Acide de Lewis

CHIMIE ORGANIQUE !4 valence d'une fonction : nombre d'hydrogène substitués par un groupe fonctionnel / hétéroatome en se référant à l’alcane saturé correspondant -ol : −OH -al : −COH → Aldéhyde -one : −CO− carbonyle → Cétone acide...oïque : −COOH → Acide carboxylique ester : −COO− éther : −O− lactone = ester cyclique lactame = amide cyclique thiol : R−S−H thioéther : R−S−R’ série benzénique : les arènes CHIMIE ORGANIQUE !5 Fonctions monovalentes : - halogénures : - éther-oxydes

8 : De la structure à la polarité d’une entité 5. Autour du dihydrogène ◆ Configuration électronique de l’atome d'hydrogène : . Il possède 1 électron de valence et doit former 1 liaison covalente pour respecter la règle du duet. Schéma de Lewis : . est une molécule diatomique homonucléaire (deux atomes de même nature) donc elle n’est pas polaire. 6. La molécule de dioxygène ◆ Configuration électronique de l’atome d’oxygène : . Il possède 6 électrons de valence et doit former 2 liaisons

principal composant est l'hydroxyde de sodium et c'est une base 3)Définition des acides selon Lewis Un acide est une molécule ou un ion porteur d’une lacune électronique  c’est un composé électrophile. C’est un accepteur de doublet d’électron Une base est une molécule pou un ion donneur de doublet d’électron. C’est un composé nucléophile. Définition d'une acide selon Brönsted  Un acide une molécule ou un ion qui en solution donne des ions H+ Une base est une molécule ou un ion qui en

magnésium à la fois : CH3 ... Mg Mg C Mg H3 H3 C ... CH3 Cette structure contient des liaisons « 2 électrons, 3 centres » (§I.B.2.b, p.19) qui se décrivent facilement dans un modèle d’orbitales moléculaires, mais pas dans un modèle de Lewis. II. A.3. Chimie en milieu aqueux Les métaux alcalins et alcalino-terreux sont des réducteurs forts. Les demi-réactions telles que : Na+ + 1e- → Na0, ou Ca2+ + 2e- → Ca0, ont des potentiels redox standard très négatifs, et ces métaux décomposent

atomes – Spectroscopie I 1 Séance 2 Spectroscopie II – Structure électronique des atomes 4 Séance 3 Tableau périodique des éléments 6 Séance 4 Liaison chimique – Orbitales moléculaires I 9 Séance 5 Orbitales moléculaires II – Schémas de Lewis des molécules 11 Séance 6 Mésomérie – VSEPR – Orbitales atomiques hybrides 16 Séance 7 Forces intermoléculaires – Stéréochimie I 19 Séance 8 Stéréochimie II 22 Séance 9 Cinétique I 24 Séance 10 Cinétique II 27 Séance 11 Cinétique

allons proposer, dans ce chapitre, un schéma très simple d’analyse des liaisons entre atomes, fondé sur le modèle de Lewis. Cette méthode approchée sera complétée par un outil de prévision qualitative de la géométrie moléculaire, la méthode de Gillespie dite VSEPR. 2.1. Schémas de Lewis des atomes : électrons de valence Vers 1916, le physicien et chimiste américain Gilbert Newton Lewis a proposé un modèle très simple pour la liaison chimique : les molécules se forment par assemblage d’atomes, les électrons

b) Déterminer la masse molaire cet échantillon. 800 mg= 0,8 g M=nxm ; M=0,047x0,8 ; M=0,0376 g.mol-1 . c) On dispose de plusieurs espéces chimiques : Nitrate de potassium KNO3 Dioxyde de carbone CO2 Ammoniaque NH3 Acide chlorhydriquE HCL Calculer la masse molaire moléculaire de chacune de ces éspeces chimiques. Donnés : Constante d'Avogadro : 6,02x10^23 Exercice n°2 : I : L'éther. L'éthoxyéthane C4H10 O, courrament appelé éther, est souvent

I 1-iodopropane c) Isomérie de fonction Composés de formule brute identique mais présentant des fonctions chimiques différentes (C4H9NO2) : H3C H2 C NH2 CH OH O 3-hydroxy-butanamide H3C H2 C OH CH NH2 O acide 3-aminobutanoïque 3 L2 S3, Chimie Organique OR3 2011-2012 II- Stéréochimie statique 1) Représentation des molécules organiques a) Rappel sur l'hybridation sp3 du carbone C (Z = 6) 1s2 2s2 2p2, La combinaison linéaire des 4 O.A. 2s2

A. Une base selon Brönsted est un accepteur de protons et selon Lewis un donneur de doublet. B. Une base selon Brönsted est un donneur de protons et selon Lewis un accepteur de doublet. C. Le phénol est un acide plus fort que l'éthanol, le phénate (phénolate) est une base plus faible que l'éthanolate. D. Le phénol est un acide plus faible que l'éthanol, le phénate (phénolate) est une base plus forte que l'éthanolate. E. Plus un acide est fort plus son pKa est petit, et plus une base est forte plus

........................................................................................ 67 II. Propriété chimique… ............................................................................................................. 67 Propriété acide-base .............................................................................................................. 67 Réduction ....................................................................................................................