Couche de valence

d'un électron de leur couche externe chacun. Les deux atomes ainsi mis en commun forment un doublet liant. Deux atomes peuvent établir plusieurs liaisons covalentes, chaque atome mettant 1,2 ou 3 électrons en commun avec un autre atome. Il ne faut pas oublier que chaque atome met autant d'électrons en commun dans une liaison covalente. Une liaison covalente est représentée par un tiret entre les deux atomes. La molécule H2 est représentée par H−H. CLa valence La valence est le nombre de liaisons

des 18 électrons ¾ compréhension de la liaison M-L ¾ étapes réactionnelles élémentaires I.3. – Règle des 18 électrons 8 e- sur la couche de valence (ns 2np 6) = gaz rare Chimie organique : règle de l’octet SnBr4 Br Sn : 3s 23p 2 = 4 OAH sp3 Br : 4s 23p 5 Br Sn Br Br Chimie organométallique : règle des 18 e18 e- sur la couche de valence ((n-1)d Électrons qui comptent : 10 ns 2 np 6) = gaz rare électrons (n-1)d xns y du métal de transition électrons des ligands

remplissage des sous-couches par les électrons suit les règles de Klechkowski, Hund et Pauli. Quand une couche n est complète, on a défini une période (rangée d’ordre n), et le classement se poursuit avec la rangée d’ordre (n + 1). a. Les périodes Première période : remplissage de la couche 1s (2 éléments): Z Elément Symbole Structure e1 Hydrogène H 1s1 2 Hélium He 1s2 5 UdS – Faculté de Chimie - Licence Sciences du Vivant Chimie pour SV Seconde période : remplissage des sous-couches 2s et 2p (8

principale. Il définit la couche électronique : K, L, M, N... l : nombre quantique secondaire. Il définit la sous couche : s, p, d, f. m : nombre quantique magnétique. Il définit le nombre de cases quantiques s : le spin. Il définit l’orientation dans laquelle l’électron tourne sur son axe. Remarque : L’énergie de l’électron présent sur une orbitale dépend uniquement de n et de l. Exemple : Définir tous les nombres quantiques possibles pour une valeur de n =3. Pour n = 3 c’est la couche K , on aura 0≤l ≤

chaînes carbonées et fonctions 2 Représentation des molécules 3 Nomenclature 1.4. Isomérie plane 1 Isomérie de squelette 2 Isomérie de position d’une fonction 3 Isomérie de fonction 4 Tautomérie Mots-clés ● Représentation de Lewis ● Électrons de valence ● Liaison covalente ● Liaison ionique polarisée ● Liaison hydrogène ● Règle de l’octet ● Théorie V.S.E.P.R ● Paire d’électrons liante ● Paire d’électrons non liante ● Orbitale atomique ● Orbitale moléculaire ● Hybridation ● Liaison σ ● Liaison π ●

Chapitre 4 De l’atome aux édifices moléculaires. Ce que vous devez savoir : _ décrire la structure électronique des atomes (couches K, L, M). _ pour se stabiliser les éléments adoptent le structure électronique du gaz noble le plus proche. Objectifs : _ savoir appliquer la règle de l’octet et la règle du duet. _ connaître le règles pour l’obtention d’ions et de molécules stables. _ savoir décrire la géométrie 3D des molécules : représentation de Cram. Molécule + nuage électronique : la molécule

la densité de probabilité de présence de l’électron. II) - La famille du bore comporte dans l’ordre les éléments suivants : B ; Al ; Ga ; In. 1. a) La structure électronique du bore (B : Z=5) est : 1s2 2s2 2p1. La famille du bore possède une couche de valence de structure de type ns2 np1 (0,25) Pour le bore, le numéro de la période est n = 2. Pour l’aluminium, ce numéro est égal à 3. Pour le gallium, il est égal à 4. Pour l’indium, il est égal à 5. Les structures électroniques sont donc : Al : 1s2

pas expliquer le fait que dans la molécule de méthane (CH4), les 4 liaisons C-H sont identiques et que la molécule soit parfaitement tétraédrique (angle 109°28’). En effet, l’atome de carbone ne possède que 2 électrons célibataires sur sa couche de valence (2s2 2p2). La structure du méthane (et celle de nombreuses molécules) ne peut être expliquée que par la combinaison de certaines OA (hybridation) qui conduit à des OA hybrides équivalentes (de même énergie et de même géométrie) d’orientation

correspondant. H F H F Dans cette molécule, F est entouré par 4 doublets : 1 doublet liant et 3 non liants. 1 Les gaz rares de configuration ns2 np6 ont leur couche de valence entièrement remplie. Ces éléments sont donc particulièrement stables et existent "non associés" à l'état gazeux. 2 Les électrons de valence sont les électrons des couches périphériques (contrairement aux électrons de cœur). 1 L'atome d'oxygène (O, 2s2 2p4) doit mettre en commun deux électrons avec un autre atome pour atteindre

pas de molécule possible. ›  Au plus il est élevé, au plus la liaison est stable. ›  Exemple du dihydrogène : (2-0)/2 = 1 à On a une liaison entre les deux H Autres molécules diatomiques ›  Électrons internes et externes ›  La couche externe peut posséder des éléments s et p. ›  La combinaison des OA pour former des OM devient plus délicate car il y a plus de paramètres qui entrent en jeu. Deux cas de symétrie possibles pour les OA ›  Formation d’une OM conservant