Fiche de révision : Introduction aux liaisons chimiques et géométrie moléculaire

📋 Plan du Cours

1. Fondements des liaisons chimiques ioniques et covalentes
2. Configurations électroniques et règle de l’octet
3. Orbitales atomiques : formes, niveaux d’énergie et distribution électronique
4. Formation et types d’orbitales moléculaires par recouvrement d’orbitales atomiques
5. Concept et rôle des orbitales hybridées dans la géométrie moléculaire
6. Hybridations sp3, sp2 et sp du carbone : formation, géométrie et liaisons σ et π
7. Influence du nombre de liaisons C–C sur la longueur et la force des liaisons
8. Cas particuliers d’hybridation du carbone : cation, radical et anion méthyle
9. Exemples d’hybridation sp2 et sp3 chez d’autres atomes : BH3, H2O et NH3
10. Théorie VSEPR de Gillespie : détermination de la géométrie moléculaire par répulsion des paires électroniques

📖 1. Fondements des liaisons chimiques ioniques et covalentes

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison ionique : Type de liaison chimique résultant du transfert complet d’électrons entre atomes, conduisant à la formation d’ions chargés.
• Liaison covalente : Type de liaison chimique résultant du partage d’électrons entre atomes, avec un recouvrement favorable des orbitales atomiques et formation d’orbitales moléculaires.
• Avec les liaisons : Avec les liaisons ioniques comme avec les liaisons covalentes, les atomes ont tendance à acquérir une configuration électronique stable.

📝 Points essentiels

• Les liaisons ioniques résultent du transfert complet d’électrons entre atomes, conduisant à des ions chargés.
• Les liaisons covalentes résultent du partage d’électrons entre atomes pour atteindre une configuration électronique stable similaire aux gaz rares.

💡 À retenir

Les liaisons ioniques résultent du transfert complet d’électrons entre atomes, conduisant à des ions chargés.

📖 2. Configurations électroniques et règle de l’octet

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration électronique : Répartition des électrons dans les différentes couches ou niveaux d’énergie d’un atome, où chaque couche peut contenir un nombre maximum d’électrons (2 dans la première, 8 dans la deuxième, 18 dans la troisième ou 8 si c’est la dernière couche).
• Règle de l’octet : Tendance des atomes à posséder huit électrons sur leur couche externe afin d’atteindre la stabilité caractéristique des gaz rares, ce qui influence la formation des liaisons chimiques.

📝 Points essentiels

• La règle de l’octet stipule que les atomes tendent à avoir 8 électrons sur leur couche externe pour atteindre la stabilité des gaz rares.
• La configuration électronique se remplit selon des niveaux d’énergie définis, avec un maximum de 2 électrons dans la première couche, 8 dans la deuxième, etc.
• La stabilité maximale est obtenue quand la couche externe est remplie, comme dans les gaz rares ou nobles (8 e- sur la dernière couche).

💡 À retenir

La règle de l’octet guide la formation des liaisons chimiques pour atteindre une configuration stable.

📖 3. Orbitales atomiques : formes, niveaux d’énergie et distribution électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitales atomiques (OA) : Volumes autour du noyau où la probabilité de présence d’un électron est la plus élevée, présentant des formes caractéristiques telles que sphériques pour les orbitales s et lobulaires pour les orbitales p.
• Fonctions d’onde : Solutions des équations d’ondes mathématiques qui décrivent la probabilité de présence d’un électron dans une région de l’espace autour du noyau, avec des amplitudes positives, négatives et des noeuds où la valeur change de signe.
• Niveaux d’énergie : Ils se sont basés sur l’idée qu’un noyau chargé positivement est entouré d’électrons ordonnés en couches ou niveaux d’énergie concentriques.

📝 Points essentiels

• Les orbitales atomiques sont des régions où la probabilité de présence d’un électron est maximale, avec des formes sphériques pour s et lobulaires pour p.
•  OA : Volume autour du noyau où la probabilité de présence des e- est la plus élevée.
• Distribution des e- autour du noyau d’un point de vue spatial et énergétique.

💡 À retenir

Les orbitales atomiques sont des régions où la probabilité de présence d’un électron est maximale, avec des formes sphériques pour s et lobulaires pour p.

📖 4. Formation et types d’orbitales moléculaires par recouvrement d’orbitales atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitales moléculaires (OM) : 1- Recouvrement selon l’axe des 2 noyaux = liaison s Ex : H2 Cl2HCls + s p + ps + p 8 2- Recouvrement latéral
• Orbitales atomiques : 1- Recouvrement selon l’axe des 2 noyaux = liaison s Ex : H2 Cl2HCls + s p + ps + p 8 2- Recouvrement latéral

📝 Points essentiels

• Les orbitales moléculaires résultent du rapprochement des orbitales atomiques d’atomes différents, formant des liaisons covalentes.
• Le recouvrement axial des orbitales atomiques forme des liaisons σ, tandis que le recouvrement latéral forme des liaisons π.
• L1 CH201 – Chap 3 4 types d’orbitales atomiques, de niveaux d’énergie différents : s, p, d ou f orbitales d (juste pour information) 6 03/02/2023 4 7 L1 CH201 – Chap 3 ORBITALES MOLECULAIRES Les orbitales moléculaires (OM) résultent du rapprochement des orbitales atomiques (OA).

💡 À retenir

Les orbitales moléculaires expliquent la formation des liaisons covalentes par recouvrement spatial des orbitales atomiques.

📖 5. Concept et rôle des orbitales hybridées dans la géométrie moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitales hybridées : Orbitales obtenues par la combinaison des orbitales atomiques d’un même atome, formant des orbitales de même énergie qui correspondent à la géométrie moléculaire observée.
• Concept des orbitales : Modèle quantique décrivant des régions de l’espace autour d’un noyau atomique où la probabilité de présence d’un électron est élevée.
• Orbitales hybrides : Orbitales résultant de la combinaison d’orbitales atomiques d’un même atome, utilisées pour expliquer la formation de liaisons chimiques et la géométrie moléculaire.
• Électron dans une orbitale : Particule quantique dont la localisation est décrite par la fonction d’onde associée à une orbitale, participant à la formation des liaisons chimiques.

📝 Points essentiels

• La promotion d’un électron d’une orbitale s vers une orbitale p permet la formation d’orbitales hybridées nécessaires aux liaisons multiples et à la géométrie observée.
• Les orbitales hybridées résultent de la combinaison des orbitales atomiques d’un même atome pour former des orbitales de même énergie adaptées à la géométrie moléculaire.
• Tout comme les OA d’atomes différents peuvent se mélanger pour former des OM, les OA d’un même atome peuvent se combiner pour conduire à des orbitales hybrides.

💡 À retenir

L’hybridation adapte les orbitales atomiques pour expliquer la géométrie et la multiplicité des liaisons dans les molécules.

📖 6. Hybridations sp3, sp2 et sp du carbone : formation, géométrie et liaisons σ et π

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation sp3 : Type d'hybridation où une orbitale 2s et trois orbitales 2p du carbone se combinent pour former quatre orbitales hybrides équivalentes orientées selon une géométrie tétraédrique, chacune participant uniquement à des liaisons sigma.
• Hybridation sp2 : Type d'hybridation résultant de la combinaison d'une orbitale 2s et de deux orbitales 2p du carbone pour former trois orbitales hybrides équivalentes situées dans un plan trigonal, avec une orbitale 2p restante non hybridée perpendiculaire à ce plan, permettant la formation de liaisons sigma et d'une liaison pi.
• Atome de Carbone : Élément chimique capable de former différentes hybridations de ses orbitales 2s et 2p, ce qui détermine la géométrie et la nature des liaisons dans les composés organiques.
• Carbone pour constituer une système : Utilisation des orbitales hybrides du carbone pour former des systèmes moléculaires avec diverses géométries et types de liaisons, adaptées aux substituants liés.
• Orbitales du carbone pour constituer : Processus d'hybridation des orbitales atomiques 2s et 2p du carbone pour créer des orbitales hybrides qui définissent la géométrie moléculaire et les types de liaisons (sigma et pi) dans les molécules.

📝 Points essentiels

• L’hybridation sp3 forme quatre orbitales hybrides équivalentes orientées tétraédriquement, impliquées uniquement dans des liaisons sigma.
• L’hybridation sp forme deux orbitales hybrides linéaires et deux orbitales p non hybridées perpendiculaires, permettant une triple liaison composée d’une liaison sigma et de deux liaisons pi.

💡 À retenir

Les différents types d’hybridation du carbone expliquent la diversité géométrique et la nature des liaisons dans les composés organiques.

📖 7. Influence du nombre de liaisons C–C sur la longueur et la force des liaisons

🔑 Notions clés & Définitions

• CH201 – Chap : Désignation d'un chapitre spécifique dans un cours ou module d'enseignement, servant à situer le contenu pédagogique.
• Molécules plus complexes à partir : Principe expliquant la formation de molécules plus complexes à partir des orbitales atomiques (OA) par recouvrement et hybridation.

📝 Points essentiels

• La longueur de la liaison C–C diminue lorsque le nombre de liaisons entre deux carbones augmente, passant de simple à double puis à triple.
• La force de la liaison C–C augmente avec le nombre de liaisons, la triple étant la plus forte.
• Le recouvrement orbital impliquant une orbitale s rapproche davantage les noyaux que celui impliquant uniquement des orbitales sp3.
• L’orbitale s est plus proche du noyau que l’orbitale sp3: les noyaux seront plus proches dans un recouvrement s-sp3 que dans un recouvrement sp3-sp3 .

💡 À retenir

Le nombre de liaisons entre carbones influence directement la distance et la robustesse de la liaison chimique.

📖 8. Cas particuliers d’hybridation du carbone : cation, radical et anion méthyle

🔑 Notions clés & Définitions

• Cation méthyle : Ion positif du méthyle dont le carbone est hybridé sp2, caractérisé par une orbitale vide.
• Radical méthyle : Espèce chimique du méthyle avec un électron célibataire sur le carbone hybridé sp2.

📝 Points essentiels

• Le cation méthyle (CH3+) est hybridé sp2, avec une orbitale vide.
• Le radical méthyle (CH3·) est également hybridé sp2, avec un électron célibataire.
• L’anion méthyle (CH3-) est hybridé sp3, avec une paire d’électrons non liants.

💡 À retenir

Les états ioniques et radicaux du méthyle modifient l’hybridation du carbone, influençant sa réactivité et sa géométrie.

📖 9. Exemples d’hybridation sp2 et sp3 chez d’autres atomes : BH3, H2O et NH3

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation : processus par lequel un atome met en commun ses orbitales atomiques pour former de nouvelles orbitales hybrides, adaptées à la formation de liaisons covalentes. Elle permet d’expliquer la géométrie moléculaire en fonction du nombre de paires d’électrons liantes et non liantes autour de l’atome central.

📝 Points essentiels

• Le bore dans BH3 possède une hybridation sp2, ce qui explique sa géométrie trigonale plane avec trois liaisons σ équivalentes. En effet, l’atome de bore, initialement doté d’une orbitale 2s et de trois orbitale 2p, subit une promotion d’un électron de la 2s vers la 2p, puis forme trois orbitales hybrides sp2. Ces orbitales hybrides se recouvrent axialement avec les orbitales 1s des trois atomes d’hydrogène, créant ainsi trois liaisons σ équivalentes. La géométrie résultante est trigonal plane, conforme à la théorie VSEPR.

• L’oxygène dans H2O est hybridé sp3, ce qui explique sa géométrie coudée. L’atome d’oxygène, avec une configuration électronique 1s2 2s2 2p4, subit une hybridation où une orbitale 2s et trois orbitales 2p se combinent pour former quatre orbitales hybrides sp3. Deux de ces orbitales hybrides se lient aux atomes d’hydrogène via des liaisons σ, tandis que les deux autres contiennent des doublets non liants. La répulsion entre ces doublets non liants est plus forte, ce qui déforme la molécule en une structure angulaire ou coudée, avec un angle inférieur à 109,5°.

• L’azote dans NH3 est hybridé sp3, ce qui explique sa géométrie pyramidale trigonale. L’atome d’azote, avec une configuration 1s2 2s2 2p3, subit une hybridation où une orbitale 2s et trois orbitales 2p se combinent pour former quatre orbitales hybrides sp3. Trois de ces orbitales hybrides forment des liaisons σ avec les atomes d’hydrogène, tandis que la quatrième contient un doublet non liant. La répulsion entre ce doublet non liant et les liaisons liantes entraîne une géométrie pyramidale, avec un angle de liaison proche de 107°, inférieur à 109,5° en raison de la répulsion supplémentaire du doublet non liant.

• La théorie VSEPR permet de prédire la géométrie moléculaire en fonction du nombre de paires d’électrons liantes (L) et non liantes (E) autour de l’atome central. Pour BH3, on a AX3 avec trois liaisons et aucune paire non liantes, conduisant à une géométrie trigonal plane. Pour H2O, la formule est AX2E2 avec deux liaisons et deux doublets non liants, donnant une structure angulaire. Pour NH3, la formule est AX3E1 avec trois liaisons et un doublet non liant, conduisant à une géométrie pyramidale trigonale.

💡 À retenir

L’hybridation et la théorie VSEPR expliquent la diversité des géométries moléculaires des atomes autres que le carbone, en fonction du nombre de paires d’électrons liantes et non liantes autour de l’atome central.

📖 10. Théorie VSEPR de Gillespie : détermination de la géométrie moléculaire par répulsion des paires électroniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Répulsion des paires électroniques : Interaction électrostatique entre les paires d’électrons de la couche de valence qui tend à les éloigner les unes des autres afin de minimiser l’énergie du système.
• Méthode : Procédure qui consiste à utiliser la structure de Lewis d’une molécule pour déterminer le nombre de paires liantes et non liantes autour de l’atome central, afin de prédire la géométrie moléculaire.
• VSEPR : Théorie qui prévoit la forme des molécules en considérant que la géométrie est déterminée par la répulsion entre toutes les paires électroniques liantes et non liantes de la couche de valence autour de l’atome central.

📝 Points essentiels

• La formule AXmEn indique le nombre de substituants X et de paires non liantes E autour de l’atome central A, influençant la géométrie.
• Les paires non liantes exercent une répulsion plus forte que les paires liantes, modifiant les angles de liaison.

💡 À retenir

La formule AXmEn indique le nombre de substituants X et de paires non liantes E autour de l’atome central A, influençant la géométrie.

📊 Tableaux de Synthèse

Comparaison des types de liaisons chimiques

⚠️ Pièges & Confusions Fréquentes

1. Confusion entre la formation d’ions et le partage d’électrons dans les liaisons.
2. Oublier que la règle de l’octet concerne la stabilité électronique, pas la charge.
3. Confondre orbitales atomiques et orbitales moléculaires.
4. Mélanger hybridation sp3, sp2 et sp sans distinction claire.
5. Ignorer l’impact du nombre de liaisons C–C sur la longueur et la force.
6. Confondre cation, radical et anion méthyle avec d’autres espèces.
7. Ne pas distinguer la géométrie selon VSEPR pour différentes molécules.

✅ Checklist Examen

1. Revoir la différence entre liaison ionique et covalente.
2. Mémoriser la configuration électronique et la règle de l’octet.
3. Étudier les formes et niveaux d’énergie des orbitales atomiques.
4. Comprendre la formation et le recouvrement des orbitales moléculaires.
5. Maîtriser l’hybridation sp3, sp2, sp du carbone.
6. Analyser l’effet du nombre de liaisons C–C sur la longueur et la force.
7. Étudier les cas particuliers d’hybridation du carbone.
8. Exercices sur hybridation chez d’autres atomes (BH3, H2O, NH3).
9. Utiliser la théorie VSEPR pour déterminer la géométrie moléculaire.
10. Pratiquer la détermination de la géométrie par répulsion des paires électroniques.