CH 1. Liaisons-Isoméries - AFD

CH 1. Liaisons-Isoméries
Formations de liaisons
Structures moléculaires

CH 1. LIAISONS-ISOMERIES
1. Rappel : atomes et électrons

Quelques éléments importants du tableau de Mendeleev
1 2
H He
1 4
3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
7 9 11 12 14 16 19 20
11 12 13 14 15 16 17 18
Na Mg Al Si P S Cl Ar
23 24 27 28 31 32 35 40
19 20 35
K Ca Br
39 40 80
37 53
Rb I
85 127
55
Cs
133
Numéro atomique
=
n
M
n'
Nombre de protons du noyau
Nombre d’électrons
numéro atomique
masse atomique

Au niveau atomique, les électrons sont groupés
en couches et répartis sur les orbitales atomiques :
Couche N° Orbitales Electrons
1 s (1) p (0) d (0) 2
2 s (1) p (3) d (0) 8
3 s (1) p (3) d (5) 18
( ) = nombre d'orbitales

A chaque atome sa configuration électronique
H 1s 1
H 1s 1
H 1s 1
H 1s 1
H 1s 1
He 1s 2
He 1s 2
He 1s 2
He 1s 2
He 1s 2
N 1s 2
Ne 1s 2
Ne 1s 2
Ne 1s 2
Ne 1s 2
Na 1s
Cl
2
Na 1s
Cl
2
Cl 1s 2
Na 1s 2
Cl 1s 2
2s 2
2s 2
2s 2
2s 2
2s 2
2s 2
2s 2
2s 2
2s 2
2s 2
2p 3
2p 6
2p 6
2p 6
2p 6
2p 6
2p 6
2p 6
2p 6
2p 6
3s 1
3s 1
3s 1
3s 2
3s 2
3p 5
3p 5
Configuration externe du gaz rare stabilité
1 électron externe : facile à enlever électropositif
7 électrons externes : tendance à l'octet électronégatif
Les liaisons concernent les couches externes d'électrons :
les électrons de valence

CH 1. LIAISONS-ISOMERIES
1. Rappel : atomes et électrons
2. Liaisons ioniques et covalentes

ELECTRONEGATIVITES
H He
2.1
Li Be B C N O F Ne
1 1.5 2 2.5 3 3.5 4
Na Mg Al Si P S Cl Ar
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3
K Ca Br
0.8 1 2.8
Rb I
0.8 2.5
Cs
0.7
Echelle d'électronégativité de 0 à 4 (valeur maximale)
Dans le tableau de Mendeleev, l'électronégativité augmente : de bas en haut
de gauche à droite

LIAISONS IONIQUES :
Entre partenaires fortement électropositifs et électronégatifs
Cs +
Cs + F + F
Cs
électropositif
C
F
électronégatif
-

LIAISONS COVALENTES:
Par mise en commun d'électrons, lorsque la différence d'électronégativité
n'est pas trop forte, chacun des partenaires complète par le partage, sa
couche électronique, pour atteindre la configuration électronique du gaz rare
le plus proche.
. .
H + H H. H
H.
.
H . C . . . H
H
. ..
. .
Cl.
.
. . ..
Cl ..
. C ..
. Cl
.
.
. .
. Cl
. .
OCTETS
L'hydrogène complète sa couche externe pour tendre vers l'hélium.
Le chlore fait de même pour tendre vers l'argon.
C: en position centrale (électronégativité moyenne), avec 4 électrons
sur une couche à demi remplie: tendance aux liens covalents.

Liaisons simples
H.
.
H . C .
. . H
H
H.
. H H
. .
H . . C . . C .. . H
H C
H H H
H
.
. . . .
H C . . . Cl .. .
H
H
H
C
H
H CH4 H
H
C
H
H
C
H
Cl
H
Méthane
CH 3CH 3
Ethane
CH 3Cl
Chlorométhane

Liens covalents polaires
H
δ(+)
H C Cl
H
δ(-)
H.
. ..
. . . H . .
C . . Cl
H
δ(+)
H O H
δ(-)
δ(+)
δ(+) δ(-)
Br Cl
Polarisation des liaisons
Déplacement du centre
de gravité des charges
vers l'élément le plus
électronégatif

Liaisons multiples
C C H H
..
. .
..
. H
.. . .
C C
H H
H
O . . . . . . . .
.
. .
. . . . ..
. C O..
H C . C H
O
C O
Du C au Ne : toujours vérifier l’octet
C C H H
..
. .
..
.
.. . .
H H
O C. O . . . . . .
. . .
. .. H C . . C H
. . . . .. .. .
H C .. . N .
H
H
C 2H 4
CO 2
. H C C H C 2H 2
.. .
.. .
H C N . H C N HCN

Charges formelles :
Autour d’un élément, on compte les électrons des paires libres
et la moitié des électrons des liaisons. On compare le chiffre
obtenu avec celui des électrons de valence et on déduit la
charge.
H
+
O H
H
Pour l'oxygène:
2 électrons pour la paire libre
3 électrons = moitié des électrons de liaison
5 électrons au total
6 électrons de valence pour l'oxygène
charge de l'oxygène = 5-6 = -1
H
H
+
C H
H
O C O
O
H
H
H
+
N
H
H
C H
H

Pas de règle de l'octet pour :
F
B F
F
H
O
O
P
O
H
O
H
O
H O S O H
O

CH 1. LIAISONS-ISOMERIES
1. Rappel : atomes et électrons
2. Liaisons ioniques et covalentes
3. Isoméries

Information plus précise
Formule brute
Formule développée
C 2H 6O
H
H
C C
H
H
H
Ethanol
O H
H
H C O C H
H
Isomères de structure
La connectivité de certains des éléments est modifiée
H
H
Diméthyléther

H
H
C C
Cl
H
Cl
1,2
H
C H
H
H
H
C C
Cl
H
H
1,3
C 3H 6Cl 2
H
C H
Cl
H
Cl
C C
Cl
Isomères de position
H
H
1,1
H
C H
H
H
H
C C
H
Cl
Cl
2,2
H
C H
H
Dichloropropanes
La connectivité de certains des éléments est modifiée

CH 1. LIAISONS-ISOMERIES
1. Rappel : atomes et électrons
2. Liaisons ioniques et covalentes
3. Isoméries
4. Ecriture des formules

Exemple : Formule brute C 5 H 12
Squelettes carbonés
possibles
C C C C C
C C C C
C
C
C C C
C
CH3 CH2 CH2 CH2 CH3
CH3 CH CH2 CH3
CH3
CH3
CH3 C CH3
CH3
Formules développées
Formules
simplifiées
Pentane
Isopentane
Néopentane

Exemple : C 5 H 10
INSATURATION
(=manque d'hydrogène)
CH3 CH CH CH2 CH3
CH2 CH
CH3
CH
CH3
CH3
CH3 CH C
CH3 CH2 C
Lien multiple
CH2 CH CH2 CH2 CH3
CH3
CH2
CH3
2 hydrogènes de moins que C 5 H 12
Cyclisation
H3C
H2C
CH2
H2C CH2
HC
CH2
H2C CH2
H2C CH2
CH2
H3C CH3
C
CH3
CH
H2C CH
H3C
CH2
CH
H2C CH2
CH3

CH 1. LIAISONS-ISOMERIES
1. Rappel : atomes et électrons
2. Liaisons ioniques et covalentes
3. Isoméries
4. Ecriture des formules
5. Angles de liaison et formes des molécules

VSEPR theory (Valence Shell Electron Pair Repulsion) :
Un atome est entouré d’électrons de valence répartis par
paires dans des liaisons simples, doubles ou triples ou
encore dans des paires d’électrons libres.
La forme de la molécule est telle que les répulsions
électrostatiques entre les électrons des liaisons et ou des
paires électroniques libres soient minimisées.

Atome central à 4 zones de densité électronique
H
109°5
CH4
H
C
H
H
109°5
: Méthane - libre rotation
NH3
..
N
H
H
H
107°3
.
H2O
. .
O
H
H
104°5
Tétraèdres à 109°

Atome central à 4 zones de densité électronique
H
109°5
CH4
H
C
H
H
109°5
NH3
..
N
H
H
H
107°3
Sans les paires libres Avec les paires libres
.
H2O
. .
O
H
H
: Hybridation sp3- tétrahèdres
104°5

Atome central à 3 zones de densité électronique
: Formaldéhyde - sp2 - trigonal plan
: Ethylène
116°5
Trigonaux
plans
117°2
H
H
H
H
C C
C O
121°4
121°8
H
H

Atome central à 2 zones de densité électronique
: Acétylène
O
180°
C O
Digonaux
linéaires
180°
H C C H
: Dioxyde de carbone

CH 1. LIAISONS-ISOMERIES
1. Rappel : atomes et électrons
2. Liaisons ioniques et covalentes
3. Isoméries
4. Ecriture des formules
5. Angles de liaison et formes des molécules
6. Résonance

Na2CO3
O
-
O
C
-
O
-
-
. .
. O .. .
. .
.
..
O..
.
-
. .
O
C . . O
.. O C
-
O
-
O
.
Na
O
C
-
O
. .
.
. C
-
O
. . . .
. O.
-
O
C
O

O
-
O
C
-
O
-
O
O
C
-
O
-
O
La localisation du double lien est arbitraire.
Les 3 formes sont équivalentes
: Ion carbonate (1) : Ion carbonate (2)
Chaque oxygène porte
2/3 de charge négative
La réalité est un hybride de résonance,
moyenne des formules extrêmes
O
C
O
O
-
-
-
O
C
O
Longueurs de liaisons :
C-O 1.41 Å
C=O 1.20 Å
C-O dans Na 2 CO 3 1.31 Å

LES FORMULES EQUIVALENTES QUI NE DIFFERENT
QUE PAR LA REPARTITION DES ELECTRONS SONT DES
FORMULES MESOMERES: AUCUNE MODIFICATION DE
CONNECTIVITE.
LA MESOMERIE CORRESPOND TOUJOURS A UNE
STABILISATION
ATTENTION A NE PAS CONFONDRE :
MESOMERE : on ne réarrange que les électrons et chaque
formule est une abstraction qui n'existe pas
isolément.
ISOMERE : la structure est réarrangée et chaque forme a
son existence propre

CH 1. LIAISONS-ISOMERIES
1. Rappel : atomes et électrons
2. Liaisons ioniques et covalentes
3. Isoméries
4. Ecriture des formules
5. Angles de liaison et formes des molécules
6. Résonance
7. Orbitales et liaisons

Le noyau est situé
au centre de s
à l'intersection des lobes pour les autres orbitales.
Les orbitales sp n résultent de la combinaison d'une
orbitale s avec n (1, 2 ou 3) orbitales p.

L’orientation des orbitales par rapport
aux axes d’une molécule, constitue un
élément important pour la géométrie
finale de cette molécule
sp 3

Les orbitales se recouvrent et donnent par ces
recouvrements des orbitales moléculaires.
Entre deux atomes les recouvrements
mènent à des liaisons:
σ : si le recouvrement est longitudinal
π : si le recouvrement est latéral
Les liaisons simples sont de type σ

Liaison σ : dans la molécule d’hydrogène
Liaison σ : liaison C-H
: Liaison σ H-H
: Liaison σ C-H

Liaison σ : recouvrement longitudinal
Liaison π : recouvrement latéral
: Liaison σ C-C
: Liaison π#

Liaisons autour du carbone tétraédrique : le méthane
E
4
2s
2p
six électrons
quatre électrons de valence
quatre liens équivalents dans le méthane ???
sp 3 disposées
selon les axes d'un tétraèdre
pour minimiser les répulsions
électroniques
sp 3
E
: Formation d'orbitales sp3
sp 3

Liaisons autour du carbone tétraédrique : le méthane
Angles de liaison : 109°28'
Longueur de liaison : 1.09 Å
Carbone tétraédrique
4 liens C-H : 4 liens σ sp 3 -s
: Méthane – libre rotation

H
H
6 liens C-H : 6 liens σ sp 3 -s
1 lien C-C : lien σ sp 3 -sp 3
H
H
H
H
: Ethane

H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
: Propane
: Propane – libre rotation

H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
etc...

H
Liaisons autour du carbone tétraédrique : éthane
H
C
H
H
H
C
H
Ethane
(Rotation autorisée)
1.54 Å
: Ethane – libre rotation

H
Liaisons autour du carbone trigonal : l’éthylène
H
C
H
H
H
C
H
Ethane
(Rotation autorisée)
1.54 Å
H
C
H
H
C
H
1.34 Å
Ethylène
(aucune rotation)
Les 6 atomes (2C et 4H)
sont dans le même plan

E
Liaisons autour du carbone trigonal
2s
1s
2p
: Formation d'orbitales sp2
1
p
3
E
sp 2
p
1 orbitale p inchangée
3 orbitales hybrides
équivalentes
sp 2
disposée à 120°
dans un même plan
disposée à 90° par rapport
au plan des orbitales sp 2

Liaisons autour du carbone trigonal : l’éthylène
Double liaison : 1 lien σ (recouvrement longitudinal)
1 lien π ( recouvrement latéral)
Le lien π verrouille le lien double et bloque la rotation
: Ethylène – Liaisons σ et π#
1
p
3
sp 2
disposée à 120°
dans un même plan
disposée à 90° par rapport
au plan des orbitales sp 2

Liaisons autour du carbone trigonal : l’éthylène
Double liaison : 1 lien σ (recouvrement longitudinal)
1 lien π ( recouvrement latéral)
Le lien π verrouille le lien double et bloque la rotation

H
Liaisons autour du carbone digonal : l’acétylène
H
C
H
H
Ethane
H
C
H
1.54 Å
H
C
H
H
Ethylène
C
H
H
1.34 Å
C
C
Acétylène
H
1.20 Å

E
Liaisons autour du carbone digonal
2s
1s
: Formation d'orbitales sp
E
2p p
2
sp
2 orbitales p inchangées
3 orbitales hybrides sp
identiques
2 sp
disposées à 180°
dans un même plan
p
disposées à 90° par rapport
à l’axe des orbitales sp

Liaisons autour du carbone digonal : l’acétylène
Triple liaison : 1 lien σ (recouvrement longitudinal)
: Acétylène – Liaisons σ et π#
2 liens π ( recouvrement latéral)
2
2 sp
disposées à 180°
dans un même plan
p
disposées à 90° par rapport
à l’axe des orbitales sp

Liaisons autour du carbone digonal : l’acétylène
Triple liaison : 1 lien σ (recouvrement longitudinal)
2 liens π ( recouvrement latéral)

Propargyléthylène: carbones sp 3 sp 2 et sp
H
: Propargyléthylène
C
C
H
C
H
: Propargyléthylène - Libre rotation
H
C
H
C
H