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Cahier de l'élève



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Physique-Chimie : Chimie - Structure éléctronique des molécules ou ions

Préliminaire


En général les atomes s'associent pour former des structure polyatomiques. (ex : H s'associe avec un autre H (H_2) ou avec O (H_20).
Pourquoi s'associent-ils ?

Soit 2 éléments A (E_a) et B (E_b) à l'infini. Alors E_t = E_a +E_b
Si A et B se rapporchent, E_t est modifiée. On note d_m le distance minimum d'énergie pour le système (AB), c'est à dire la distance où ils sont le plus stable. (alors lié par une liaison chimique) Pour une valeur plus petite que d_m, E_t augmente énormément (les électrons et les noyaux se repoussant), pour une valeur plus grande, le système n'est pas stable.

I] Théorie de Lewis (1919)

Les éléments de la colonne 18 (Gaz nobles) ne s'associent pas avec d'autres éléments. Ils sont stables.
  • Les autres éléments s'associent pour former la structure la plus proche possible du gaz noble le plus proche.

Donc, 2 atomes (possédant des électrons célibataires dans leur sous-couche de Valence) s'associent pour tenter d'acquérir la structure du gaz rare le plus proche. (il y a alors liaisons de covalence localisée simple (si les 2 éléments ont des électrons célibataires) ou de coordination (si seul l'un des deux éléments à des électrons célibataires.))

Valence : nombre de liaisons qu'un élément peut former avec d'autres
1) Règle du duet

Valable seulement pour H. Il s'associe pour acquérir la structure de He_2
2) Règle de l'octet

Ligne 2 > Gain d'éléctrons pour tenter d'acquérir la structure de Ne10. L'octet est un maximum. (mais n'est pas forcément atteint.
Exemple :
  • NH_3 sans problème
  • Exeptions :
    Pour CH_4 par exemple, il faut envisager une promotion de Valence (un éléctron de 2s^2 passe en 2p afin d'avoir 4 éléctrons de valence célibataires)
    Mais pour BeH2 par exemple, le nombre d'éléctrons de valence n'atteint pas 8. (ce qui démontre la définition)

3) Règle des 18 éléctrons (ou de Sigdwick)

A partir de la ligne 3 (existence de la sous-couche d) les éléments peuvent s'entour de 8 à 18 éléctrons de valence. De nombreuses promotion de valence sont possibles et nécessaires.
4) Méthode générale permettant d'obtenir des représentations de Lewis d'asso d'atomes
  • On compte le nombre d'éléctrons Ne- de valence de l'association. On y soustrait le nombre de charges. (ce qui revient à ajouter si la charge est négative) Le nombre de doublet liant est alors Ne-/2 (si Ne- est paire) ou (Ne--1)/2 (si Ne- est impaire. Il  aura alors un éléctron célibataire à rajouter à la fin)
  • L'atome le plus éléctropositif (en bas à gauche du tableau) est au milieu, entouré des autres.
  • On lie les atomes (à partir de celui du milieu) entres eux.
  • On ajoute les doublets nécessaires. Puis les restants à l'élément du milieu. (ainsi que les éléctrons célibataires)
  • On attribue à chaque atome sa charge formelle.

5) Charges formelles et utilisation

L'environnement éléctronique de chaque atome de l'association a été modifié :
  • plus d'éléctrons célibataires : charge formelle négative
  • moins d'électrons célibataires : charge formelle positive
  • même environnement électronique : charge formelle nulle

a) Nombre de charge formelle Cf d'un élément d'une association
Cf=Ne--Na
Où Ne- est le nombre d'éléctrons de valence de l'atome à l'état isolé.
Et Na le nombre d'électron de valence de l'atome dans l'association. (paire de liaison = 1, paire d'électrons libres = 2, électron célibataire = 1)

Alors la somme des charges formelles des éléments est notée z.



         
                           

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