Structure et Liaison | Chimie organique 1

Configuration électronique :

L'arrangement des électrons dans les orbitales atomiques d'un atome. Une orbitale atomique peut contenir au maximum 2 électrons.

La configuration électronique d'un élément peut facilement être déterminée en utilisant le mnémonique ci-dessous. Les lignes diagonales donnent l'ordre des sous-couches. Le nombre maximum d'électrons dans chaque sous-couche est le suivant : 2 e^- dans les sous-couches s, 6 e^- dans les sous-couches p, 10 e^- dans les sous-couches d, 14 e^- dans les sous-couches f.

La règle de l'octet:

La règle générale qui régit le processus de liaison pour les éléments de la deuxième période (les principaux éléments en chimie organique) : les atomes ont tendance à former des molécules de manière à atteindre un octet dans la couche électronique de valence et à atteindre une configuration de gaz noble.

 

Les liaisons ioniques vs. les liaisons covalentes

La liaison est un processus qui permet à deux atomes de se joindre et qui entraîne une diminution de l'énergie et une augmentation de la stabilité : les atomes acquièrent une couche externe complète d'électrons de valence. Il existe deux types principaux de liaisons :

• Les liaisons ioniques sont basées sur l'attraction électrostatique forte entre deux ions de charges opposées. Ces liaisons résultent du transfert d'électrons d'un élément à un autre afin de suivre la règle de l'octet
• Les liaisons covalentes sont des liaisons à deux électrons. Ces liaisons résultent du partage d'électrons entre deux atomes (en particulier ceux du milieu du tableau périodique). Les électrons sont partagés pour permettre aux atomes d'atteindre des configurations de gaz noble
  Nombre attendu de liaisons covalentes autour d'un atome = 8 - nombre d'électrons de valence

 

Carbon: Z = 6 → 6 e^- et neutre → 1s² 2s² 2p² → 4 e^-  dans sa couche de valence
Le carbone a besoin de 4 électrons supplémentaires pour obtenir la configuration de Néon et formera donc 4 liaisons covalentes avec d'autres atomes → l'atome de carbone est tétravalent

Nitrogen: Z = 7 → 7 e^- et neutre → 1s² 2s² 2p³ → 5 e^- dans sa couche de valence
L'azote a besoin de 3 électrons supplémentaires pour obtenir la configuration de Néon et formera donc 3 liaisons covalentes avec d'autres atomes → l'azote est trivalent

Charge formelle:

Charge attribuée aux atomes individuels dans une structure de Lewis
Charge formelle = nombre d'électrons de valence dans l'atome libre - nombre d'électrons de valence dans l'atome lié
Nombre d'électrons de valence dans l'atome lié = nombre d'électrons non liés + $\frac{1}{2}$ nombre d'électrons liés

 

Quelles sont les charges formelles dans la molécule CH₃NO₂ ?

N : 1s² 2s² 2p³ = [He] 2s² 2p³ ⇒ 5 électrons de valence dans l'atome libre
4 liaisons : 8 électrons partagés ⇒ 4 électrons de valence dans l'atome lié
Charge formelle = 5 - 4 = +1

O : 1s² 2s² 2p⁴ = [He] 2s² 2p⁴ ⇒ 6 électrons de valence dans l'atome libre
2 liaisons + 2 paires non liantes : 4 électrons partagés + 4 électrons non liés ⇒ 6 électrons de valence dans l'atome lié
Charge formelle = 6 - 6 = 0

O : 1s² 2s² 2p⁴ = [He] 2s² 2p⁴ ⇒ 6 électrons de valence dans l'atome libre
1 liaison + 3 paires non liantes : 2 électrons partagés + 6 électrons non liés ⇒ 7 électrons de valence dans l'atome lié
Charge formelle = 6 - 7 = -1

 

 

Hybridation:

La combinaison de 2 ou plusieurs orbitales atomiques pour former le même nombre d'orbitales hybrides:

• Hybridation sp³: la combinaison de 1 orbitale s et 3 orbitales p pour former 4 orbitales hybrides sp³
• Hybridation sp²: la combinaison de 1 orbitale s et 2 orbitales p pour former 3 orbitales hybrides sp²
• Hybridation sp: la combinaison de 1 orbitale s et 1 orbitale p pour former 2 orbitales hybrides sp
   

Géométrie:

Le nombre de domaines électroniques (atomes ou paires d'électrons isolées) autour d'un atome détermine sa géométrie et son hybridation:

• 2 domaines électroniques ⇒ linéaire (angle des liaisons: 180°) ⇒ hybridation sp
• 3 domaines électroniques ⇒ plan trigonal (angle des liaisons: 120°) ⇒ hybridation sp²
• 4 domaines électroniques ⇒ tétraédrique (angle des liaisons: 109,5°) ⇒ hybridation sp³

 

Structures de résonance : Un groupe de structures de Lewis avec le même placement des atomes mais un placement différent de leurs électrons π ou non liants ⇒ leurs liaisons simples restent les mêmes, mais la position de leurs liaisons multiples et de leurs électrons non liants diffère. Les structures de résonance doivent être des structures de Lewis valides.

Les différentes formes de résonance d'une substance ne sont pas toutes équivalentes : la forme avec le plus de liaisons et moins de charges contribue davantage à l'hybride de résonance. Sélection de la meilleure structure de résonance qui contribue le plus à l'hybride de résonance :

• Des charges formelles plus basses (positives ou négatives) sont préférables aux charges plus élevées.
• Les charges formelles sur des atomes adjacents ne sont pas souhaitables.
• Une charge formelle plus négative doit résider sur un atome plus électronégatif.

Différence entre les isomères et les structures de résonance :

2 isomères diffèrent par l'arrangement de leurs atomes et électrons, tandis que 2 structures de résonance diffèrent seulement par l'arrangement de leurs électrons.

Structure de Lewis :

Une représentation de l'arrangement des atomes et de la position de tous les électrons de valence dans une molécule ou un ion polyatomique. Les paires d'électrons partagés sont représentées par des lignes entre 2 atomes, et les paires d'électrons isolées sont représentées par des paires de points sur les atomes individuels. Nous essayons toujours de satisfaire la règle de l'octet (ou la règle du duet pour l'hydrogène) lors de l'écriture des structures de Lewis

• Point: un électron non liant
• Paire de points: une paire d'électrons isolés (paire isolée)
• Ligne: deux électrons partagés (liaison)
   

Structure de Lewis de NH₃ : 

N: 5 électrons de valence ⇒ a besoin de 3 électrons partagés ⇒ 3 liaisons covalentes​​​
H: 1 électron de valence ⇒ a besoin de 1 électron partagé ⇒ 1 liaison covalente

Structure de Lewis de CO₂ :

C: 4 électrons de valence ⇒ a besoin de 4 électrons partagés ⇒ 4 liaisons covalentes
O: 6 électrons de valence ⇒ a besoin de 2 électrons partagés ⇒ 2 liaisons covalentes

 

Comment rédiger des structures de Lewis :
 

1. Comptez le nombre total d'électrons de valence. Ajoutez ou soustrayez des électrons si vous avez une charge négative ou positive
2. Déterminez le nombre de liaisons covalentes / paires d'électrons isolés que la molécule aura en divisant le nombre d'électrons de valence par 2. Utilisez la formule moléculaire pour dessiner la structure squelettique
3. Distribuez les électrons de valence restants pour satisfaire la règle de l'octet, en complétant d'abord l'octet des atomes les plus électronégatifs. Inclure des liaisons doubles ou triples si nécessaire
4. Vérifiez le nombre d'électrons de valence dans la molécule dessinée
5. Attribuez des charges formelles à tous les atomes

 

Dessinez une structure de Lewis pour le méthanol CH₃OH

Comptez les électrons de valence :
1 C x 4 e^- + 4 H x 1 e^- + 1 O x 6 e^- = 14 électrons de valence ⇒ 7 liaisons et paires d'électrons isolés

Disposez les atomes

 

Ajoutez les liaisons ...

5 liaisons ⇒ 10 électrons 

... puis les paires isolées

5 liaisons + 2 paires isolées ⇒ 14 e^- 

Les méthodes abrégées sont utilisées pour abréger la structure des molécules organiques. Les 2 principaux types de représentations abrégées sont :
 

Structure condensée :

• La chaîne principale de carbone est écrite horizontalement. Les atomes sont dessinés à côté des atomes auxquels ils sont liés.
• Les liaisons covalentes et les paires libres sont omises.
• Des parenthèses sont utilisées autour des groupes similaires liés au même atome. Si différents substituants sont liés au même atome, des lignes verticales peuvent être utilisées.
   

Structure squelettique :

• Les atomes de carbone ne sont pas montrés : on suppose qu'un carbone est à la jonction de 2 lignes et à l'extrémité de n'importe quelle ligne.
• Les hydrogènes autour de chaque carbone ne sont pas dessinés, mais on suppose qu'il y a suffisamment d'hydrogènes pour que les carbones respectent la règle de l'octet.
• Tous les hétéroatomes sont dessinés ainsi que les hydrogènes qui leur sont directement liés.