -NH 2 , alcools -OH, thiols -SH) ;
- l'accepteur est composé d'un hétéroatome (uniquement azote N, oxygène O ou fluor F) porteur
de doublets libres.
8 -
; 0
ô- / \,i-
H H , s H H
0 \ /
s* y' 'x &■,' c
H H 6
k
H
H
1
Figure 2.7 - Liaisons hy-
drogène entre des molécules
d'eau.
Figure 2.8 - Liaisons hydro-
gène entre des molécules d'eau
et d'ammoniaque.
Figure 2.9 - Liaisons hy-
drogène entre des molécules
d'acides.
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