Cour d'Atomistique

8/14/2019 Cour d'Atomistique

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UNIVERSITE IBN ZOHR

Ecole Nationale des Sciences AppliquesdAgadir

Filire Classe prparatoire

Premire Anne

COURS DATOMISTIQUE

Cours prpar par :

Dr. R. SALGHI,Professeur Habilit lEcole Nationale des Sciences Appliques dAgadir Pr. L. BAZZI, Professeur la Facult des Sciences dAgadirPr. A. BELHACHEMI, Professeur la Facult des Sciences dAgadir


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Chapitre I STRUCTURE DE L'ATOME

CONSTITUANTS DE LA MATIERE

INTRODUCTIONLa matire est forme partir de grains lmentaires: lesatomes . 112 atomes ou lments

ont t dcouverts et chacun d'eux est dsign par son nom et son symbole.Exemple : Carbone : C ; Azote : N.

Les atomes diffrent par leurs structures et leurs masses, et sont eux mme fragmentsen petites particules :les lectrons, les protons et les neutrons.

En fait, l'atome n'existe pas souvent l'tat libre, il s'associe avec d'autres pour formerdes molcules. On a des molculesmonoatomiques : gaz rares ( He, Ne, Ar,),diatomiques (H2, O2, NaCl,) et des molculespolyatomiques (H2O, H2SO4,).

I - ELECTRONL'atome est un ensemble lectriquement neutre comportant une partie centrale, le noyau

( protons + neutrons ), o est centre pratiquement toute sa masse, et autour duquel setrouvent des lectrons.

1 - Mise en vidence : Exprience de J.J. ThomsonSous l'effet d'une tension lectrique trs leve ( 40 000 volts) applique entre les deux

parties internes d'un tube dcharge, un faisceau est mis de la cathode, appelrayons cathodiques et recueilli par l'anode.

Cathode tube en verre gaz Anode- +

vide rayons cathodiques

2- Proprits des rayons cathodiques :- Se propagent de faonrectiligne et perpendiculaire la cathode.- Ils sont constitus de particules qui transportent del'nergie .- Ils sont dvis par un champs lectrique vers le ple positif, ce qui indique que les

particules constituant ces rayons sont chargesngativement .En 1891, Stoney a donn le nomd'lectron pour les particules constituant les rayons

cathodiques.Les expriences de Thomson et Millikan, nous ont permis de dterminer la chargee et la

masse me de l'lectron :e = 1,602 . 10-19 Coulomb ou C

me = 9,109 . 10-31 kg.


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II - NOYAU

1- Mise en vidence : Exprience de RutherfordL'exprience consiste bombarder une trs mince feuille de mtal (Or) par le

rayonnement constitu de noyaux d'Helium (He2+).Ecran fluorescent

Feuille d'orSource (He2+)

INTERPRETATIONLa matire de la feuille d'or est constitue essentiellement du vide. Sa masse se trouve

donc concentre en certains points. Les particules passent dans leur grande majorit, entre cespoints de matire condense que sont lesnoyaux atomiques .

La quasi-totalit des noyaux traversent la feuille d'or sans tre dvis. D'autres latraversent en tant simplement dvis (1/100). En fin, trs peu de noyaux sont repousss par lafeuille (1/20000).

2- Constitution du noyau atomiqueLe noyau est form de particules lmentaires stables appeles nuclons, qui peuventse prsenter sous deux formes l'tat libre, leneutron et le proton .- Les protons sont chargs positivement :

qp = +e = 1,602 . 10-19

C- La masse du proton : mp = 1,673 . 10-27kg 1836 me - Les neutrons sont de charge nulle, leur masse est :

mn = 1,675 . 10-27kg.Conclusion : Toute la masse de l'atome est concentre dans le noyau.

III- IDENTIFICATION DES ELEMENTS1- Reprsentation

A chaque lment chimique, on a associ un symbole. Il s'crit toujours avec unemajuscule, ventuellement suivie d'une minuscule :AZ X

Z est appelnumro atomique ou nombre de charge, il dsigne le nombre de protons( c'est aussi le nombre d'lectrons pour un atome neutre).

Pour un lment quelconque, la charge du noyau ( protons) est +Ze. De mme lacharge des lectrons sera -Ze.

A est appelnombre de masse , il dsigne le nombre de nuclons (protons + neutons).

Si N reprsente le nombre de neutrons, on aura la relation :A = Z + N


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CHAPITRE IIMODELES CLASSIQUES DE L'ATOME

I - MODELE DE RUTHERFORD

Ce modle est bas sur l'existence du noyau dans lequel est pratiquement concentretoute la masse de l'atome et autour duquel gravitent des lectrons.La stabilit mcanique rsulte de la compensation des forces d'attractionsF

r

a par lesforces centrifugesF

r

c dues la rotation des lectrons autour du noyau.L'avantage de ce modle c'est qu'il ne fait appel qu'aux lois de la mcanique classique.

Par contre, il prsente des inconvnients : La thorie lectromagntique exige que l'lectron rayonne des ondes

lectromagntiques, donc il va perdre de l'nergie et finirait par tomber sur le noyau. L'nergie lumineuse mise varie de faon continue.

Ces deux conclusions sont en contradiction avec l'exprience.

II - MODELE DE BOHR1- Description ( cas de l'atome d'hydrogne )

Pour lever les contradictions prcdantes, Bohr propose quatre hypothses : Dans l'atome, le noyau est immobile alors que l'lectron de masse m se dplace

autour du noyau selon une orbite circulaire de rayon r. L'lectron ne peut se trouver que sur des orbites privilgies sans mettre de

l'nergie ; on les appelle "orbites stationnaires". Lorsqu'un lectron passe d'un niveau un autre il met ou absorbe de l'nergie :

E = h. Le moment cintique de l'lectron ne peut prendre que des valeurs entires

(quantification du moment cintique) :mvr = n.h/2 h : constante de Planck et n : entier naturel.

2 - Aspect quantitatif de l'atome de BohrLe systme est stable par les deux forcesF

r

a et Fr

c :

Force d'attraction : Fr

a = e2 / 40r2 Force centrifuge : F

r

c = mv2 / r

Le systme est en quilibre si : Fr

a = Fr

c cd : mv2 = e2 / 40r (1)

Energie totale du systme :ET = Ec + Ep Ec : nergie cintique

Ep : nergie potentielle , elle est due l'attraction du noyauDonc Ep = Fa dr = - e2 / 40rD'autre part : Ec = mv2 /2

Donc : ET = - e2 / 80r (2)


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Rayon de l'orbite :

On sait que : mvr = n.h/2 Donc mv2 = n2h2 / 42mr2 (3)(1) et (3) donnent : r =0h2n2 / me2 (4)C'est le rayon de l'orbite o circule l'lectron ; il est quantifi.Si on remplace (4) dans (2), on obtient :

ET = -me4 / 802h2n2 (5)L'nergie totale d'un lectron est donc discrte ou quantifie. Pour n=1 (tat fondamental : l'lectron occupe l'orbite de rayon r1 et d'nergie E1)

r1 = 5,29.10-11 m = 0,529 (1 = 10-10 m)E1 = -21,78.10-19 j = -13,6 eV (1eV = 1,6.10-19 j)

Pour n =2 ( Premier tat excit )

r2 = 4r1 = 2,116 et E2 = E1 /4 = -3,4 eV Pour n = 3 ( Deuxime tat excit )

r3 = 9r1 = 4,761 et E2 = -1,51 eV

3 - Absorption et mission d'nergieUn lectron ne peut absorber ou librer de l'nergie cd rayonner qu'en passant d'un

niveau (orbite) un autre.La quantit d'nergie absorbe ou mise est gale la diffrence d'nergie entre les

deux niveaux (relation de Planck) :E = Ef- Ei = h Ef : tat final

Ei : tat initialh : constante de Planck : frquence de radiation

Absorption : Lorsqu'un lectron passe d'un niveau n (orbite de rayon rn) un niveau p(p>n) suprieur (orbite de rayon rp), il absorbe une radiation de frquencen-p.

Emission : Lorsqu'un lectron passe d'un niveau p un niveau n (p > n), il met uneradiation de frquencep-n.

III - RAYONNEMENT ELECTROMAGNETIQUE

Les rayons lumineux sont caractriss par la propagation d'une onde lectromagntique la vitesse de la lumire (c = 3.108 m/s ). Cette onde est caractrise par sa longueur d'onde ou par son nombre d'onde :

= 1/ = c/ : la frquenceLe spectre de l'ensemble des radiations peut se prsenter de la faon suivante :

R RX UV Visible IR Ondes radio10 91 400 700 7400 (nm)


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IV - SPECTRE D'EMISSION DE L'ATOME D'HYDROGENELe spectre de raie de l'atome d'hydrogne prsente quatre raies principales dans le

domaine visible.410 434 486 656

400 500 600 700 (nm)Quantification de l'nergie :

L'nergie mise ou absorbe par un lectron est :E = Ep - En = h p>nE = (1/n2 - 1/p2) me4 / 802h2 Or h = h.c/

Cd 1/ = = (1/n2 - 1/p2) me4 / 802h3c1/ = RH (1/n2 - 1/p2)

avec RH = me4

/ 802h

3c , appel constante de Rydberg

Cette relation permet de calculer les diffrentes longueurs d'onde. En gnral, on trouveplusieurs sries de spectre selon l'tat o se trouve l'lectron :* Srie de Lymann : n = 1 et p>1 (p = 2,3,)* Srie de Balmer : n = 2 et p>2 (p = 3,4,)* Srie de Paschen : n = 3 et p>3 (p = 4,5,)* Srie de Brachett : n = 4 et p>4 (p = 5,6,)* Srie de Pfund : n = 5 et p>5 (p = 6,7,)

V - GENERALISATION AUX IONS HYDROGENOIDESCe sont des ions qui ne possdent qu'un seul lectron.

Exemple : He (Z=2) -------> He+ (1e- et 2p)Li (Z=3) -------> Li2+ (1e- et 3p)

He+ et Li2+sont des ions hydrognodes. Leurs nergie totale s'crit :ET = Z2 / n2 . (-me4 / 802h2 )

ET = E1 . Z2 / n2 Avec E1= -13,6 eV , l'nergie de l'atome d'hydrogne l'tat fondamental.

Le rayon d'une orbite de rang n d'un ion hydrognode est :r = n2 /Z . (0h2 / me2 ) ou encore r = r1 . n2 /Z

avec r1= 0,529 , tant le rayon de l'atome d'hydrogne l'tat fondamental.1/ = = (1/n2 - 1/p2) Z2.me4 / 802h3c

1/ = Z2.RH (1/n2 - 1/p2)VI - ENERGIE D'IONISATION

C'est l'nergie ncessaire pour amener l'lectron de son tat fondamental vers l'infinie.H ----hL---> H+ + 1e- ionisation de l'atome d'hydrogneE = hL= E - E1 = 13,6 eV avecL : frquence limite et E = 0


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CHAPITRE III

MODELE QUANTIQUE DE L'ATOME

I- NOTION DE LA MECANIQUE QUANTIQUE (ONDULATOIRE )

1) Dualit onde - corpuscule : Postulat de De BroglieA toute particule (corpuscule) de masse m et de vitesse v est associe une onde de

longueur d'onde. On applique ainsi la matire (exemple : un lectron) le caractre combind'onde et de particule .

La relation de De Broglie s'crit : = h/mv : longueur d'onde

h : constante de Planckmv : quantit de mouvement

2) Principe d'incertitude d'HeisenbergIl est impossible de dfinir avec prcision la fois la position et la vitesse d'une particule.Cela se traduit par la relation :x . px h/2 x : incertitude sur la position

px = mv : incertitude sur la quantit de mouvement

3) Notion de la probabilit de prsenceEn mcanique classique (conception de Bohr), l'tude du mouvement d'un lectron

consiste rechercher sa trajectoire avec prcision, par contre en mcanique quantiqueon parle de laprobabilit de trouver l'lectron en un certain point de l'espace.Cette dlocalisation dans l'espace est donne par une fonction des coordonnes

de l'lectron appelefonction d'onde .La probabilit de prsence est :

dP = (x,y,z,t) 2 dVLa fonction d'onde doit satisfaire une certaine condition de normalisation :

P = espace 2 dV = 1

On dit que la fonction d'onde estnorme .II - EQUATION DE SCHRDINGER POUR L'ATOME D'HYDROGENE

On appelle orbitales atomiques, les fonctions d'ondes des lectrons atomiques.En 1926, Schrdinger a montr que la fonction d'onde et l'nergie E sont solution d'unequation aux drives partielles du second ordre.L'quation de Schrdinger s'crit :[(-h2/82m). + V] = E m : masse de l'e-

V : Oprateur nergie potentielE : nergie totale de l'lectron, appele valeur propre : fonction d'onde appele fonction propre


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Cette quation peut se mettre sous la forme :

H = E C'est le principe fondamental de la mcanique quantique.

H = (-h2/82m). + V ; est appel oprateur Hamiltonien d'hydrogne = 2/x2 + 2/y2 + 2/z2 ; est le Laplacien

La rsolution de cette quation conduit aux diffrentes valeurs de E et :En = -me4 / 802h2n2

C'est la mme expression que celle trouve par Bohr.Avec la mcanique quantique on peut aussi expliquer la quantification de l'nergie.

Pour la fonction d'onde (orbitale atomique), elle fait intervenir trois nombres appels"nombres quantiques " qui caractrisent l'tat d'un lectron. Ces trois nombres sont : n ; l et m :

n : nombre quantique principal (n = 1,2,3,) qui dfinit la couche quantique (nergiede l'lectron). On appelle couche l'ensemble des orbitales qui possdent la mme valeurde n.

l est le nombre quantique secondaire ou azimutal, il peut prendre toutes les valeurscomprises entre 0 et n-1 :

0 l n-1l dfinit la notion de sous-couche et dtermine la gomtrie des orbitales atomiques.

m est le nombre quantique magntique, il dfinit la case quantique. m peut prendre toutesles valeurs comprises entre -l et +l : -l m +l

Il y a 2l+1 valeurs de m (2l+1 orbitales).Chaque orbitale atomique est donc caractrise par une combinaison des trois nombresquantiques n, l et m.

Dans la notation spectroscopique, chaque valeur de l, on lui fait correspondre unefonction d'onde que l'on dsigne par une lettre :

* Si l = 0 , on dit qu'on a l'orbitale s* Si l = 1 orbitale p* Si l = 2 orbitale d* Si l = 3 orbitale f

Introduction du nombre quantique de spinPour dcrire totalement l'lectron d'un atome, il faut lui attribuer un quatrime nombre

quantique (not s ou ms ) li la rotation autour de lui-mme.Ce nombre ne peut prendre que deux valeurs :

S = 1/2 () ou S = -1/2 ()D'une faon gnrale, pour une couche n donne, on aura n sous-couches , n2 orbitales et 2 n2 lectrons au maximum.


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Reprsentation des orbitales.Chaque orbitale reprsente la fois la fonction d'onde et la distribution lectronique

qui en dcoule (probabilit de prsence).1- Orbitale s :Les orbitales s sont caractrises par l = 0 et m = 0

Toutes les orbitales s (ns) ; sont de symtrie sphrique car la probabilit de prsence del'lectron varient de la mme faon dans toutes les directions autour du noyau.

2- Orbitales p :Pour l = 1 m = -1 , 0 ou 1 3 orbitales p

On parle des orbitales px , py et pz ayant la mme forme, mais chacune est allonge surune des trois axes perpendiculaires.

Une orbitale p possde un "plan nodal", dans lequel la probabilit de trouver l'lectron estnulle. Ce plan passe par le noyau.

3- Orbitales d :Si l = 2 m = -2 ; -1 ; 0 ; 1 ; 2 5 orbitales d

4- Orbitales f :Si l = 3 m = -3 ; -2 ; -1 ; 0 ; 1 ; 2 ; 3 7 orbitales f

IV - STRUCTURE ELECTRONIQUE DES ATOMES POLYELECTRONIQUE(CONFIGURATION ELECTRONIQUE )

La configuration lectronique d'un atome est la rpartition de Z lectrons de l'atome dansun tat fondamental sur les orbitales atomiques.

Ce remplissage des orbitales atomiques s'effectue l'aide des quatre rgles gnrales.a) Principe d'exclusion de PAULIDans un atome, deux lectrons ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques

identiques :Si deux lectrons d'un atome occupent la mme orbitale (mme valeurs de n, l,m), ils diffrentforcement par le nombre quantique de spin ( l'un de spin +1/2 et l'autre de spin -1/2). Remarque :

Une orbitale est dfinie par les trois nombres n, l et m. Il est commode de reprsenter les

orbitales l'aide de cases quantiques :

ns ns

np

nd

nf

Pour une couche n, le nombre de cases est n2 et le nombre d'lectrons est 2n2. Une casequantique ne peut contenir au maximum que 2 lectrons de spins opposs.

a) Principe de stabilit


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Les lectrons occupent les niveaux d'nergie les plus bas dans la limite des places disponibles.

b) Rgle de HUNDA l'tat fondamental, quand les lectrons se placent dans une sous-couche multiple (p, d, f), ilsoccupent le maximum d'orbitales de mme nergie avec des lectrons clibataires qui ont desspins parallles (mme valeur de s).

c) Rgle de KLECHKOVSKI+L'ordre des nergies croissantes est l'ordre des valeurs croissantes da la somme ( n +l ) .+ Si deux sous-couches correspondent la mme valeur de ( n + l ) , la sous-couche, avec laplus petite valeur de n, a l'nergie la plus basse.+Les orbitales d'une mme sous-couche ont la mme nergie.

Exceptions :- Groupe du Chrome (Z = 24)

- Groupe du Cuivre (Z = 29)Ces exceptions correspondent au demi-remplissage et au remplissage complet de lacouche 3d. Elles sexpliquent par le faible cart nergtique entre les orbitales 4s et 3d.


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Chapitre IVCLASSIFICATION PERIODIQUE ET PROPRIETES DES ELEMENTS

I) Description du tableau priodique de MendelieffLe tableau priodique est une consquence des configurations lectroniques. La

classification priodique est base sur la formation de groupes constitus par les lments (denumro atomique Z ) possdant des proprits analogues.

Le tableau priodique est constitu de 4 blocs : s, p, d et f.Les lments d'une mme ligne horizontale du tableau priodique constituent une

priode. Ils sont au nombre de 7.Les lments d'une mme colonne ayant la mme configuration lectronique de la

couche externe constituent une famille ou groupe.Le tableau priodique est constitu de 18 colonnes rparties en 9 groupes. Les 7

premiers comportent chacun deux sous-groupes A et B selon l'tat des lectronsexternes.

Sous-groupe A : contient les lments dont la couche externe est ns np.Sous-groupe B : contient les atomes qui possdent un tat d.

Les indices I, II, III, indiquent le nombre d'lectrons sur la couche externe, appelslectrons de valence.

Les principales familles du tableau priodique sont :Famille des alcalins : Groupe I A

Les lments dont la configuration lectronique externe est du typens1

.Famille des alcalino-terreux : Groupe II A

Leurs configurations lectroniques externes sont de typens 2.Famille des halognes : Groupe VII A

Leurs configurations lectroniques externes sont de typens 2np5.Famille des gaz rares

Tous ces lments ont une configuration lectronique externe de la formens 2np6.Famille des lments de transition

Ce sont des lments qui possdent les orbitalesd incompltement remplies .Elments des triades

Ces lments constituent le groupe VIII. On distingue trois types de triades :- Triade du Fer (Fe, Co, Ni)- Triade du palladium (Ru, Rh, Pd)- Triade du platine (Os, Ir, Pt)

Elments des terres raresCes lments possdent les orbitales f en cours de remplissage. On distingue les

lments qui correspondent au remplissage de l'orbitale 4f : on les appelle les lanthanides.Ceux qui correspondent au remplissage de l'orbitale 5f sont appels les actinides.


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II - Priodicit des propritsII-1- Rayon atomique ra

On peut dfinir le rayon atomique comme tant la moiti de la distance entre les centresdes deux atomes lis par une liaison simple.

Sur une priode : si Z augmente alors ra diminue Sur une colonne : si Z augmente alors ra augmente

II-2- Rayon ionique : ri D'une manire gnrale :* Les cations sont plus petits que leurs atomes parents : ri (cation) < ra * Les anions sont plus gros que leurs atomes parents : ri (anion) > ra * Pour les ions ayant la mme configuration lectronique (S2-, Cl-, K+, Ca2+, Ti4+,) :

si Z augmente ; ri diminue* A charges gales, le rayon ionique varie dans le mme sens que le rayon atomique :

si Z augmente alors ri diminue

II-3- Energie d'ionisation (EI)C'est l'nergie qu'il faut fournir pour arracher un lectron un atome (ou un ion) dans

l'tat fondamental et l'tat gazeux. Sur une mme priode : si Z augmente alors E.I augmente. Sur un mme groupe : si Z augmente alors E.I diminue.

II-4- Affinit lectronique (A.E)

C'est le phnomne inverse de l'ionisation.L'affinit lectronique d'un atome X est l'nergie dgage lorsque cet atome capte un

lectron.II-5- Electrongativit (E.N)

C'est le pouvoir d'attirer un lectron par un lment. Un lment qui perd facilement unou plusieurs lectrons est dit lectropositif.L'lectrongativit d'un lment X peut tre dfinit selon plusieurs chelles :

a- Echelle de Mulliken:

E.N(X) = (X) = [ E.I (X) + A.E (X) ] / 2b- Echelle de Pauling :

E.N(X) - E.N(Y) = 0208 XY

Avecxy = E XY- 22 YX EE

XYE : nergie de liaison de la molcule XY

2XE et

2YE : nergies de liaison des molcules X2 et Y2.

Pauling a fix arbitrairement l'lectrongativit du Fluor (lment le plus lectrongatif) :E.N(F) =4


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Evolution de l'lectrongativit dans la classification priodique : Sur une mme priode : si Z augmente alors E.N augmente Sur un mme groupe : si Z augmente alors E.N diminue

II-6- ValenceC'est la capacit de chaque atome former une liaison. Sa valeur est gale au nombred'lectrons non apparis (clibataires).Exemple :

1) Hydrogne : 1s1 ; v= 12) Oxygne : 2s2 2p4 ; v= 23) Potassium : 4s1, v = 1

II-7 Proprits magntiques

- Diamagntisme : Les atomes (ou molcules) ne possdant pas d'lectrons clibatairessont dit diamagntiques.- Paramagntisme : Les atomes (ou molcules) possdant des lectrons clibataires

sont dit paramagntiques.


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Chapitre vLa liaison chimique

I- Dfinitions

a- Molcule Lassemblage de deux ou plusieurs atomes est appel molcule :

A + B -----> A BLa liaison entre A et B ne pourra se former que si lnergie du systme A B est plus faible quelnergie des deux atomes spars.

b- liaison covalente Cest une liaison qui sobtient par mise en commun des lectrons de valence de deux

atomes en contact.

Les deux lectrons qui forment la liaison se trouvent mi-distance de chaque noyau atomique.A. + B. ------> A -- :---B

c- Liaison ionique Lorsque la diffrence dlectrongativit entre les atomes A et B est trs importante, les

lectrons se trouvent attirs par latome le plus lectrongatif et la liaison est dite du typeionique.

d- Moment dipolaireDfinition

Dans les molcules dissymtriques de type AB, les barycentres des chargespositives P et des charges ngatives N ne concident pas. Ces molcules sontassimilables un diple caractris par un moment dipolaire , orientconventionnellement du moins vers le plus : = q. d

d : distance sparant les noyaux.

q = ZA .e + ZB .e

ZA et ZB sont les numros atomiques des atomes A et BUnit des moments dipolaires : le debye dfinit par 1D = 0,33. 10-29 C.m

Exemples Cl ______ H F ______ Cl = 1,08 D = 0,88 D

II- Reprsentation de LewisLorsquun atome sassocie pour donner une molcule, il a tendance saturer sa couche

externe et prendre la configuration lectronique du gaz rare le plus proche (rgle de loctet)1-Cas des molcules diatomiquesExemples : F2 ; O2 ; N2 ; CN- ; CO


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2- Cas des molcules polyatomiquesExemples : CH4 , NH4+ , PCl5

Le diagramme de lewis permet dexpliquer la formation dune simple, double ou triple liaisonmais il ne peut pas, nous renseigner sur le type de liaison ni sur la gomtrie de la molcule.

III- Thorie des orbitales molculaires : Combinaison linaire des orbitalesatomiques (LCAO)

Dans la thorie quantique, chaque lectron de latome est dcrit par une orbitaleatomique. Dans la molcule, chaque lectron sera dcrit par une fonction donde appeleorbitale molculaire.

Les axes de symtrie des orbitales atomiques doivent tre soit colinaires soit parallles.Il y a deux types de recouvrement :

- Un recouvrement frontal (ou encore axiale), lorsque les axes de symtries sontcolinaires: la liaison est dite du type.

- Un recouvrement latral lorsque les axes de symtrie sont parallles : La liaison estdite du type.

Il existe deux types d'orbitales molculaires :- Orbitale molculaire liante responsable de la liaison ayant une nergie plus faible que

celle des orbitales atomiques.- Orbitale molculaire anti-liante qui a tendance destabilliser la liaison chimique.

1- molcules diatomiquesDans la mthode LCAO, lorbitale molculaire sera dfinie comme combinaison

linaire des orbitales atomiques :Dans le cas dune molcule AB= c1A + c2Bc1 et c2 sont des coefficients rels.


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La probabilit de prsence est :dP = (x,y,z,t) 2 dV

La fonction d'ondedoit satisfaire une certaine condition de normalisation :P = espace 2 dV = 1

* La combinaison de N orbitales atomiques conduit la formation de N orbitales molculaires* Deux orbitales atomiques ne peuvent se combiner que si :

- Leurs nergies sont voisines.- Elles ont la mme symtrie par rapport l'axe de recouvrement.

Diagramme nergtiqueExemples : Li2, Be2, B2, O2, N2, Ne2, F2

Ordre de liaison :

Il est dfini par lexpression : lL = (n - n*)n : nombre dlectrons des orbitales liantesn* : nombre dlectrons des orbitales antilianteslL : nombre de liaisons entre les atomes.

2- Molcules polyatomiques :a- Hybridation

La thorie dhybridation permet dexpliquer la gomtrie de certaines molcules. Elledonne aussi les valeurs des angles que font entre elles les directions des liaisons dans unemolcule polyatomique.Il existe trois types dhybridation : sp3, sp2 et sp.

Hybridation sp 3 : ttragonale Dans la molcule CH4 , Les quatre liaisons C-H sont identiques. Elles font un angle de 10928.Une structure ttradrique rgulire a t adopte avec le carbone au centre de polydre et les

atomes dhydrogne aux sommets.Pour expliquer cette forme ttradrique de CH4 on procde par tape. 1retape

Configuration du carbone ltat fondamental : 1s2 2 s2 2 p2

On ne considre que les lectrons de valence. Le carbone possde 2 lectrons clibataires.Il ne peut former que deux liaisons.

2metapeConfiguration lectronique du carbone ltat excit : 1s2 2 s1 2 p3Selon ltat excit :Le carbone prsente quatre lectrons clibataires. On peut donc expliquer quatre liaisons dontseulement trois sont identiques, ce qui est en dsaccord avec lexprience.


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* 3me tapeOrbitales hybrides sp3 On considre que le carbone dans son tat ractionnel possde quatre orbitales hybridesquivalentes qui sont obtenues en mlangeant les orbitales atomiques de base 2s, 2px, 2py et2pz.

Hybridation sp2

: trigonaleExemple : BF3Cest une molcule plane. Les trois liaisons B-F sont identiques sur le mme plan et font unangle de 120 entre elles.On procde comme prcdemment.On considre de la mme manire que le bore dans son tat ractionnel possde trois orbitalesquivalentes contenants chacune un lectron. Ces orbitales sont dites hybrides sp2. Elles sontobtenues en combinant 2 orbitales p avec une orbitale s. Le bore dans son tat garde uneorbitale pz pure.

Hybridation sp : digonale ou linaireExemple : lactylne C2H2 La molcule est linaire. Les deux liaisons C-H sont identiques et font un angle de 180 entreelles.Les orbitales hybrides sp sont obtenues par combinaison linaire dune orbitale s avec uneorbitales p (px par exemple).

b- Prvision de la gomtrie des molcules : thorie de Gillespie(Thorie de la rpulsion des paires lectroniques des couches de valence : VSEPRLobjectif de la VSEPR est de prvoir la gomtrie des molcules de type AXn partir dunombre de doublets lectroniques mis en jeu autour de latome central A .n : nombre datomes X autour de A (2 n 6).

Les doublets lectroniques sarrangent pour que les rpulsions soient les plus faibles.Selon le nombre de doublets libres et le nombre datomes X, les formes gomtriques possiblesqui correspondent la rpulsion minimale sont donnes dans le tableau ci-dessous.

Remarque : Ces diffrents arrangements correspondent tous des liaisons simples entrelatome central A et les atomes X.

Lorsquil existe une liaison multiple, la thorie VSEPR la considre comme une liaison simple.Exemple : dans la molcule H-CN on ne considre que deux liaisons et pas de doublets libres(molcule type AX2). La gomtrie et linaire.

H2CO : type AX3 donc gomtrie triangulaire


19/19

Nombre dedoublets

Arrangement Type demolcule

Gomtrie Exemple

2 Linaire AX2 linaire BeH2

3 TriangulaireAX3

AX2E

Triangle quilatral

Forme enV(angle

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