Travaux dirigés d’atomistique et de liaison chimique.
Rappels sur les Modèles classiques. Tableau périodique : - Les électrons sont répartis en couches (de cœur et de valence). - Le nombre d’électrons de valence est égal au numéro de la colonne ! Par exemple, 6C est dans la 4ème colonne de la deuxième ligne, il possède donc 4 électrons de valence et 2 (=6–4) électrons de cœur. - Les gaz rares (couche de valence complète, 8ème colonne) sont très peu réactifs, ils sont donc stables ! - Les éléments de la droite essayent de capter des électrons pour saturer (avec 8 électrons) leur couche de valence. Ceux de la gauche tentent de perdre leurs électrons de valence (structure électronique du gaz rare le plus proche). Plus les atomes sont gros, plus il est aisé d’enlever un électron. Ceci suffit pour déterminer l’électronégativité ! Lewis : - Les atomes se lient les uns aux autres par des liaisons covalentes qui résultent du partage de deux électrons (paires électroniques liantes). - Deux électrons situés sur le même atome peuvent former une paire non liante (aussi appelée paire libre, doublet non-liant). - Les atomes (à partir de la deuxième ligne du tableau périodique) tendent à s’entourer de 4 paires électroniques (8 électrons) (analogie avec la structure électronique du gaz rare le plus proche…). Ceci n’est pas une loi ! C’est une règle ! La règle de l’octet. - Charge formelle : si, dans une molécule, un atome est entouré de plus (moins) d’électrons que quand il est libre, alors il porte une charge formelle négative (positive). Une paire libre compte pour 2 électrons, une paire liante pour 1 seul. - Règles de construction (par ordre de priorité) : o Respecter la règle de l’octet tant que faire se peut o Faire le maximum de liaison o Eviter les charges formelles trop nombreuses VSEPR : - Les paires électroniques se repoussent - D’après le diagramme de Lewis, o compter le nombre (n) de liaisons autour d’un atome (les liaisons multiples comptent pour 1) o compter le