Mol Mol é é cules et Liaison chimique cules et Liaison chimique
Molécules et liaison chimique
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La liaison dans H La liaison dans H
22Le point de vue classique: l
Le point de vue classique: l’’approche de deux atomes d’approche de deux atomes d’hydroghydrogènesènes H R H
H R H ’ ’
xx HH22
-1,2 -1,1 -1 -0,9
0 0,5 1 1,5 2 2,5R 3 3,5 4
2 H2 H xx xx
xx xx HH22
R(R(HH22))
ΔE= EnΔE= En(liaison)(liaison)
La liaison dans H2
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Forces d'attraction: F= -e2
R2ep' + -e2
R2e'p Forces de répulsion: F= e2
R2ee' + e2 R2pp'
p e Hb
Rpe
p' e'
Ha
Rp'e' R
p p'
e'
e
Rpp'
Re'p Re'e
Hb Ha
Rep'
Forces d ’attraction et de répulsion
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La liaison Chimique La liaison Chimique
Ha Hb Liant
Liant
antiliant antiliant
Comment caractériser la liaison chimique qui s'est formée?
A cause du caractère ondulatoire, les électrons ne peuvent être localisés. La probabilité de trouver les électrons entre les deux noyaux est plus grande que la probabilité de
trouver les électrons au-delà des noyaux.
La région entre les noyaux est lianteliante ; la région au-delà des noyaux est antilianteantiliante.
La liaison chimique est due à une augmentation de la concentration en
augmentation de la concentration en éélectrons entre les noyauxlectrons entre les noyaux..
Schémas de la liaison H2
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La liaison ionique La liaison ionique
Saut de l
Saut de l’é’électronlectron LiLi+ +
FF-- 2 atomes
2 atomes àà grande distance grande distance Li F
Li F
Formation du lien ionique
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La liaison ionique La liaison ionique
RRéorganisation deséorganisation des éélectrons danslectrons dans LiLi+ +
FF-- Saut de l
Saut de l ’é ’électronlectron LiLi+ +
FF-- 2 atomes
2 atomes àà grande distance grande distance Li F
Li F
Réorganisation des électrons LiF
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L L ’ ’ octet de Lewis octet de Lewis
•La plupart des mol•La plupart des moléécules stables ont un nombre pair dcules stables ont un nombre pair d ’électrons ’électrons
•La plupart des mol•La plupart des moléécules stables font apparacules stables font apparaître un atome de laître un atome de la seconde (troisi
seconde (troisièème) pme) péériode entourriode entouréé de 4 doublets de 4 doublets éélectroniqueslectroniques
DD ’ ’ooùù l l’’importance capitale du doublet importance capitale du doublet éélectronique de liaison.lectronique de liaison.
LEWIS observa que:
LEWIS observa que:
DD ’ ’ooùù l l’’importance capitale de limportance capitale de l’’octetoctet
•L•L’’octet est aussi lioctet est aussi liéé àà la structure é la structure électronique des lectronique des GAZ RARESGAZ RARES,, corps tr
corps trèès peu rs peu rééactionnels.actionnels.
Une configuration électronique dont la couche externe renferme un octet d'électrons est particulièrement stable.
H2O, NH3, CH4, N2, HNO2, HNO3, H2SO4,…
En cons
En consééquence, la rquence, la rèègle de lgle de l’octet de Lewis dit que:’octet de Lewis dit que:
L ’octet de Lewis
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La liaison chimique La liaison chimique
La liaison s
La liaison s’établit entre atomes pour leur permettre d’établit entre atomes pour leur permettre d’’adopter laadopter la configuration
configuration éélectronique du gaz rarelectronique du gaz rare Et respecter ainsi la r
Et respecter ainsi la règle de lègle de l ’ ’octet.octet.
Les liaisons se classent en diff
Les liaisons se classent en différents types;érents types;
•La liaison ionique.•La liaison ionique.
••La liaison covalenteLa liaison covalente
Les différentes liaisons chimiques
•La liaison m•La liaison méétallique.tallique.
polarisépolariséee
dative ou semi polairedative ou semi polaire
purepure
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La liaison ionique La liaison ionique
Na
Na → Na→ Na++ + e + e- -
co co û û t:EI t:EI
RRéésultat: [Ne]sultat: [Ne] (+) (+) Cl Cl + e+ e- - → Cl→ Cl--co co û û t: t: A A
ee RRéésultat: [sultat: [ArAr] (-)] (-)Na + Cl
Na + Cl → Na→ Na++ + Cl + Cl- - →→ Na Na++ClCl- -
Bilan? Bilan?
[Ne][Ne]+ + [[ArAr]]--Le Bilan sera favorable
Le Bilan sera favorable àà la liaison si EI est petit et Ae la liaison si EI est petit et Ae grand.grand.
c.c.àà.d pour des é.d pour des éllééments dments d ’é ’électronlectronéégativitgativitéé trtrès diffès difféérente.rente.
La liaison ionique
Ces compos
Ces composés sont gés sont génénééralement des ralement des solides ioniquessolides ioniques.. On y reviendra plus loin.
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La liaison covalente La liaison covalente
H + H
H + H → H→ H22
1s1s11 + 1s + 1s11 → → σσ22(voir plus loin) H H → +→ +←← H H → → H H H H → → HHHH F 2s
F 2s22 2p 2p55 F 2s F 2s22 2p 2p55
FF FF
FFF FF F FF
Le mLe même raisonnementême raisonnement ss’’applique àapplique à Li Li22
ou
ou àà F F22
La liaison covalente
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La structure de LEWIS des atomes La structure de LEWIS des atomes
H Li Na
H Li Na → ns→ ns11 Be
Be Mg Mg → ns→ ns22 B Al
B Al → → nsns2 2 npnp11 C Si
C Si → ns→ ns2 2 npnp22 N P
N P → ns→ ns2 2 npnp33 F Cl
F Cl →→nsns2 2 npnp55 O S
O S → ns→ ns2 2 npnp44 Ne Ne ArAr → ns→ ns2 2 npnp66
La structure de Lewis des atomes
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La liaison chimique (suite).
La liaison chimique (suite).
HH
HFHF
HH22OO
NHNH33
HH
FF FF HH
OO HH HH
NN HH HH
HH
OO HH HH
NN HH HH
HH FF
OO
NN
La liaison covalente (suite)
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Etat de Valence et Promotion Etat de Valence et Promotion
C
C → ns→ ns1 1 npnp33 Promotion
Promotion Promotion vers un
Promotion vers un éétat de valence (excittat de valence (excitéé)) Justifi
Justifiéé si le co si le coût ût éénergnergéétique de la promotion esttique de la promotion est rréécupcupéréréé par la formation de liaisons nouvelles. par la formation de liaisons nouvelles.
Autres exemples:
Autres exemples:
Cette molécule existe, mais n'est pas très stable. La forme stable est CHCH44. Elle suggère la disponibilité de quatre électrons non appariés
Les r
Les rèègles prégles préccéédentes suggdentes suggèèrent la formule molrent la formule moléculaire CHéculaire CH22
Be
Be Mg Mg → ns→ ns1 1 npnp11 B Al
B Al → → nsns1 1 npnp22
Etat de valence et promotion
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La liaison covalente polaris La liaison covalente polaris é é e e
La liaison est covalente pure dans H
La liaison est covalente pure dans H22, Cl, Cl22, F, F22, …, … Deux atomes de Deux atomes de nature identique partagent
nature identique partagent « é« équitablementquitablement » les » les éélectrons.lectrons.
La liaison entre deux atomes de nature diff
La liaison entre deux atomes de nature difféérente est covalenterente est covalente polaris
polariséée.e.
La polarisation provient de la tendance d
La polarisation provient de la tendance d’’un des deux atomes àun des deux atomes à attirer
attirer « « prprééfféérentiellementrentiellement » » les é les électrons.lectrons.
L’électronégativité selon Pauling mesure la tendance qu'a un
atome dans une molécule à attirer vers lui le nuage électronique.
La liaison covalente polarisée
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+1
+1
r r
-1 -1Situation 100% Ionique Situation 100% Ionique
1e1e- - perdu 1e1e- - transféré
La polarit
La polarit é é des liaisons des liaisons
Le moment dipolaire peut
Le moment dipolaire peut êêtre mesurtre mesuréé et s et s’exprime en Debye (D)’exprime en Debye (D) Il mesure l
Il mesure l’’ampleur du transfert ampleur du transfert éélectroniquelectronique Comment mesur
Comment mesuré le transfert dé le transfert d’électrons ?’électrons ? DDééfinition du moment dipolaire:finition du moment dipolaire: µ µ=q*r=q*r
q+
q+
r r
q- q-µµ=0=0ee--*r=0 *r=0 ⇒ covalence⇒ covalence µµ=1=1ee--*r=r *r=r ⇒ ionique⇒ ionique
Si r= 10-10m (1Å) et q=1e-, alors µ=4,8 D = 16 10-30 C.m H
H
r r
H HSituation Covalente Situation Covalente
q=0q=0 q=0q=0
Nbre d ’électrons transférés?
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Pourcentage Ionique des liaisons.
Pourcentage Ionique des liaisons.
Liaison R(Å) µ(D) %ionique ∆X H-F 0,92 1,98 45 1,9 H-Cl 1,28 1,03 17 0,9 H-Br 1,43 0,78 11 0,7 H-I 1,62 0,38 5 0,4 H-O 0,96 1,51 33 1,4 H-S 1,33 0,78 12 0,4 H-N 1,01 1,30 27 0,9
Conclusion:
Conclusion:
La polarisation des liaisons chimiques est un phénomène continu et graduel. On passe de la covalente pure (0%), par la covalente polarisée à la liaison ionique (placée arbitrairement à >50%)Pourcentage ionique des liaisons
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Les liaisons multiples Les liaisons multiples
On parle de liaison multiple lorsque plusieurs paires
On parle de liaison multiple lorsque plusieurs paires éélectroniques sontlectroniques sont partag
partagéées par deux atomes.es par deux atomes.
Quelques exemples classiques:
Quelques exemples classiques: NN≡≡NN; H; H22C=OC O〉; H; H22C=CHC=CH22; HON=O; HON=O—— 〉
NN NN OO CC
HH
HH CC
HH
HH CC
HH
HH
NN NN OO CC
HH
HH CC
HH
HH CC
HH
HH
Les liaisons multiples
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Les liaisons datives Les liaisons datives
Lorsqu’un atome d’une molécule ne satisfait pas l’octet, il peut se lier à une autre molécule et former une nouvelle liaison qui l ’amènera à respecter l’octet.
Une molécule « donne » une paire électronique.
C ’est une liaison dative
H++ + + NN HH
HH
HH
NN HH HH
HH HH
++
NN HH HH
HH BB
HH
HH
HH ++ NN HH
HH
HH BB
HH
HH HH
Les liaisons datives
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Les liaisons datives Les liaisons datives
Lorsqu’un atome d’une molécule ne satisfait pas l’octet, il peut se lier à une autre molécule et former une nouvelle liaison qui l ’amènera à respecter l’octet.
Une molécule « donne » une paire électronique.
C ’est une liaison dative
H++ + + NN HH
HH
HH HH
NN HH HH
HH
++
NN HH HH
HH BB
HH
HH
HH ++ NN HH
HH
HH BB
HH
HH HH
Les liaisons datives
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Les liaisons datives Les liaisons datives
Des composés présentent une liaison dative impliquant un oxygène, en passant par la formation d'un état de valence
NN CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO NN
CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO
Les liaisons datives
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CO aussi pr
CO aussi préésente une liaison dative: sente une liaison dative: CC=OO〉 la formule «normale» ne satisfait pas l’octet. Dès lors, on préfèrera CC≡O≡O
Les liaisons datives Les liaisons datives
Des composés présentent une liaison dative impliquant un oxygène, en passant par la formation d'un état de valence
NN CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO NN
CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO
Les liaisons datives
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Les liaisons datives Les liaisons datives
Les liaisons datives sont aussi appelées «semi-polaires»
On peut faire figurer une charge formelle positive sur le donneur de la paire électronique et une charge formelle négative sur l'accepteur.
NN HH HH
HH BB
HH
HH
HH NN
CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO
- +
- + + - + -
Les liaisons datives
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Le nombre d
Le nombre d ’ ’ oxydation oxydation
Le nombre d'oxydation (N.O.) permet "d'attribuer" aux atomes d'une molécule les électrons de liaison. Il indique l'importance de la perte ou du gain d'électrons de l'atome dans la molécule par rapport à l'atome libre
a) Lorsque la liaison est une liaison covalente pure, on attribue
"totalement" un électron de liaison à chaque atome. Son nombre d'oxydation est nul. « Le nombre d'oxydation des éléments est nul ».
b) Lorsque le composé est ionique, le transfert d'électrons est total.
Le nombre d'oxydation est égal à la charge de l'ion, signe compris.
c) Dans toutes les autres liaisons, la paire d'électrons est complètement attribuée à l'atome le plus électronégatif.
Définition du nbre d’ oxydation
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Le nombre d
Le nombre d ’ ’ oxydation oxydation
Les règles de calcul du nombre d'oxydation (N.O.).
1) Dans une molécule neutre, la somme des nombres d'oxydation des éléments est nul. Dans les ions, cette somme est égale à la charge.
2) Le fluor, corps le plus électronégatif, a toujours un nombre d'oxydation égal à -1 [mais 0 dans F[mais 0 dans F22].].
3) L'oxygène se trouve en général à l'étage -2 [sauf 0 dans O[sauf 0 dans O22; -1 dans; -1 dans les peroxydes (R-O-O-R') et li
les peroxydes (R-O-O-R') et lié au fluor]é au fluor]
4) L'hydrogène a en général un N.O. de +1 [sauf dans les hydrures o[sauf dans les hydrures oùù il il vaut -1 et dans la mol
vaut -1 et dans la moléécule Hcule H22 o oùù il est nul] il est nul]
5) Les nombres d'oxydation des éléments seront toujours compris entre N et N-8 où N est le numéro du groupe auquel il appartient.
Régles de calcul Régles de calcul
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Le nombre d
Le nombre d ’ ’ oxydation oxydation
Quelques exemples:
Quelques exemples:
HCl N.O.(H) = +1 N.O.(Cl) =-1
H2CO N.O.(H) = +1 N.O.(O)=-2 N.O.(C)+[2*(+1) + (-2)] = 0 ⇒ 0 H2SO4 N.O.(H) =+1 N.O.(O)=-2 N.O.(S)+[2*(+1) + 4*(-2)] = 0 ⇒ 6 ClO4- N.O.(O)=-2 N.O.(Cl)+[4*(-2)]= -1 ⇒ 7
NaNO3N.O.(Na) =+1 N.O.(O)=-2 N.O.(N)+[(+1) + 3*(-2)] = 0 ⇒ 5
Exemple du nombre d ’oxydation
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Les limites du mod
Les limites du mod è è le de LEWIS le de LEWIS
2)Dans certains cas, il ne permet pas de trouver une formule unique.
Pour SO2 faut il écrire: |O←S=O〉 ou 〈O=S→O|
1) Comment expliquer l’existence de PCl5, composé « hypervalent » au sens de l ’octet qui ne peut justifier que l’existence de PCl3
3) Le caractère paramagnétique de molécules telles que O2 ne s’explique pas par le modèle de Lewis.
3) Seule une description quantique permet d'introduire ces particularités.
1) La promotion vers un état de valence du P (S,…)
Solutions propos
Solutions propos ées é es
::2) Introduction du concept de résonance
Les limites du modèle de Lewis
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1) 1) L L ’ ’ hypervalence hypervalence
Au delà de la 2ème période, la présence de sous-couches 3d, 4d, …
permet la promotion d’électrons de valence vers d’autres configurations
En conséquence,
elles justifient l’existence des formules: PClPCl55; SF; SF44; SF; SF66……..
Mais aussi : 〈O=PCl3 ou |O←PCl3 ;; 〈O
S
O〉|OH
|OH
S
|OH
|OH O|
|O ou
P: P: 3s3s223p3p33 → 3s→ 3s113p3p333d3d11
L’hypervalence
S: S: 3s3s223p3p44 → 3s→ 3s223p3p333d3d11 → 3s→ 3s113p3p333d3d22
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2) La notion de r
2) La notion de r é é sonance sonance
Lorsqu’une molécule est décrite par plusieurs formules de Lewis, aucune n’est adéquate. La structure réelle est intermédiaire entre celles-ci. On dit que ce sont des formules limites et que la structure réelle est une
superposition pondérée de toutes ces formules, que la molécule rréésonnesonne entre toutes ses structures. On dOn dééfinit ainsi le concept de finit ainsi le concept de rérésonance. sonance On relie les structures limites, ou formules de résonance, par la double flèche ↔, indiquant par là qu’il faut tenir compte de leur ensemble
Pour SO2 il faut écrire: |O←S=O〉 ↔ 〈O=S→O|
La notion de résonance
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2) La notion de r
2) La notion de r é é sonance sonance
Quelques exemples:
Pour SO2 il faut écrire: |O←S=O〉 ↔ 〈O=S→O|
N O
O
HO N
O O
HO HO N
O
O ou
C O
O
O C
O O C O
O
O O
La notion de résonance
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2) La notion de r
2) La notion de r é é sonance sonance
Un autre exemple: Le benzène C6H6
CH CH CH HC
HC
HC HC CH
CH CH HC
HC
CH CH CH HC
HC HC ouou
On appelle
On appelle
énergie de r é nergie de ré ésonance sonance
la diff la difféérence entre lrence entre l’é’énergienergie mesurmesuréée et le et l’é’énergie estimnergie estiméée e àà partir du nombre de liaisons doubles partir du nombre de liaisons doubles et simples.
et simples.
La notion de résonance
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La liaison dans H La liaison dans H
22Le point de vue ondulatoire (quantique) Le point de vue ondulatoire (quantique)
Les atomes
Les atomes se combinent pour former une mol se combinent pour former une molééculecule Les orbitales atomiques se combinent en orbitales mol
Les orbitales atomiques se combinent en orbitales moléculaireséculaires 1s1s11 (A) et 1s (A) et 1s11 (B) (B) peuvent se combiner de 2 manipeuvent se combiner de 2 manièèresres
1s(A)
1s(A) 1s(B)1s(B) 1s(A) + 1s(B)1s(A) + 1s(B) 1s(A) - 1s(B)1s(A) - 1s(B)
Renforcement de la Renforcement de la prpréésence ésence électroniquelectronique
Disparition de la pr
Disparition de la préésencesence éélectroniquelectronique
>0
>0
<0
<0
=0=0
Antiliant Antiliant Liant
Liant
Le modèle ondulatoire de la liaison de H2
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La liaison dans H
La liaison dans H
22(suite) (suite)
Le point de vue ondulatoire (quantique) Le point de vue ondulatoire (quantique)
Les atomes
Les atomes se combinent pour former une mol se combinent pour former une molééculecule Les orbitales atomiques se combinent en orbitales mol
Les orbitales atomiques se combinent en orbitales moléculaireséculaires 1s(A) + 1s(B)
1s(A) + 1s(B) combinaison Liantecombinaison Liante σσ 1s(A) - 1s(B)
1s(A) - 1s(B) combinaison combinaison AntilianteAntiliante σ*σ*
RR∞∞ RReq
σσ σ*σ* 1s(A)
1s(A) 1s(B) 1s(B)
Le modèle ondulatoire de la liaison de H2
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La liaison dans H
La liaison dans H
22(suite) (suite)
Le point de vue ondulatoire (quantique) Le point de vue ondulatoire (quantique)
Les atomes
Les atomes se combinent pour former une mol se combinent pour former une molééculecule Les orbitales atomiques se combinent en orbitales mol
Les orbitales atomiques se combinent en orbitales moléculaireséculaires 1s(A) + 1s(B)
1s(A) + 1s(B) combinaison Liantecombinaison Liante σσ 1s(A) - 1s(B)
1s(A) - 1s(B) combinaison combinaison AntilianteAntiliante σ*σ*
RR∞∞ RReq
σσ σ*σ* 1s(A)
1s(A) 1s(B) 1s(B)
→ → Configuration Configuration éélectronique: lectronique: σσ22
Le modèle ondulatoire de la liaison de H2
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3) Le mod
3) Le mod è è le en couches des diatomiques le en couches des diatomiques
- L'approche par la mécanique ondulatoire généralise la description de la liaison covalente de H2 à l'étude de l'ensemble des molécules.
- La distribution électronique d'une molécule est décrite à partir d'orbitales moléculaires construites par combinaisons d'orbitales atomiques
Le modèles en couches des diatomiques
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Les orbitales
Les orbitales « « s s » » et et « « p p » »
1s 1s 2s 2s
2p 2p
zz2p 2p
xx2p 2p
yyLes orbitales S et P
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3) Le mod
3) Le mod è è le en couches des diatomiques le en couches des diatomiques
- L'approche par la mécanique ondulatoire généralise la description de la liaison covalente de H2 à l'étude de l'ensemble des molécules.
- La distribution électronique d'une molécule est décrite à partir d'orbitales moléculaires construites par combinaisons d'orbitales atomiques
1) Choisir les orbitales atomiques associées aux diverses couches.
Par exemple 1s, 2s, 2px, 2py, et 2pz. Principe de construction:
par addition N[ χA + χB ] ou par soustraction N[ χA - χB ] 2) Combiner deux à deux les orbitales atomiques possédant les mêmes nombres quantiques: χA du premier atome avec χB du second atome, 1s avec 1s, 2s avec 2s, 2px avec 2px, et ainsi de suite.
Il existe deux combinaisons possibles:
Le modèles en couches des diatomiques
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3) Le mod
3) Le mod è è le en couches des diatomiques le en couches des diatomiques
AA BB
ns(A) + ns(B) ns(A) + ns(B)
ns(A) - ns(B) ns(A) - ns(B)
σσ
σ∗σ∗
zz xx yy
Le modèles en couches des diatomiques
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npnpzz(A) + (A) + npnpzz(B)(B)
npnpzz (A) - (A) - npnpzz(B)(B)
σ∗σ∗
σσ
AA zz BB
xx yy
3) Le mod
3) Le mod è è le en couches des diatomiques le en couches des diatomiques
Le modèles en couches des diatomiques
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ππ
π∗π∗
npnpyy(A) + (A) + npnpyy(B)(B)
npnpyy (A) - np(A) - npyy(B)(B)
AA zz BB
xx yy
3) Le mod
3) Le mod è è le en couches des diatomiques le en couches des diatomiques
Le modèles en couches des diatomiques
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AA zz BB xx
yy
ππ npnpxx(A) + (A) + npnpxx(B)(B)
π∗π∗
npnpxx (A) - np(A) - npxx(B)(B)
3) Le mod
3) Le mod è è le en couches des diatomiques le en couches des diatomiques
Le modèles en couches des diatomiques
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3) Le mod
3) Le mod è è le en couches des diatomiques le en couches des diatomiques
SSééquence de lquence de l ’énergie des orbitales ’énergie des orbitales
1s(A)
1s(A) 1s(B)1s(B)
σσ σ*σ* σ*σ*
2s(A)
2s(A) 2s(B)2s(B)
σσ
σσ
2p(B) 2p(B) 2p(A)
2p(A)
π*π*
ππ σ*σ*
Le modèles en couches des diatomiques
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3) Le mod
3) Le mod è è le en couches des diatomiques le en couches des diatomiques
Construction des configurations
Construction des configurations éélectroniques: Principe dlectroniques: Principe d’é’édificationdification
HH22 2e 2e-- → → σσ1s1s22
HeHe22 4e 4e-- → → σσ1s1s2 2 σσ1s1s*2*2 LiLi22 6e 6e-- → ...→ ...σσ2s2s22
BB22 10e 10e-- → ...→ ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s*2*2ππ2px2px1 1 ππ2py2py11 BeBe22 8e 8e-- → ...→ ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s*2*2
CC22 12e 12e-- → ...→ ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s*2*2ππ2px2px2 2 ππ2py2py22
NN22 14e 14e-- → ...→ ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s*2*2ππ2px2px2 2 ππ2py2py2 2 σσ2pz2pz22 Nombre d
Nombre d’’ee-- de liaison de liaison
2 2 0 0 2 2 0 0 2 2 4 4 6 6
σσ1s1s σσ1s1s** σσ2s2s** σσ2s2s ππ2p2p**
ππ2p2p σσ2p2p**
σσ2p2p
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3) Le mod
3) Le mod è è le en couches des diatomiques le en couches des diatomiques
Construction des configurations
Construction des configurations éélectroniques: Principe dlectroniques: Principe d’é’édificationdification
HH22 2e 2e-- → → σσ1s1s22
HeHe22 4e 4e-- → → σσ1s1s2 2 σσ1s1s*2*2 LiLi22 6e 6e-- → ...→ ...σσ2s2s22
BB22 10e 10e-- → ...→ ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s*2*2ππ2px2px1 1 ππ2py2py11 BeBe22 8e 8e-- → ...→ ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s*2*2
CC22 12e 12e-- → ...→ ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s*2*2ππ2px2px2 2 ππ2py2py22
NN22 14e 14e-- → ...→ ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s*2*2ππ2px2px2 2 ππ2py2py2 2 σσ2pz2pz22 Nombre d
Nombre d’’ee-- de liaison de liaison
2 2 0 0 2 2 0 0 2 2 4 4 6 6
σσ1s1s σσ1s1s** σσ2s2s** σσ2s2s ππ2p2p** ππ2p2p σσ2p2p**
σσ2p2p
OO22 16e 16e-- → → …….σ.σ2pz2pz22ππ2px2px2 2 ππ2py2py2 2 ππ2px2px*1 *1 ππ2py2py*1*1 FF22 18e 18e-- → → …….σ.σ2pz2pz22ππ2px2px2 2 ππ2py2py2 2 ππ2px2px*2 *2 ππ2py2py*2*2
NeNe22 20e 20e-- → → …….σ.σ2pz2pz22ππ2px2px2 2 ππ2py2py2 2 ππ2px2px*2 *2 ππ2py2py*2*2σσ2pz2pz*2*2
4 4 2 2 0 0
Le modèles en couches des diatomiques
