Doublet non liant

Schéma de Lewis : description symbolique de la molécule faisant apparaître la manière dont les atomes s ’unissent entre eux. On fait apparaître les liaisons chimiques entre atomes ( doublets X ) et les électrons qui ne participent pas aux liaisons ( doublets E ). Doublets libres ( E ) A B Doublets de liaison ( X ) Certaines molécules peuvent être décrites par plusieurs schémas différents on parle alors de formes mésomères FLCH202 Chimie générale 2 Représentation de la structure

que tous les doublets liants et non liants le cas échéant. Dans la représentation de Lewis, la règle du « duet » doit être satisfaite pour chaque atome d'hydrogène et la règle de « l'octet » doit être satisfaite pour tous les autres atomes. 2. Méthode pour comprendre comment se forment les molécules  Première étape : on s’intéresse d’abord individuellement à chacun des atomes qui composent la molécule (voir formule brute). On regarde combien chacun possède d’électrons liants.  Deuxième

géométrie et la direction du moment dipolaire du nitrobenzène. Considérons maintenant les structures de Lewis mésomères moins probables faisant intervenir une seule charge formelle sur les atomes de carbone et toujours pas de liaisons entre atomes non adjacents. abQuelle est le signe possible de la charge formelle portée par le carbone ? En ne faisant intervenir que 4 charges formelles situées sur les atomes d’oxygène, d’azote et l’un des atomes de carbone, proposer une structure de Lewis d’une forme

les doublets non liants. • Exemples : Cl-, H2O, CO2, HO- , CH4, H2S, HCl, HCN, CH3CO-OH, Cl-CH=CH-OH II Représentation dans l’espace • La structure de Lewis ne permet pas de prévoir la géométrie des molécules et les orientations des liaisons covalentes. • Mais cette représentation permet de visualiser les doublets non liants. Les liaisons covalentes simples • Il y a libre rotation autour d’une liaison covalente simple • Exemple de l’éthane • Les liaisons covalentes et les doublets non liants se

moléculaire des quatre groupes d'électrons liants (AX4) sont toutes deux tétraédriques. Donc, le SICl4 adopte une structure tétraédrique. b. SbCl 5 .. : Cl : .. .. :Cl - Sb - Cl : .. .. : Cl : .. .. : Cl : La géométrie de répulsion et la géométrie moléculaire des cinq groupes d'électrons liants (AX5) sont toutes deux bipyramidales à base triangulaire. 7.1B .. : F: La géométrie de répulsion et la géométrie moléculaire des quatre groupes d'électrons liants .. .. : .. B - toutes F a)(AX4)-sont

liaison hydrogène". Les liaison hydrogènes sont des interaction électrostatique qui se crée lorsque que deux molécules sont assez proche. Ce sont des liaison entre deux molécules qui vont se créées grâce à un atome d'hydrogène qui va se lié à un doublet non liant libre de l'autre molécule. En effet les centres de charges électriques opposés qui peuvent se former grâce à l'électronégativité vont tente de se rapprocher et quand les molécules seront assez proche pour que l'énergie de liaison d'une liaison

organiques contenant un atome d’azote N. - L’atome d’azote renferme 7électrons (2 sur la couche K et 5 sur la couche L) il possède donc un doublet non liant et 3 électrons célibataires et il peut établir trois liaisons covalentes. Exemple : - Cette molécule est entourée par 4 doublets, elle est de forme tétraédrique. L’angle NHN est égal à 107°. - Le doublet libre peut établir une liaison dative avec l’ion hydrogène H+. Ceci explique le caractère basique de la molécule d’ammoniac. II- Présentation

covalentes. Il n’a pas de doublets non liants car ses 4 électrons externes sont engagé dans des doublets liants. Oxygène : Z= 8 donc structure électronique (K) 2 (L) 6 Gaz rare le plus proche Néon : Z= 10 donc structure électronique (K) 2 (L) 8 . Il lui manque donc 2 électrons sur sa couche externe. Il forme donc 2 liaisons covalentes. Il possède 2 doublets non liants car sur 6 électrons externes, 4 ne sont pas engagés dans des doublets liants Représentation de Lewis :

(L)8 C Z=6 (K)2(L)4 (L)4 2. Liaison covalente Définition: Une liaison covalente entre deux atomes correspond à la mise en commun entre ces deux atomes de deux électrons de leurs couches externes pour former un doublet d'électrons appelé doublet liant. Remarque:Le doublet liant, mis en commun entre les deux atomes, est considéré comme appartenant à chacun des atomes liés. Nombre de liaisons covalentes établies par un atome: Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est

BOULEKRAS L’eau (H2O) : Hybridation sp3 du carbone Configuration électronique de O Orbitales atomiques hybrides sp3 20 Chapitre II : Hybridation et Géométrie Nadia BOULEKRAS Hybridation sp3 Nombre d’atomes liés + le nombre de doublets libres = 4 Angle entre les orbitales hybrides = 109,5° 21 Chapitre II : Hybridation et Géométrie Nadia BOULEKRAS L’éthylène (C2H4) : Hybridation sp2 du carbone Configuration électronique de C Orbitales atomiques hybrides sp2