Atome Et Liaison Chimique - CM
Atome Et Liaison Chimique - CM
Atome Et Liaison Chimique - CM
Nucléide = 𝐴𝑍𝑋 avec Z numéro atomique (nb proton) et A nb de masse (nb nucléons)
𝐴 = 𝑍+𝑁
Isotopes = nucléides ayant même numéro atomique Z mais nb de masse A différents
1 2 3
1𝐻 ∶ ℎ𝑦𝑑𝑟𝑜𝑔è𝑛𝑒, 1𝐻 ∶ 𝑑𝑒𝑢𝑡é𝑟𝑖𝑢𝑚, 1𝐻 ∶ 𝑡𝑟𝑖𝑡𝑖𝑢𝑚
12
Masse atomique : isotope 6𝐶 sert de référence
Nb d’Avogadro = nb d’atomes contenus dans 1 mole de 126𝐶 (avec 1 mole de carbone qui pèse
12 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 )
𝑁𝐴 = 6,022 ∗ 1023 𝑚𝑜𝑙 −1
Masse atomique moyenne d’un élément = masse de cet élément en tenant compte de ses isotopes
35Cl et 37Cl présent dans nature à 75% et 25%
75∗35 (25∗37)
D’où 𝑀(𝐶𝑙) = 100
+ 100 = 35,5 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1
Masse molaire d’un élément = masse d’une mole de cet élément (ensemble de 𝑁𝐴 d’entité identiques)
masse molaire égale à masse atomique de l’élément
Masse molaire d’une molécule = somme des masses molaires des atomes constituant la molécule
𝑀(𝐻2 𝑂) = (1 ∗ 2) + 16 = 18 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1
2) Nombres quantiques
𝑛 est le nb quantique principal
Entier strict positif, définit éloignement de l’électron par rapport au noyau, définit une couche
électronique
𝑛 = 1 → 𝑐𝑜𝑢𝑐ℎ𝑒 𝐾 ; 𝑛 = 2 → 𝑐𝑜𝑢𝑐ℎ𝑒 𝐿 ; 𝑛 = 3 → 𝑐𝑜𝑢𝑐ℎ𝑒 𝑀 …
Plus 𝑛 est élevé, plus force lié à l’électron est faible
𝑙 est le ombre quantique secondaire ou azimutal
Détermine allure trajectoire électron, est
tq 0 ≤ 𝑙 ≤ 𝑛 − 1, traduit existence de
sous-niveaux d’énergie
4) Degré de dégénérescence
Electron suit trajectoire qui dépend des valeurs de 3 quantiques (𝑛, 𝑙, 𝑚)
Cq orbitale atomique possible correspond énergie différente
Nb d’orbitale atomique possible (nb de valeurs possible pour 𝑚) définit degré de
dégénérescence = 𝑛2
Convention utilisée : un nombre + 1 lettre
Le nb est 𝑛, lettre dépend dépend des valeurs de 𝑙 + valeurs de 𝑚 indiquent nb d’orbitales
APPLICATION
1
Pour 3𝑝1 , 𝑛 = 3, 𝑙 = 1, 𝑚 = 1 𝑒𝑡 𝑠 = ± 2
1
Pour 3𝑑−1 , 𝑛 = 3, 𝑙 = 2, 𝑚 = −1 𝑒𝑡 𝑠 = ± 2
1
Pour 5𝑓0 , 𝑛 = 5, 𝑙 = 3, 𝑚 = 0 𝑒𝑡 𝑠 = ± 2
5) Diagramme d’énergie
1 𝑚𝑒 4 13,6 Energie en eV (C*V = J), on représente les niveaux
Formule : 𝐸𝑛 = (− ) ∗( ) = − 𝑒𝑉
𝑛2 8𝜀02 ℎ 2 𝑛2
d’énergie par des tirets/cases quantiques
avec 𝜀0 la permittivité du vide et h la cst de Planck
1 𝑒𝑉 = 1,6. 10−19 𝐶 ∗ 1𝑉 = 1,6.10−19 𝐽
Energie ne dépend que de 𝑛, ne prend
pas en compte nb d’électron (donc
valable uniquement pour les atomes
ayant 1 électron gravitant autour du
noyau)
1
D’où 𝐸𝑛 = − ∗ 𝑐𝑡𝑒 ; inversement
𝑛2
proportionnel au niveau 𝑛 où il se trouve =
énergie de liaison entre l’électron et le noyau
plus électron éloigné du noyau, moins énergie est
forte
Quand 𝑛 → ∞, 𝐸𝑛 = 0
6) Ion hydrogénoïde
Ion dont noyau contient Z protons et nb quelque conque de neutron en interaction avec UN SEUL
électron comme 12𝐻𝑒 + , 13𝐿𝑖 2+ …
𝑍 2 𝑚𝑒 4
Energie donnée par relation suivante : 𝐸𝑛 = −
8𝑛2 ℎ2 𝜀2 0
ne prend pas en compte l’effet d’écran (provoqué par électron couche inférieure et égale à
celle de l’électron étudié)
𝑍
D’où 𝐸𝑛 = − 𝑛2 ∗ 𝑐𝑡𝑒
1. atome polyélectronique
1. charge effective, effet d’écran
Formule : 𝑍 ′ = 𝑍𝑒𝑓𝑓 = 𝑍𝑖𝑗 − ∑ 𝜎𝑖𝑗 avec Z le nb atomique et 𝜎𝑖𝑗 la constante d’écran d’un électron j sur
un électron i
𝑠 ≤ 2𝑒 − , 𝑝 ≤ 6𝑒 − , 𝑑 ≤ 10𝑒 − , 𝑓 ≤ 14𝑒 −
2. Propriétés magnétiques
Comportement substance dans champ magnétique dépend du nb d’électrons non appariés qu’elle
contient
atome dont électrons sont appariés a moment de spin = 0 atome diamagnétique
atome dont électrons ne sont pas tous appariés a moment de spin ≠ 0 atome paramagn
𝑍 ′2
𝐸𝑖 = ∗ (−13,6)
𝑛∗2
Avec 𝐸(𝐻) = −13,6 𝑒𝑉 et 𝑛∗ le nb quantique
principal corrigé
8) Energie d’ionisation
Définition
Energie de première ionisation = énergie qu’il faut fournir à atome gazeux (état fondamental) pour lui
arracher un électron
𝐸𝑖1
𝐴(𝑔) → 𝐴+ −
(𝑔) + 𝑒(𝑔)
Energie de 2ème ionisation = énergie qu’il fournir pour arracher 2ème électron
𝐸𝑖2
𝐴(𝑔) → 𝐴2+ −
(𝑔) + 𝑒(𝑔)
Ordre de départ des électrons
Lors ionisation, électron le moins énergétiquement lié au noyau part en premier 1 des électrons de
valence
Pour métaux de transition (orbitales de valence = (𝑛 − 1)𝑑 𝑛𝑠), ce sont tjrs électrons 4𝑠 qui partent
en premier
9) Affinité électronique
1. Définition
Affinité électronique AE = énergie mise en jeu dans réaction de capture d’un électron par atome A
isolé, gazeux, à état fondamental, pour former anion gazeux
− 𝐴𝐸
𝐴(𝑔) + 𝑒(𝑔) → 𝐴−
(𝑔)
2. Signe d’affinité électronique
Qd réaction libère énergie (exothermique), affinité électronique positive
Qd il faut fournir énergie pour provoquer réaction (endothermique), AE est positive
Convention contraire à celle adoptée en thermodynamique et AE dc égale : 𝐴𝐸 = −𝐸(𝐴− ) + 𝐸(𝐴)
2. Bloc S
Constitué de 2 familles
colonne des métaux alcalins 𝑛𝑠1 , électrons de cœur très énergétiquement liés au noyau
ne peuvent perdre que leur seul électron de valence forment ions monovalents (𝑋 + ) et
sont fortement réducteurs
colonne des métaux alcalino-terreux 𝑛𝑠 2 , forment cations 𝑋 2+
3. Bloc P
Constitué de 6 colonnes
Eléments de la dernière colonne (n°18) sont appelés gaz rares ou gaz inertes ou gaz nobles
Rares car < 1% de atmosphère et inertes car couche électronique de valence est saturée en
électrons d’où peu d’interactions avec autres atomes
Eléments colonne 17 sont appelés halogènes, composés 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝5 leur manque 1 électrons pour
saturer couche électronique donc sont très réactifs
Forment ions négatifs monovalents (halogénure – 𝑋 − ) et sont de bons oxydants
Eléments colonne 16 sont appelés chalcogènes, composés 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝4 leur manque 2 électrons pour
saturer leur couche électronique donc sont assez réactifs
Forment ions négatifs divalents (𝑋 2−)
Eléments colonne 15, composés 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝3
Eléments colonne 14, composés 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝2
Eléments colonne 13, composés 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝1
4. Bloc D
Constitué de 10 colonnes : de 𝑛𝑠 2 (𝑛 − 1)𝑑1 à 𝑛𝑠 2 (𝑛 − 1)𝑑10
Eléments appelés éléments/métaux de transition sont tous métalliques et forment complexes
Complexe porphyrine-fer = hémoglobine
Peuvent devenir complexes + degrés d’oxydation très nombreux
5. Bloc F
Constitué de 2 lignes et 14 colonnes
Eléments première ligne (57-71) sont appelés lanthanides
Associés au lanthane & l’yttrium famille des terres rares
Eléments seconde ligne (89-103) sont appelés actinides
Sont tous radioactifs (durée de vie très courte)
6. Propriétés périodiques
1. Caractère métallique des corps simples
1. Propriétés métalliques
Propriétés physiques : métal = solide, dur, brillant, ductile, très bon conducteurs électricité/chaleur
Non métal : forme corps purs gazeux ou solides très volatiles, constitués de petites molécules
Propriétés chimiques : métal = élément qui combiné à oxygène donne oxyde basique (= oxyde
réagissant avec un acide ou oxyde ayant solution aqueuse présentant pH basique)
Non métal = élément qui combiné à oxygène donne oxyde acides (= oxyde réagissant avec une
base ou oxyde ayant solution aqueuse présentant pH acide)
1
2 𝐿𝑖 + 𝑂2 → 𝐿𝑖2 𝑂
2
𝐿𝑖2 𝑂 + 𝐻2 𝑂 → 2 𝐿𝑖 + + 2 𝐻𝑂 −
Li = métal
𝐻2 𝐶𝑂3 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻𝐶𝑂3− + 𝐻3 𝑂− 𝐻𝐶𝑂3− = hydrogénocarbonate
𝐻𝐶𝑂3− + 𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑂32− + 𝐻3 𝑂+ 𝐶𝑂32− = carbonate
C = non métal
Règle de SANDERSON
Elément considéré comme métal si nb d’électrons sur couche de nombre 𝑛 la plus grande est inférieure
ou égal au numéro de la période dans laquelle l’élément se trouve
Exceptions : H et Ge (Z = 32) ne sont pas métaux
Mo (Z = 42) configuration : 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 3𝑑10 4𝑠 2 4𝑝6 4𝑑10 5𝑠 2
𝑛 = 5 → 2𝑒 − d’où 2 ≤ 5
Mo est un métal
Se (Z = 34) configuration : 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 3𝑑10 4𝑠 2 4𝑝4
𝑛 = 4 → 6𝑒 − d’où 6 ≥ 4
Se n’est pas un métal
Rayon augmente avec carré du nb quantique, Z’ reste constant (de haut en bas)
3. Energie d’ionisation
Energie d’ionisation inverse à celle du noyau
atomique de gros atome (dernier électron éloigné
noyau)
Energie de liaison faible = plus facile d’arracher
𝑒 − (nécessite moins d’énergie) et inversement
Energie d’ionisation augmente de gauche à droite
et diminue de haut en bas
4. Electronégativité
1. Définition
Electronégativité atome = capacité à attirer à lui doublet de liaison dans laquelle est impliqué dans
molécule
Dans liaison homonucléaire (2 atomes identiques) de type A-A, doublet électronique de liaison
chimique est partagé de façon équitable entre 2 atomes (ont même charge électronégative)
Dans liaison hétéronucléaire (2 atomes différents) de type A-B, différence dans répartition
spatiale du doublet d’électron, liaison doublet d’avantage attiré par l’un des noyaux
Apparition charges partielles 𝛿 + ou 𝛿 − sur l’un ou l’autre de deux éléments
(𝛿 + ) 𝐻 − 𝐶𝑙 (𝛿 − ) = Cl plus électronégatif que H Ӽ𝐶𝑙 > Ӽ𝐻
2. Calcul d’électronégativité
Electronégativité 𝑥 d’un élément X peut être définie selon plusieurs échelles
Echelle de MULLIKEN
Electronégativité d’un élément est égale à la moyenne arithmétique de l’énergie de première
ionisation, 𝐸𝑖1 , et de l’affinité électronique, AE (en eV)
𝐸𝑖1 (𝑥) + 𝐴𝐸(𝑥)
Ӽ(𝑥) =
2
Echelle de Pauling
Electronégativité est définie par rapport à énergie de dissociation de la liaison entre 2 atomes A et B
Ӽ𝐴 − Ӽ𝐵 = 0,208 ∗ √∆
Avec 0,208 le facteur de conversion kcal/mol en eV (à utiliser uniquement si énergie de liaison en kcal)
et ∆ = énergie de résonnance = 𝐸𝐷𝐴𝐵 − √𝐸𝐷𝐴𝐴 − 𝐸𝐷𝐵𝐵 (ED en kcal/mol)
Méthode de Pauling ne permet de calculer que différences d’électronégativité
Paulin a posé arbitrairement que électronégativité Fluor, élément le plus électronégatif, est égal à 4
Dans échelle Pauling, gaz nobles (ne forment généralement pas de liaisons chimiques) n’ont pas de
valeur d’électronégativité
3. Variation périodique
Electronégativité augmente de gauche à droite
sur période et diminue de haut en bas sur colonne
Ӽ défini par rapport à Ӽ𝐹 = 4,0
Fluor = élément le plus électronégatif car
𝑟𝐹 plus petit des atomes auxquels
manque un électron 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝5 𝑟𝐹 <
𝑟ℎ𝑎𝑙𝑙𝑜𝑔è𝑛𝑒
5. Polarisabilité
Rayon cation/anions sont resp bcp plus petits / bcp plus grands que rayon atome neutre
Dans cation => petit cation est DUR
Charge électronique très resserrée autour noyau
Forces de liaisons des électrons au noyau sont fortes
Nuage électronique pas déformable
Dans anion => petit anion est MOU
Densité électronique est répartie dans volume très grand
Forces de liaisons des électrons au noyau sont faibles
Nuage électronique déformable
Phénomène de déformation du nuage électronique sous effet champ électrique créé par cation
s’appelle polarisation du nuage électronique
Gros anion = espèce polarisable
Petit cation = espèce polarisante
Règles de Fajans
Plus charge positive portée par cation est importante, plus celui-ci est polarisant
Plus charge négative portée par anion est importante, plus celui-ci est polarisable
Plus rayon cation petit, plus celui-ci est polarisant
Plus rayon anion grand, plus celui-ci est polarisable
Cation contenant orbitales 𝑑 (couches non complètes) dans couche de valence est plus
polarisant qu’un cation n’en contenant pas
𝑆𝑒 et 𝑇𝑒 2− portent charges néga2ives importantes ; ce sont ions volumineux anions polarisable
2−
Plus cation est petit (plus est polarisant), plus va attirer à lui molécules d’eau
Parmi alcalins : cation le plus polarisant est le plus petit = lithium ; entouré de 25 molécules d’eau
Cation le moins polarisant est le plus « gros » = césium ; entouré de moins de 10 molécules d’eau
Csq : rayon des ions hydratés varie dans sens contraire des rayons ioniques
Chap 2 : Moment dipolaire et notions de liaisons
1) Dans une molécule diatomique
Pour molécules diatomique homonucléaire (𝐻2 , 𝐶𝑙2 ), centre de gravité des charges positives et celui
des charges négatives sont confondus et se trouve au milieu du segment reliant les 2 noyaux
Pour molécules hétéronucléaires, deux atomes ont obligatoirement des électronégativités différentes
ce qui induit : apparition charges formelles +𝛿 et – 𝛿 sur chacun des atomes, polarisation de la liaison
La molécule est tjrs globalement neutre mais possède 2 pôles : un positif (+𝛿) et un négatif (−𝛿)
Pdv électronique, assimilable à dipôle, formé par ensemble des 2 charges +𝛿 et – 𝛿 à distance d l’une
de l’autres dipôle caractérisé par moment dipolaire est appelé 𝜇
Grandeur vectorielle qui possède direction et module : 𝜇⃗ = 𝑞 ∗ 𝑑⃗ avec q = charge électrique
(1,6.10−19 Coulomb) et d = distance entre les 2 charges (m) s’exprime en C.m
S’exprime plus généralement en Debye (D) : 1 𝐷 = 3,33.10−30 𝐶. 𝑚
2. Liaison ionique
Liaisons ionique sont de nature purement électrostatique
Se forment essentiellement entre métaux et non-métaux qd différence d’électronégativité entre les 2
atomes est forte cession de l’électron de valence de atome le moins électroneg vers couche de
valence de l’atome le plus électroneg
Spectre émission hydrogène : hydrogène gazeux dans tube à décharge émission lumière
Matière acquiert énergie, électrons sont dans état excité instable
Retournent à état fondamental (plus basse énergie) en émettant protons)
Spectre d’émissions discontinu = spectre contenant un petit nombre de raies
2) Modèle de Bohr
Electron de charge 𝑒 de masse 𝑚 se déplace avec vitesse 𝑣 sur orbite circulaire de rayon 𝑟, selon
mouvement uniforme
Soumis à force centrifuge 𝐹1 et force attraction 𝐹2
𝑣 2
FORCE CENTRIFUGE : ⃗⃗⃗⃗
𝐹1 = 𝑚 ∗ 𝑎⃗ = 𝑚 ∗ 𝑟
𝑞∗𝑞 ′ 𝑒2
FORCE ELECTROSTATIQUE : ⃗⃗⃗⃗
𝐹2 = ∗ 𝐸⃗⃗ = 4𝜋𝜀
𝑟2 0𝑟
2
𝑒2
Electron gravitant tjrs autour noyau à même distance 𝐹1 = 𝐹2 → 𝑚𝑣 2 = (relation A)
4𝜋𝜀0 𝑟
En utilisant lois mécanique quantique classique, électron possède énergie 𝐸 = 𝐸𝑐 + 𝐸𝑝
1 𝑒2 1 𝑒2
avec 𝐸𝑐 = 2 𝑚𝑣 2 et 𝐸𝑝 = − 4𝜋𝜀 𝑟 d’où 𝐸 = 2 𝑚𝑣 2 − 4𝜋𝜀 𝑟
0 0
𝑒2
En remplaçant 𝑚𝑣 2 par relation A, on obtient relation B 𝐸 = −
8𝜋𝜀0 𝑟
1) Fonction d’onde
Electron en mvt a propriétés ondulatoires : onde générée est stationnaire
Onde décrite par fonction d’ atomique : 𝜓𝑛,𝑙,𝑚 (𝑥, 𝑦, 𝑧)
𝜓 peut être positive, négative, réelle ou imaginaire
2) Equation de Schrödinger
̂ 𝜓 = 𝐸𝜓
Equation qui relie énergie électron à fonction d’ de Schrödinger : 𝐻
avec 𝜓 fonction d’onde décrivant électron et 𝐻 ̂ opérateur hamiltonien
̂ est la somme de deux opérateur : 𝑇̂ + 𝑉̂ avec 𝑇̂ opérateur permettant de calculer énergie cinétique
𝐻
ℎ2 𝑍𝑒 2
𝑇̂ = 2 ∆ (𝑜𝑝é𝑟𝑎𝑡𝑒𝑢𝑟 𝑙𝑎𝑝𝑙𝑎𝑐𝑖𝑒𝑛) 𝑒𝑡 𝑉̂ = −
8𝜋 𝑚𝑒 4𝜋𝜀0 𝑟
Fonctions d’ondes doivent satisfaire certains nombres de conditions
𝜓 doit être unique, finie et continue
𝜓 doit satisfaire condition de normalité
Equation de Schrödinger n’a de solution que pour certaines valeurs d’énergie, appelées valeurs
propres
Pour atome Hydrogène, résolution équation fournit expression d’énergie identique à celle obtenue
𝑚𝑒 4
par modèle de Bohr : 𝐸𝑛 = − avec à chaque valeur de 𝑛 correspond une valeur d’énergie
8𝑛2 ℎ2 𝜀02
et une/plusieurs fonctions d’onde.
Fonctions d’ondes, solutions équation Schrödinger, sont de forme
𝜓𝑛,𝑙,𝑚 (𝑟, 𝜃, 𝜑) = 𝑁1 ∗ 𝑅𝑛,𝑙 (𝑟) ∗ 𝑁2 ∗ 𝑌𝑙,𝑚𝑙 (𝜃, 𝜑)
𝑁 = 𝑁1 ∗ 𝑁2 est la constante de normation tq probabilité de trouver électron dans espace égale à 1
Carré du module de fonction 𝑅(𝑟) permet accès à probabilité présence électron à distance 𝑟 du noyau
3. Orbitales 2𝑠
Orbitale de symétrie sphérique
4. Orbitales 𝑛𝑠
2
Composante radiale 𝑅2𝑝 ainsi que 𝑅2𝑝 passe par
maximum pour 𝑟 ≈ 2𝑎0
3. Orbitales 𝑑
Chapitre 5 : Les orbitales moléculaires
1) Formation de liaison covalente
1. Recouvrement d’orbitales atomiques
Qd deux électrons se rapprochent, recouvrement de leurs nuages électroniques permet aux électrons
de valence de s’échanger et d’apparier leurs spins
Il y a stabilisation du système : énergie de la molécule formée entre atomes est plus basse qu’énergie
initiale des atomes séparés
Orbitale moléculaire liante (𝜎𝑠 ) correspond à une stabilisante de la molécule par rapport aux atomes
isolés niveau d’énergie de cette OM liante (𝐸 + ) est plus bas que celui des atomes isolés
Orbitale moléculaire antiliante (𝜎𝑠∗ ) correspond, si elle est occupée, à déstabilisation de la molécule
par rapport aux atomes isolés niveau énergie de cette OM antiliante (𝐸 − ) est plus élevée que celui
des atomes isolés
2. Diagramme d’énergie moléculaire
Représente niveaux d’énergie (𝐸 + , 𝐸 − ) en
utilisant diagramme d’énergie des Orbitales
Moléculaires en partant des diagrammes
d’énergie de Orbitales Atomiques de chaque
atome
Configuration électronique de 𝐻 1𝑠 2 2
électrons pour former liaison 𝐻 − 𝐻
Configuration moléculaire de 𝐻2 ∶ 𝜎𝑠2
3. Molécule de difluor 𝑂2
Configuration électronique atomique de O (Z = 8) : 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝4
Configuration moléculaire de 𝑂2 :
2 2 2 ∗ 1 ∗ 1
(𝜎𝑠 )2 (𝜎𝑠∗ )2 (𝜎2𝑝𝑍 ) (𝜋2𝑝𝑋 ) (𝜋2𝑝𝑌 ) (𝜋2𝑝𝑋
) (𝜋2𝑝𝑌
)
8−4
Ordre de liaison : 𝑛 = 2
= 2 liaison
covalente double
Propriétés magnétiques : 2𝑒 − célibataire 𝑂2
est paramagnétique
Formation des ions : 𝑂2 possède 12𝑒 − de valence
mais possède 8 OM dont deux sont à moitié
∗ ∗
complète (𝜎2𝑝 𝑋
𝑒𝑡 𝜎2𝑝 𝑌
)
3
Si 𝑂2 reçoit 1 électron supplémentaire, ordre de liaison égal à 2
𝑂2 + 𝑒 − → 𝑂2− 𝑖𝑜𝑛 𝑠𝑢𝑝𝑒𝑟𝑜𝑥𝑦𝑑𝑒
Si 𝑂2 reçoit 2 électrons supplémentaires, ordre de liaison devient égal à 1
𝑂2 + 2𝑒 − → 𝑂22− 𝑖𝑜𝑛 𝑝𝑒𝑟𝑜𝑥𝑦𝑑𝑒
Configuration moléculaire de 𝑁2 :
2 ∗
(𝜎1 ) (𝜎1 ) (𝜋𝑋 ) (𝜋𝑌 )2 (𝜎2 )2
2 2
8−2
Ordre de liaison : 𝑛 = 2
= 3 liaison
covalente triple
Propriétés magnétiques : tous les 𝑒 − sont
appariés 𝑁2 est diamagnétique
2. Molécule F-H
Ӽ(𝐹) > Ӽ(𝐻) donc Fluor est à droite
Qd doublets électronique de valence ne participent pas aux liaisons, restent sur atome sous forme de
doublets libres (= non liants) représenté par 2 pts ou 1 tiret
Electron non apparié peut former 1 liaison avec 1 électron non apparié d’un autre atome
Par exemple celui de l’atome H pour donner Ou autre exemple, molécule d’eau 𝐻2 𝑂 est
molécule HF formée de 2 liaisons O-H
3. Règle de l’octet
Atomes 1ère période peuvent avoir au max 2 électrons décrits par leur orbitale de valence (1𝑠)
Ds molécule 𝐻2 représentée par H-H, chaque noyau d’H a les 2 électrons de liaison ds sa proximité
immédiate et se trouve donc dans un état stable, semblable à celui gaz rare le plus proche (ici hélium)
H tend à former 1 seule liaison
Atomes 2ème période ont 4 orbitales de valence 2𝑠, 2𝑝𝑋 , 2𝑝𝑌 , 2𝑝𝑍 et peuvent donc accepter 8 𝑒 −
Forment donc nb de liaisons nécessaires pour saturer couche de valence à 8 électrons.
Règle de l’octet : dans molécule, éléments de 2ème période sont dans état le plus stable quand sont
entourés de 8 électrons
Atome de 2ème période ne peut dont pas avoir plus de 8 𝑒 − dans entourage immédiat mais par
contre peut en avoir moins
Bore possède 3 𝑒 − de valence, par réaction avec 𝑁𝐻3 (= ammoniaque) peur être rép par
Fluor forme 𝐵𝐹3
Dans molécule, B n’est entouré que de 6 𝑒 −
Donc place laissée pour 2 𝑒 − supplémentaires
Molécule très réactive 𝐵𝐹3 et 𝑁𝐻3 « fait pour s’entendre »
Pour atomes périodes plus élevées, règle octet reste globalement valable
Mais très souvent pas respectée
Soit parce qu’il y a déficit en 𝑒 − (comme dans 𝐴𝑙𝐵𝑅3 )
Soit parce qu’il y a excès d’𝑒 − (comme dans 𝑃𝐶𝑙5 )