Fiche de révision : Liaison en chimie organique

📋 Plan du Cours

1. Modèles et structure électronique
2. Orbitales atomiques et nombres quantiques
3. Orbitales moléculaires et liaisons
4. Valence et règle de l’octet
5. Hybridations du carbone
6. Hybridations de l’azote et de l’oxygène
7. Délocalisation électronique

📖 1. Modèles et structure électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Espace défini dans lequel on a une probabilité de 90 % de trouver un ou deux électrons.

📝 Points essentiels

• Le modèle de Bohr (1913) décrit les électrons comme gravitant autour du noyau sur des orbites correspondant à des couches électroniques.

• La couche électronique K peut contenir au maximum 2 électrons et la couche L peut en contenir au maximum 8.

📖 2. Orbitales atomiques et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Entier supérieur à zéro qui définit le niveau d’énergie de l’orbitale atomique et la couche électronique.

★ À maîtriser

• Le nombre quantique azimutal ℓ vérifie 0 ≤ ℓ ≤ n−1 et définit la forme de l’orbitale atomique.

• Les trois orbitales p sont:

  • pₓ
  • pᵧ
  • p𝓏

Compléments

• Le nombre quantique magnétique m vérifie −ℓ ≤ m ≤ ℓ et définit l’orientation de l’orbitale atomique.

• Le nombre quantique de spin prend les valeurs ± ½ et est propre à l’électron.

💡 Astuce mémo

n → ℓ → m → spin : niveau, forme, orientation, rotation

📖 3. Orbitales moléculaires et liaisons

📝 Points essentiels

• Deux orbitales atomiques contenant chacune un électron célibataire se recouvrent pour former une orbitale moléculaire liante et une orbitale moléculaire anti-liante.

📌 Un recouvrement axial forme une liaison σ, tandis qu’un recouvrement latéral forme une liaison π.

• Une liaison simple correspond à une orbitale moléculaire σ, une liaison double contient une liaison σ et une liaison π, et une liaison triple contient une liaison σ et deux liaisons π.

💡 Astuce mémo

Recouvrement axial → σ ; recouvrement latéral → π

📖 4. Valence et règle de l’octet

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : Dernière couche électronique non saturée qui seule intervient dans la formation des liaisons covalentes.
• Valence : Nombre d’électrons célibataires disponibles pour former des liaisons.

★ À maîtriser

• L’hydrogène est monovalent, le carbone est tétravalent, l’azote est trivalent, l’oxygène est divalent et le fluor est monovalent.

📌 La règle du duet concerne l’hydrogène, qui tend à atteindre 2 électrons, tandis que la règle de l’octet concerne les éléments de la deuxième ligne, qui tendent à atteindre 8 électrons.

Compléments

• L’azote possède un doublet non-liant, l’oxygène en possède deux et le fluor en possède trois dans les structures présentées.

💡 Astuce mémo

Hydrogène vise le duet ; les éléments de la deuxième ligne visent l’octet

📖 5. Hybridations du carbone

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation : Réorganisation des orbitales atomiques en orbitales hybrides permettant d’expliquer la géométrie des molécules organiques.

★ À maîtriser

• L’hybridation sp³ donne une géométrie tétraédrique avec des angles d’environ 109,5°.

• L’hybridation sp² donne une géométrie trigonale plane avec des angles d’environ 120,0° et conserve une orbitale p pure.

• L’hybridation sp donne une géométrie linéaire avec des angles d’environ 180,0° et conserve deux orbitales p pures.

• Dans l’éthène, chaque carbone est hybridé sp² et la double liaison résulte d’une liaison σ par recouvrement axial et d’une liaison π par recouvrement latéral.

• Dans l’éthyne, chaque carbone est hybridé sp et la triple liaison résulte d’une liaison σ et de deux liaisons π.

Compléments

• Dans le méthane, le carbone est hybridé sp³ et les quatre recouvrements axiaux entre orbitales Csp³ et H1s forment quatre liaisons σ.

💡 Astuce mémo

sp³ → tétraèdre → 109,5° ; sp² → plan → 120° ; sp → ligne → 180°

📖 6. Hybridations de l’azote et de l’oxygène

★ À maîtriser

• Le carbone possède 4 électrons de valence, l’azote 5 et l’oxygène 6 ; leurs valences sont respectivement 4, 3 et 2.

• Dans les structures sp³ présentées, le carbone forme quatre liaisons σ sans doublet non-liant, l’azote trois liaisons σ avec un doublet non-liant et l’oxygène deux liaisons σ avec deux doublets non-liants.

Compléments

• 🔄 L’évolution de C vers O suit cette chaîne:
  1. Un électron est ajouté dans la couche de valence
  2. La valence diminue de un
  3. Le nombre d’hydrogènes liés diminue de un
  4. Le nombre de doublets non-liants augmente de un

📌 La configuration électronique du carbone, de l’azote et de l’oxygène respecte la règle de l’octet dans les structures présentées.

💡 Astuce mémo

Un électron de valence supplémentaire → une liaison de moins et un doublet non-liant de plus

📖 7. Délocalisation électronique

📝 Points essentiels

• Dans le méthanamide, l’oxygène et le carbone sont hybridés sp² et l’azote possède un doublet non-liant délocalisable.

• Dans le méthanamide, le recouvrement axial de deux orbitales p permet la délocalisation électronique et conduit à deux formes mésomères limites.

📌 Les deux formes mésomères limites du méthanamide respectent la règle de l’octet, avec une double liaison soit entre O et C, soit entre C et N.

💡 Astuce mémo

Un doublet non-liant délocalisable → deux formes mésomères respectant l’octet

📊 Tableaux de synthèse

Hybridations du carbone

Valence et doublets non-liants