Mol

1
Molécules et géométrie
Molécules et géométrie
2
La géométrie moléculaire
La géométrie moléculaire
Cest le domaine de la stéréochimie
Comment décrire la géométrie des molécules? Au
moyen de
Distances de liaison. R
Angles de valence. a
Angles de torsion. f
ROO
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La géométrie moléculaire
La géométrie moléculaire
Cest le domaine de la stéréochimie
Comment décrire la géométrie des molécules? Au
moyen de
Distances de liaison. R
Angles de valence. a
Angles de torsion. f
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La géométrie moléculaire
La géométrie moléculaire
Cest le domaine de la stéréochimie
Comment décrire la géométrie des molécules? Au
moyen de
Distances de liaison. R
Angles de valence. a
aOOH
ROH
Angles de torsion. f
ROO
f
ROH
aOOH
5
Répulsion des paires (2 paires)
Le modèle de la répulsion des paires
Les paires délectrons se distribuent autour des
noyaux  porteurs  A et déterminent la géométrie
moléculaire.
Ces paires se repoussent et mènent au modèle de
répulsion des paires.
2 paires salignent sur la sphère
Conséquence Molécules linéairesAX2
? 180
Exemple BeCl2 (Octet non respecté)
6
Molécules linéaires et planes
Le modèle de la répulsion des paires
3 paires se disposent sur un triangle équilatéral.
Conséquence Molécules planes AX3
? 120
Exemple AlCl3 (Octet non respecté)
7
Molécules tétrahédriques (4 paires)
Le modèle de la répulsion des paires
4 paires se disposent au sommet dun tétraèdre.
Conséquence Molécules tétraédriques AX4 ?
10928 
Exemple CH4 (Octet respecté)
8
Bipyramide trigonale (5 paires)
Le modèle de la répulsion des paires
5 paires se disposent au sommet dune bipyramide
trigonale.
Conséquence AX5
? 120 et 90
Exemple PCl5 (Octet non respecté - composé
hypervalent)
9
Octaèdre (6 paires)
Le modèle de la répulsion des paires
6 paires se disposent au sommet dun octaèdre.
Conséquence AX6
? 90
Exemple S F6 (Octet non respecté - composé
hypervalent)
10
Molécules liaisons simples(CH4)
La géométrie des molécules à liaisons simples
CH4 AX4
11
Molécules NH3
NH3 EAX3
12
Molécules H2O
H2O E2AX2
13
Éthane, méthylamine, méthanol,
La géométrie des molécules à liaisons simples
Ethane, méthylamine, méthanol, ...
14
Molécules liaisons multiples
La géométrie des molécules à liaisons multiples
éthane ? éthylène ? acétylène ...
Molécule plane
Molécule linéaire
15
Notion d hybridation
La notion d hybridation
Les molécules sont tétraédriques, mais les
orbitales atomiques sont orthogonales
(perpendiculaires entre-elles).
Lhybridation est la transformation des orbitales
de latome pour les adapter à une meilleure
description de la géométrie moléculaire.
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Notion d hybridation
La notion d hybridation
Les molécules sont tétraédriques, mais les
orbitales atomiques sont orthogonales
(perpendiculaires entre-elles).
Lhybridation est la transformation des orbitales
de latome pour les adapter à une meilleure
description de la géométrie moléculaire.
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Hybridation sp
Lhybridation sp
sobtient en combinant lorbitale 2s à une
orbitale 2p, sans modifier les deux autres.
Deux orbitales (2s, 2p) se transforment par
combinaison (addition et soustraction) en deux
hybrides sp.
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Hybridation sp
Lhybridation sp
sobtient en combinant lorbitale 2s à une
orbitale 2p, sans modifier les deux autres.
Deux orbitales (2s, 2p) se transforment par
combinaison (addition et soustraction) en deux
hybrides sp.
19
Hybridation sp
Lhybridation sp
Au total
Les hybrides permettront de décrire les liaisons.
Cette hybridation est adaptée à la représentation
des atomes dans des molécules linéaires telles
que BeCl2, HC?CH, HC?N? ou contenant des
fragments linéaires.
20
Hybridation sp
Lhybridation sp2
sobtient en combinant la fonction 2s à deux
fonctions 2p, sans modifier la dernière.
elle est adaptée à la représentation ddes atomes
dans les molécules planes telles que AlCl3,
H2CO?, H2CCH2 ou contenant des fragments
planes.
21
Hybridation sp2
Lhybridation sp2
sobtient en combinant la fonction 2s à deux
fonctions 2p, sans modifier la dernière.
elle est adaptée à la représentation de molécules
planes telles que H2CO? que H2CCH2 ou
contenant des fragments planes.
22
Hybridation sp3
Lhybridation sp3
sobtient en combinant la fonction 2s aux trois
fonctions 2p.
elle est adaptée à la représentation de molécules
tétraédriques telles que CH4 , H3COH que
H3CCH3, .
Dautres hybridations incluant les orbitales d
existent. Par exemple sp3d pour décrire PCl5 ou
sp3d2 pour décrire SF6
23
La formation des liaisons
La formation de liaisons
Lhybride spn se combine à une orbitale 1s de
lhydrogène, ou à une autre orbitale hybride pour
former les liaisons s CH, CC, CO, ....
Les traits de liaison symbolisent la liaison
chimique décrite par la superposition des
orbitales atomiques hybrides (?) ou
originales.
24
Description de l éthylène
Description de l éthylène C2H4
Les hybrides sp2 forment les liaisons s CH et CC
de l éthylène (?)
La fusion des orbitales 2p inchangées forme la
liaison p CC de l éthylène
25
Description du benzène (résonance)
La résonance du benzène
Lexemple du benzène montre que par fusion des
orbitales 2p inchangées, on décrit le phénomène
de conjugaison des électrons p.
26
complexes
Les complexes moléculaires
De nombreux ions métalliques forment des
structures moléculaires stables avec dautres
molécules ou ions (ligands) Ce sont les
complexes moléculaires Fe(CN)63- , Fe(CN)64-,
Ni(NH3)62,
Leur géométrie est octaédrique. On lexplique par
lhybridation sp3d2 du Fe
Les ions CN- occupent les hybrides sp3d2
27
Les liaisons intermoléculaires
les liaisons intermoléculaires
Si des molécules identiques existent dans des
états physiques différents, cest parce qu elles
sont soumises à des interactions
intermoléculaires, qui sexpriment via des forces
intermoléculaires.
On distingue

• Les forces de van der Waals.

• Les forces dipôles/dipôles de Keesom

• Les forces dipôles/dipôles induits de Debye

• Les forces de dispersion de London

• Les ponts hydrogènes

28
Forces de Keesom
les forces de van der Waals
Des liaisons intermoléculaires apparaissent si
les forces attractives dominent les forces
répulsives.

• Les forces dipôles/dipôles de Keesom résultent de
  linteraction électrostatique stabilisante
  obtenue par orientation des dipôles

29
Forces de Debye
les forces de van der Waals
Une molécule apolaire peut être polarisable
et sous l influence d un dipôle,
se polariser. Il sagit de dipôles
induits

• Les forces dipôles/dipôles induits de Debye
  proviennent de linteraction électrostatique
  stabilisante résultante

30
Forces de London
les forces de van der Waals
Des molécules polarisables peuvent interagir via
des dipôles instantanés

• Les forces de dispersion de London sont des
  forces dipôles induits/dipôles induits

Elles sont d autant plus grandes que la
polarisabilité est grande.
On peut expliquer ainsi laugmentation de la
température d ébullition des halogènes F2
-183C Cl2 -35C Br2 58C I2 183C
31
Les ponts hydrogènes
les ponts Hydrogène
Lorsque des hydrogènes sont liés à des atomes
fortement électronégatifs, la liaison formée est
très polarisée (transfert électronique important).
Les hydrogènes (d) sassocient aux atomes (d-)
dune molécule voisine.
Celle-ci sétablit entre H et F, O, N.
Cette association constitue un pont Hydrogène.
qui mène souvent à des réseaux de molécules.
Par exemple entre H et O dans les alcools
32
Les ponts hydrogènes
les ponts Hydrogène
L eau constitue un autre exemple
Cette liaison intermoléculaire explique le point
d ébullition élevé de H2O (100C) et HF (20C)
comparés à H2S (-60C) et HCl (-85C)
33
Les états de la matière
Retour sur les états de la matière
Les états condensés trouvent leur origine dans
lagrégation des molécules. Cette cohésion
résulte des interactions intermoléculaires
Lagitation des molécules soppose à cette
cohésion. Celle-ci est de nature thermique et
confère la mobilité aux molécules.
Forces de cohésion gtgt Agitation thermique ?
Etat Solide (Energie Réticulaire)
Rigidité Positions fixes
Forces de cohésion ltlt Agitation thermique ?
Etat Gazeux
mouvements
libres
Forces de cohésion ? Agitation thermique ? Etat
Liquide
Fluidité Positions libres, mobilité
restreinte
34
Le solide ionique
Retour sur les situations ioniques Le Solide
Ionique
Exemple du cristal de NaCl en 3 dimensions
NaCl-?
Il sagit dune succession détapes élémentaires
qui constituent leCycle de Haber Born que nous
allons analyser
35
Le solide ionique
Cycle de Haber Born

1. Vaporisation Na(s) -gt Na(g) E 93
2. Dissociation 1/2Cl2(g) -gt Cl E122

1. Ionisation Na -gt Na e- E496
2. Ionisation Cl e- -gt Cl- E-348

1. Association NaCl--gt NaCl(s) E-780
   (énergie réticulaire)

36
Le solide ionique
Cycle de Haber Born
Exemple du cristal de NaCl en 3 dimensions
NaCl-?
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Le solide ionique
Cycle de Haber Born

1. Vaporisation Na(s) -gt Na(g) E 93
2. Dissociation 1/2Cl2(g) -gt Cl E122

1. Ionisation Na -gt Na e- E496
2. Ionisation Cl e- -gt Cl- E-348

1. Association NaCl--gt NaCl(s) E-780
   (énergie réticulaire)

38
La maille métallique
La liaison métallique
39
La maille métallique
La liaison métallique
40
Solide moléculaire/covalent
Les solides moléculaires et
covalents
Laspirine
Le carbone diamant
41
Molécules et nomenclature
Molécules et Nomenclature A ce stade, la
connaissance de la nomenclature simpose. Cfr
ANNEXE
42
les notions de base
Les notions de base
La nomenclature chimique donne un nom rationnel
aux molécules.
Une fonction chimique est un ensemble de
propriétés portées par un atome ou un groupe
structuré datomes (Acide Base ).
Ce groupe structuré datomes sappelle groupe
fonctionnel.
Les noms reposent sur une association
 préfixe/élément/suffixe . Lensemble constitue
un radical.
43
Les grandes familles
Les grandes familles
Les oxydes
Les acides
Les bases
Les sels
44
Les mots clés
Les grandes familles
Les mots-clés utiles