chapitre iii supplément tableau périodique sc st 2020

Université Mostefa Benboulaid Batna2 Mai-2020 Faculté de sciences et technologie Département génie industriel. Option Génie des procédés Chimie minérale partie cours

Chapitre III la liaison chimique Slimani mohamed

i

Chapitre III

Supplément Tableau périodique

la liaison chimique

0-I-1 : LIAISON IONIQUE 0-I-2 : LIAISON COVALENTE 0-I-3 : POLARISATION DES LIAISONS COVALENTES 0-I-4 : NOTION D'HYBRIDATION 0-I-5 : LA LIAISON DANS LES COMPLEXES

Université Batna2 2020

SC ST L2 option C S3

chimie minérale

chimie minérale (partie cours)

la liaison chimique

Notions simplifiées de la liaison chimique

slimani mohamed


Chapitre III Tableau périodique Slimani mohamed

Nous avons vu (en chimie minérale), que le critère de stabilité était la saturation de la couche de valence, ou à défaut une structure ( ns2np6 ) des gaz nobles seuls susceptibles d'une existence monoatomique stable.

Tous les autres éléments essayent d'adopter la structure du gaz noble le plus proche. Pour se faire ils doivent se lier entre eux par échange ou mise en commun d'électrons. Selon la stratégie adoptée par les atomes on obtient différents types de liaisons (ionique, covalente, dative,

métallique…etc.)

0-I-1.Liaison ionique [Entre métaux et non métaux "pas toujours ionique"] Définition

La liaison ionique résulte d'une attraction électrostatique entre deux ions de charges opposées. Elle concerne généralement les sels formés par combinaison de métaux avec les non métaux, mais plus particulièrement les alcalins et les alcalino- terreux avec les halogènes et les chalcogènes.

-+ Attraction électrostatique entre les ions de charges opposées liaison ionique

Mécanisme de la formation de la liaison ionique : (entre un alcalin M et un halogène X)

X XM M+

Formation des ions

Exemple 1 : NaCl (Chlorure de sodium). Le sodium Na ( Z = 11 ) est un alcalin; il ne dispose que d'un seul électron de valence 3s1; il se débarrassera facilement de son unique électron pour adopter la structure du Néon "10Ne " soit : Na → Na + + e - ( Na + est un cation i.e. " ion positif " ) Cet électron est aussi facilement capté par le Chlore ( Z = 17 ) qui est un halogène de structure 3s23p5. Le chlore adoptera la structure de l'Argon "18Ar " soit : Cl + e- → Cl - ( Cl - est un anion i.e. " ion négatif " ) La formation de deux ions de charges opposées entraîne une attraction électrostatique entre eux ⇒ il se crée une



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liaison entre Na + et Cl - c'est une liaison ionique.

Na Cl

Na+ Cl-

+ Na+ Cl-

Remarquer R(Cl-) >R(Cl) et R(Na+) < R(Na)

12

Attraction électrostatique

Caractéristiques de la liaison ionique : édifice cristallin La nature de la liaison ionique implique l'existence de deux ions. Le cation "positif " va s'entourer d'un maximum d'ions négatifs; tandis que l'anion s'entoure du maximum d'ions positifs (FIG.M4 et M5a-b).

-+-+-+-+-+-+-+-+

-+-+-+-+-+-+-+-+

+

+

-

-

⇒ L'entité NaCl ne peut exister isolée , mais au sein d'un édifice formé par l'adjonction d'ions positifs et d'ions négatifs disposés dans l'espace de façon alternée et ordonnée aboutissant à la formation d'un édifice cristallin.

Cl-

Na+

a)forme compacte b) forme éclatée

Vue 3D de l’empilement cristallin de NaCl



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La structure de NaCl (chlorure de sodium) est représentée par une maille " unité du cristal (comme la cellule pour un tissu vivant) " qui est répétée infiniment dans l'espace occupé par le cristal. Chaque ion Na+ est entouré de 6 Cl - . De même, chaque ion Cl - est entouré de 6 Na+. Cette maille peut être décrite comme un cube dont les 8 sommets et les centres des 6 faces ( d'où le nom de cube à face centré ) sont occupés par les ions Cl-. Les ions Na+ occupent les centres des arêtes ainsi que le centre du cube (sites octaédriques).

Multiplicité de la maille Le nombre d’atome ou d’ions de la même espèce, s’appelle multiplicité de la maille. Un ion Na + au centre + 12 x ( 1/4 ) ions Na + au centres des arêtes " une arête appartient à 4 mailles " ⇒ 1+ 3 = 4 ions de Na + . De même on a 8 x ( 1/8 ) ions de Cl - aux sommets du cube " un sommet appartient à 8 mailles " + 6 x ( 1/2 ) ions de Cl - aux centres des faces " chaque face appartient à deux mailles " ⇒ 1 + 3 ions de Cl - . ⇒ L’électroneutralité de la maille est assurée.

Exemple 2 : Le chlorure de césium CsCl

Le chlorure de césium est aussi un composé ionique sa structure cristalline est représentée par une maille cubique simple. Les ions Cl - occupent les 8 sommets, tandis que l'ion Cs + occupe le centre du cube

Cl-

Cs+

On peut verifier l'électroneutralité de la maille : Un ion de césium Cs + au centre du cube. ⇒ 1 Cs +. 8 x ( 1/8 ) ions de Cl - = 1 ions Cl - . ⇒ 1 Cl -. Dans les deux exemples la liaison est ionique, les mailles sont différentes. 0-I-2.Liaison covalente

[généralement : entre non métaux] Définition :

La liaison covalente résulte d'une mise en commun d'un ou de plusieurs électrons entre atomes d'électronégativités voisines. Ce type de liaison se produit généralement à l’intérieur de la famille des non métaux. On distingue trois types de liaisons covalentes : 0-I-2.1- liaison covalente simple A-B 0-I-2.2- liaison covalente double A=B 0-I-2.3- liaison covalente triple A≡B

Schéma de Lewis



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Le schéma ou diagramme de Lewis d’une molécule est la représentation détaillée (par des traits) des différentes liaisons entre les différents atomes de la molécule, avec en plus les doublets libres sur les atomes contenants des doublets libres de valence.

0-I-2.1- liaison covalente simple

Exemples Molécule d’hydrogène H2 Examinons le cas le plus simple c'est-à-dire celui de la molécule d’hydrogène H2.

1H 1 s1 couche à moitié remplie " il lui manque 1 électron pour saturer sa couche de valence" ⇒ + mettent en commun leurs électrons célibaaires pour saturer leur couches de valence. Chaque

atome d’hydrogène sera entouré ainsi par deux électrons aulieu d’un seul. Le résultat est la création d’une nouvelle entité stable appelée molécule d’hydrogène H-H ou H2.

H + H H H

Liaison covalente simpleMise en commun des électrons de valence

Remarque : Le trait entre les deux atomes d’hydrogène signifie : liaison covalente. En même temps il désigne un doublet électronique liant dans le diagramme ou schéma de Lewis. Chlorure d'hydrogène HCl.

1H 1 s1 couche à moitié remplie " il lui manque 1 électron pour saturer sa couche de valence" ⇒ 17Cl [Ne] 3s2 3p5 couche quasiment remplie " il lui manque aussi 1 électron pour saturer sa couche de

valence". ⇒

Règle de l’octet : Les éléments de la deuxième période (particulièrement les non métaux : C, N, O, F) s’entourent de huit

électrons lorsqu’ils sont engagé dans une molécule. Cette règle de l’octet (huit = octet) peut être appliquée, souvent mais pas toujours, pour les élément des périodes supérieures.

Nous adopterons dans ce qui suit la représentation de Lewis pour les électrons de valence : chaque doublet non liant est représenté par un trait, chaque électron célibataire est représenté par un point.

Les deux atomes ont besoin chacun, d'un électron supplémentaire pour saturer leurs couches de valences respectives. Pour se faire ils mettent en commun leurs électrons ' célibataires ' en commun.

Remarque : Les doublets électroniques libres sont aussi désignés par des traits dans le schéma de Lewis.

Bilan

H H

H

Cl

ClH + H Cl



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L’atome d’hydrogène est entouré de deux électrons ==> sa couche de valence est saturée. L’atome de chlore est entouré de huit (8) électrons ==> sa couche de valence est saturée.

Frontières entre liaison ionique et liaison covalente : Soit une liaison AB, on peut considérer que la liaison est ionique dans le cas où la différence d’électronégativité entre les éléments A et B est supérieure à 1,65. La liaison sera considérée comme covalente à caractère ionique si cette différence est inférieure à 1,65.

ΧA - ΧB > 1,65 liaison ionique ΧA - ΧB < 1,65 liaison covalente

0-I-2.2- liaison covalente double

Molécule d’oxygène O2

Chaque atome d’oxygène est entouré par six électrons de valence et peut être saturé au maximum par huit électrons (2ème période) chaque atome d’oxygène met ses deux électrons célibataires en commun avec l’autre conduisant à la formation d’une double liaison covalente.

O OO O

Double liaison covalenteMise en commun des deux électrons célibataires

O=OSchéma de Lewisde la molécule O2

8O:1s22s22p4

Couche de valence

NB. Dans le cas d’une double liaison covalente, l’une des deux liaisons est de type sigma (σ) forte, alors que l’autre, faible, ne peut être que du type pi (π).

0-I-2.3- liaison covalente triple Molécule d’azote N2



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Exemples de molécules polyatomiques

H2CO3 C O

O

O

H2O O

H

H

H

H

Remarquer les 8 électrons entourant C et O dans tous les cas. NB : Pour les éléments appartenant à la troisième période (apparition des OA d) et aux périodes suivantes la règle de l’octet n’est plus strictement applicable du fait de la présence d’orbitales d qui peuvent contribuer à la liaison de covalence.

Exemples (cas où la règle de l’octet n’est pas respectée) : Acide sulfurique (l’atome de soufre S appartient à la troisième période il est entouré de 10 électrons)

H2SO4 S O

O

O

O H

H

Formule brute

Schéma de Lewis

L’atome de soufre (3ème période) ici est entouré de 10 électrons.

Représentation par les Orbitales Moléculaires (OM)

Définition

Une orbitale moléculaire OM, est une région de l’espace entre les atomes liés où il est le plus probable de trouver les deux électrons de la liaison. Comme l’OA, l’OM ne peut contenir que deux électrons au maximum. Une OM est le résultat d’une combinaison (interférence) entre les OA des atomes présent dans la molécule. Une combinaison entre deux OA conduit à deux OM [une OM liante (de basse énergie) et une OM antiliante (de haute énergie)]. Cas de H2



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Une autre représentation plus réaliste de la liaison est celle de la combinaison des deux orbitales atomiques 1s et 1s pour obtenir une nouvelle orbitale moléculaire.

NB : L’orbitales moléculaire liante, résulte toujours d’un recouvrement favorable (en phase*) entre les orbitales atomiques. Alors qu’une OM antiliante est le résultat d’une opposition de phase* entre les OA. NB : Une combinaison de « n » OA conduit à « n » OM (« n/2 » OM liantes + « n/2 » OM antiliantes). NB : Les OM antiliantes sont importantes lorsque la molécule s’engage dans une liaison intermoléculaire ou dans le cas des complexes.

* Par analogie avec la mécanique ondulatoire (deux ondes en phase conduisent à une onde intense alors que deux ondes en opposition de phase sont destructives). Voire figure ci-dessous



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Donc en définitive pour la molécule de H2 on obtient une OM liante occupée par deux électrons.

Remarque : Dans la suite de ce polycopié nous éviterons d’évoquer les OM antiliantes, sauf en cas de besoin. Cas de HCl

Dans ce cas aussi on obtient une orbitale moléculaire σ résultant du recouvrement d’une orbitale atomique 1s de l’hydrogène et d’une orbitale atomique 2py du chlore.

OM σ : l’orbitale moléculaire sigma (σ) peut être le résultat:

d’un recouvrement entre Deux OA s (déjà vu)



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d’un recouvrement frontal entre Une OA s + une OA p (déjà vu) d’un recouvrement axial entre deux OA p (FIG.M14))

NB : à la place d’une OA p on peut avoir une OA Hybride (voir plus loin). OM π : L’orbitale moléculaire pi (π) résulte d’un recouvrement latérale entre les deux OA restants:

px-px πx et pz-pz πz

D’autre part les OM antiliantes correspondent à une « interférence » en opposition de phase des OA. Pour les différencier des OM liantes, on les indexe par le symbole * ( Figure M17).



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Dans la figure 18 (FIG.M18) est représenté le diagramme énergétique de la molécule d’azote N2. L’objectif principale de cette représentation est pour que l’étudiant ce familiarise avec les OM liantes et antiliantes.



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0-I-3.Liaison dative Définition

La liaison dative est une mise en commun d’un doublet électronique, provenant d’un atome (appelé atome donneur), avec un autre atome (appelé atome receveur). Exemples : 1-Formation de H3O+

H+ 1s0

H2OH

O

H

H+ H

O

H

+ H+

H

OH H

+

Liaison dative

La flèche entre O et H veut dire que le doublet électronique de la liaison provient de l’oxygène. Ce doublet est mis en commun par l’oxygène avec l’hydrogène. Cela ne veut pas dire qu’il est plus près de l’hydrogène. 2-Représentation de H2SO4 par les liaisons datives :

S O

O H

HSchéma de LewisO

OPar réarrangement des électrons au sein des OA p dans l'oxygène une OA est vidée pour acueuillir le doublet du Soufre

Remarque : La liaison dative est très importante dans le cas des complexes (que nous aborderons à l’occasion de l’étude des complexes). 0-I-4.Polarisation de la liaison covalente Définition

Le moment dipolaire entre deux charges opposées, dans sa forme simplifiée, est par définition, le vecteur produit de la charge par la distance séparant les deux points.

µ = q.l µ : moment dipolaire, q : charge en Coulomb l : distance en mètre Unité du moment dipolaire : L’unité dans le système MKSA est bien entendu C.m (Coulomb.mètre). Néanmoins

dans le cas sub-microscopique, il est plus commode d’utiliser le Debye* (D). *1 Debye = 3.336 10 -30 C.m

Noter que la molécule diatomique d’hydrogène H2 est homogène il n’y a pas de différence d’électronégativité entre

les deux atomes de la liaison les charges électriques sont équitablement réparties sur les deux atomes. Par conséquent la molécule d’hydrogène aura un moment dipolaire électrique nul.



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Alors que dans le cas de HCl, la différence d’électronégativité entre les deux atomes conduit au rapprochement du

doublet électronique de la liaison vers le chlore apparition de charge partielle négative sur le chlore. De l’autre côté l’éloignement du doublet électronique de H fait apparaître une charge partielle positive de même valeur absolue. Par conséquent le moment dipolaire du chlorure d’hydrogène n’est pas nul (µHCl = 1,08 D).

0-I-5. Formes géométriques des molécules simples

0-I-5.1 Règles de Gillespie (RPE : Répulsion des Paires Electroniques)

Soit une molécule de type EmMXn, où E signifie doublet élecronique libre resté sur l’atome centrale M, on peut considérer que la forme géométrique est liée à la somme des indices (n + m) (voir tableau). Cette règle est basée sur le fait que les électrons (doublets libres non liants et doublet de chaque liaison) autour de l’atome central se repoussent entre eux ce qui conduit à la forme géométrique où ils sont éloignés les uns des autres, permettant de minimiser ces forces de répulsions.

A

Répulsion entre les électrons des liaisons ARépulsion plus forte β >109°

Les doublets non liants occupentplus d'espace que les doublets liants

α < 109°

TM.I.1 (n + m) Forme de base modèle Forme géométrique Forme réelle 2 X M X MX2

Ex : BeH2 ; HgCl2 linéaire X M X

3

M

X

X X

120°

MX3 m = 0 ; n = 3 Ex : BF3 ; AlCl3

Trigonale (plane) M

X

X X

120°

EMX2 m = 1; n = 2 Ex : SnCl2

Forme en V

MX X

Forme V 4 AX4

m = 0 ; n = 4 Ex : CH4 ; BH4- ; NH4+…

Tétraèdre

X

A

X

XX

109°

tétraèdre



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xv

X

A

X

XX

109°

tétraèdre

E1AX3 m = 1 ; n = 3 Ex : NH3 ; H3O+

Pyramide à base triangulaire L’angle de la liaison XÂX est inférieur à 109° du fait de la compression exercé par les doublets libres plus volumineux

A

X

XX

E2AX2 m = 2 ; n = 2 Ex : H2O

Forme V L’angle de la liaison XÂX est inférieur à 109° du fait de la compression exercé par les doublets libres plus volumineux

A

X

X

5

X MX

X

X

X Les doublets libres occupent de préférence la base de la bipyramide. En effet, ils occupent plus d’espace que les doublets des liaisons, qui sont contracté le long de la liaison entre les atomes.

AX5 Ex :Fe(CO)5 ; PCl5

Bipyramide à base triangulaire

X MX

X

X

X

EMX4 Ex : SF4

Forme en livre ouvert

MX

X

X

X E2MX3 Ex : ClF3

Forme en T M

X

X

X

E3MX2 Ex : XeF2

Forme linéaire M

X

X 6

MXX

XXX

X

MX6 Ex :SF6 ; [Fe(CN)6]4+

octaèdre

MXX

XXX

X NB : Nous verrons que dans le cas des complexes pour le type MX4, deux types de formes géométriques sont possibles ( l’une est un tétraèdre comme prévu par Gillepie ; l’autre de forme carrée plan imposée par le champs fort des ligands)

0-I-5.2 Hybridation Définition

L’hybridation est une combinaison des OA de valence d’un même atome (atome central) conduisant à de nouvelles OA hybrides équivalentes pour avoir la forme géométrique de la molécule. NB : L’hybridation concerne les OA d’un même atome, le résultat sont des OA hybrides de formes nouvelles adaptées à la forme géométrique de la future molécule.

A ne pas confondre avec OM (l’orbitale moléculaire est une orbitale répartie sur la molécule et assure la liaison lorsqu’elle est liante). Par contre, elle s’oppose à la formation de la liaison lorsqu’elle est antiliante.

Hybridation sp3 : Combinaison d’une OA s + 3 OA p Soit la molécule de type E2AX2 n + m = 2 + 2 = 4 4 OA à hybrider (1 OA s + 3 OA p)

Exemple H2O ( l’oxygène est l’atome central , c’est lui qui est concerné par l’hybridation).



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Normalement l’hybridation sp3 conduit à la forme tétraédrique (Ex : CH4), mais dans le cas de la présence de deux doublets libres, la forme visible est un V. (Les doublets électroniques libres ne sont pas visibles, on ne voie que l’ossature de la molécule « les noyaux ».

Hybridation sp2 : combinaison d’une OA s + 2 OA p

Exemple 1 : AlCl3 (type MX3) L’atome central dans cet exemple est Al c’est lui qui est concerné par l’hybridation. Il est entouré de trois atomes de Cl et aucun doublet libre nous devons construire 3 OA équivalentes (1 OA s+ 2 OA p) et il reste donc 1 OA p non hybridée.

NB : pour pouvoir se lier à 3 atomes de Cl, l’aluminium est excité par une transition d’un électron s vers une OA p.



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Exemple 2 : O2 1-description schématique de l’hybridation au sein d’un atome O (dans O2)

sp2 sp2 sp2Hybridation sp2

+

pz2s2 2p4

2- Representation par les OA de l’hybridation sp2 de O dans (O2)

3- Représentation de la liaison O=O par les Orbitales

Hybridation sp: combinaison d’une OA s + 1OA p.

Ex : N≡N(N2 gaz incolore et inodore représentant 79% de l’air)



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2- Description schématique de l’hybridation au sein d’un atome de N dans le cas de N2.

spHybridation sp

+

pz2s2 2p3

sppx

2- Même représentation par le Orbitales atomiques

3- Description schématique des liaisons dans N2 après hybridation :

Hybridation dans les complexes (intervention des OA d)

Définition d’un complexe :

Un complexe [M(L)n] est un composé ionique ou neutre, formé par l’assemblage de molécules (H2O, NH3, CO,…etc.) ou d’ions (Cl-, OH-, CN-,…etc.) appelés ligands, autour d’un atome (Fe,Xe,…) ou d’un ion (souvent cation métallique : FeII+, CuII+, FeIII+,…etc. ) appelé coordinateurs. NB :La liaison entre les ligands L, et le coordinateur M est toujours dative dans le sens ligand → coordinateur. T0-I.2 (Quelques ligands moléculaires et anioniques rencontrés dans les complexes usuels)

Types de ligands noms Force du champ*



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Ligands moléculaires Pas de suffixe

H2O aqua Faible NH3 ammine Fort CO carbonyle Fort

Anions Dans le nom utilisation du suffixe « o ».

halogènes F- Fluoro Faible Cl- Chloro Faible Br- Bromo Faible I- Iodo Faible

hydroxyde OH- hydroxo Faible cyanure CN- cyano Fort thiocyanate SCN- thiocyano Fort sulfate SO4II- sulfate Moyen

* Le qualificatif (Fort, faible) est à prendre avec précaution. La force du ligand peut dépendre du coordinateur et de sa charge ( ex : H2O est fort dans [Co(H2O)6]3+ et faible dans Co(H2O)6]2+ ).

Exemple 1 : Ion* complexe [Fe(CN)6]III- hexacyanoferrate III *Le nom d’un complexe chargé commence toujours par Ion. L’ion complexe négatif se termine par le suffixe « ate » suivi du nombre d’oxydation du coordinateur en chiffre romain. Dans les autres cas ‘ion complexe positif ou complexe sans charge’ aucun suffixe n’est ajouté. Dans cet ion complexe la charge du fer Fe peut être déterminée aisément : on a 6 ions CN-, un ion Fe x+ pour une charge totale de -3. 6(-1) + x = -3 x = 6-3 = +3. Le degré d’oxydation de Fe ici est +3. Structure électronique du Fer : Configuration électronique du fer : 26Fe : [Ar]4s23d6 26Fe [Ar] 3d64s2 Configuration de FeIII+ 26FeII+ : [Ar] 3d54s0 Les 6 ligands CN- C≡N-ont besoins de 6 OA vides sur FeII+ pour établir avec lui des liaisons datives. L’ion FeII+ ne dispose que de 4 OA libres à l’état fondamental sous l’effet des ligands CN- il se produit un réarrangement des électrons au sein de FeII+ pour avoir les 6OA vides. Ensuite ces 6 OA vont s’hybrider pour donner 6 liaisons équivalentes.

Fe Fe

Forme géométrique : Octaèdre

CN-

FeIII+



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Exemple 2 : Ion complexe [Pd(NH3)4]2+ ion tetraammine palladium(II)

Ce complexe est formé de 4 molécules d’ammoniac (ligands) autour d’un ion palladium. Si x est la charge de Pd dans le complexe, on peut écrire la relation : x + 4(0) = +2 x = +2. Le degré d’oxydation de Pd est égal à +2. Structure électronique Pd : Configuration électronique du Pd : 28Pd :[Kr]5s24d8. 28Pd :[Kr] 4d85s2.

Configuration de PdII+ 28PdII+ : [Kr] 4d85s05p0.

Dans le complexe on a 4 ligands, donc 4 liaisons datives, cela conduit à rechercher 4 OA vides à hybrider (FIG31 page suivante).

Force des ligands : Un ligand est dit à champ fort s’il provoque un réarrangement des électrons de valences du coordinateur. Inversement un ligand à champ faible n’exerce aucune modification sur la structure du coordinateur.

La force d’un ligand peut être liée soit a : La faible électronégativité de l’atome donneur du doublet électronique ( le doublet est plus

disponible donc plus influant sur le coordinateur ) FIG.M33. Soit l’effet appelé de back-donation (FIG.M32), c'est-à-dire une donation en retour du

coordinateur vers une OM antiliante du ligand conduisant à la formation d’une double liaison. Ceci à pour effet de renforcer la liaison (c’est le cas de [Fe(CN)6]III- ou hexacyanoferrate III ).



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Mais comme nous le verrons les ligands à champ fort sont ceux qui ont des OM antiliantes appropriées (Effet de back-donation) renforçant la liaison avec les OA d du coordinateur.

Série spectrochimique de TSUCHIDA Sur la base de l’étude d’une grande quantité de résultats expérimentaux relatifs aux spèctres électroniques d’absorption

des complexes on a pu formuler quelques règles pour classer les ligands en : ligands à champs forts (influent sur les électrons du coordinateur) et ligands à champs faibles (sans effet). Nous vous donnons ici quelques ligands usuels classés par ordre croissant de la force de leurs champs.

I-< Br - < Cl- < *OH - < *F - < H2O <SCN - < NH3 ≈ Py <En < NO2- < CN -. Py : pyridine; En : éthylènediamine. *L’ordre OH-, F- diffère d’un auteur à un autre. Par ailleurs les ligands étant les mêmes, les bas spin sera obtenu pour l’ion central porteur de la charge la

plus élevée.

Exemple de ligand à champ fort : CN-

NC

plus volumineux

Champ fort

électronégativité moyennement faible

4d8 5s0 5p0

Etat fondamental

4 OA vides

4s0 4p0

Après réarrangement

(4+1) OA vides

Ion complexe Pd(NH3)4II+

4d8



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Pd

3d6 4s0 4p0hybridation dsp2Combinaison de 1 OA d + 1OA s + 2 OA p

N.B : NH3 est un ligand à champs fort. Celà veut direqu'il exerce une influence sur les électrons de valencedu coordinateur provoquant un réarrangement, mêmedans le cas de la disponibilité d'orbitales vides.

La conséquence ici est dramatique. Car aulieu d'obtenirune hybridation sp3, on obtient un nouveau type d'hybridation, faisant intervenir une OA "d". D'où l'hybridation "dsp2" conduisant à la forme carrée plan aulieu du tétraèdre comme le suggère Gillespie.

NH

H HN H

H

HNHH H N

HHH

Forme carrée

(dsp2)

Propriétés magnétiques des complexes

Un complexe est dit paramagnétique s’il a au moins un électron célibataire. Inversement, un complexe sans électrons célibataires est dit diamagnétique.

Moment magnétique : le moment magnétique (en magnéton de Bohr) d’un complexe à pour expression : µB = )2( += ccBµ en magnéton de Bohr. (c : nombre d’électrons célibataires) Liaisons de Van der Waal (liaisons faibles) En plus des liaisons ordinaires, ils existent des semi liaisons appelées liaisons de Van der Waal. Les liaisons de Van der Waal ne sont pas de vraies liaisons, elles se produisent entre les atomes non liés et sont responsables de l’état ( liquide, solide, gaz ) et des propriétés physiques ( température d’ébullition,…). Elles peuvent être intermoléculaires ( entre molécules ) ou intramoléulaires ( entre atomes non liés d’une même molécule ). Parmi ces liaisons de Van der Waal la plus importante, est la liaison par pont Hydrogène. Exemples :

1- cas de l’eau



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xxiii

H OH

H OH

H OH

H OH

H OH

H OH

H OH

H OH

H OH

H OH

H OH

H OH

L'eau est liquide à la température ambianteCeci est du surtout, à la liaison par pont Hydrogène

2δ− δ+

Laison Hydrogène

2δ− δ+

À titre comparatif, la température d’ébullition de l’eau Teb = 100° ( H2O : 18g.mol-1) ; tandis que la température d’ébullition de sulfure d’hydrogène H2S Teb = -59.6° ( H2S : 34 g.mol-1). Malgré que H2S soit plus lourd que H2O, à l’état naturel, H2S est un gaz alors que H2O est un liquide. C’est une conséquence de la liaison de Van der Waal ( ici liaison Hydrogène).

2-l’iode I2 (l’iode est un solide violacé) : Les molécules d’iode sont assez grandes pour que leurs nuages électroniques subissent des

déformations conduisant à une polarisation des molécules (voir figures M34-37)

I2 I I

d = 8a)

µ = 0µ = 0

Moment dipolaire induit

µ différent de zéroµ différent de zéro

Moment dipolaire induit

Distance intermédiaire

Répulsion des nuages électroniqueset apparition de dipôles induits par ladisymétrie de la distribution des charges.



chimie minérale


la liaison chimique


slimani mohamed



d = quelques Agstroms: polarisation réciproque.

Attraction électrostatique entre pôles induits : liaison de Van der Waals

b)

c)

LiaisondeVan Der Waal

Remarques importantes L’étudiant doit comprendre que ce chapitre fait partie du programme. ce qui veut dire qu’il fera l’objet

d’examen (1er contrôle et suivant). D’autre part , il faut noter que ce polycopié est spécialement adapté au niveau actuel de l’étudiant (

puisqu’il ne maîtrise pas le concept d’OM liante et antiliante, n’a pas non plus de notion de cristallographie et d’énergie réticulaire, beaucoup de parties ont été ignorées).

La maîtrise de cette partie est indispensable, pour comprendre la suite du cours ( aussi bien la chimie analytique que la chimie organique ).

Le nom d’un complexe négatif se termine par « le suffixe : ate ».



chimie minérale


la liaison chimique


slimani mohamed

chapitre iii supplément tableau périodique sc st 2020

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