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Atomistique et Liaisons



  1. #1
    Grupinette

    Unhappy Atomistique et Liaisons


    ------

    Bonjour !!

    Je suis en 1ère année de médecine et la chimie n'est pas vraiment ma grande passion ... J'essaye tout de même de m'accrocher en faisant des exos pour voir ce que j'arrive à comprendre. Mais bien entendu je bloque sur quelques points... Si quelqu'un pourrait m'éclairer ce ne serait pas de refus !!

    - Pourquoi ne trouve t on pas d'orbitales 2d et 3f ?
    - Qu'est ce qu'un élément de transition ?
    - Quelles sont les dernières orbitales des ions ammonium et amidure ?
    - L'angle de liaison de l'ammonium est de 109,5°, est ce le même pour l'amidure ?
    - En quoi consiste une représentation spatiale ? (pour l'ion CN- par exemple ...)
    - Qu'est ce qu'un complexe octaédrique ?
    - Qu'est ce qu'un ligand ?

    Voila !! J'espère que vous pourrez m'aider sur quelques unes de ces questions ! Merci d'avance !

    -----

  2. Publicité
  3. #2
    laugen

    Re : Atomistique et Liaisons

    bonjour.
    On va commencer par les plus simples.
    les orbitales sont définis par 3 nombre quantique n, l et m.
    n vaut 1;2;3... c'est un nombre entier
    l vaut 0;1;2... n-1
    m vaut -l;-l+1;...;-1;0;1;2;...; l-1;l
    n définit un niveau ou une couche d'électron
    l définit un type de sous-couche électrons :
    l=0 orbitale s
    l=1 p
    l=2 d
    l=3 d
    m définit une orbitale particulière dans une sous couche; il y a autant de d'orbitales d'un même type qu'il y a de valeurs possibles pour m. Par exemple, l=0 m=0 1 orbitale s.
    l=1 ; m=-1; 0 ou +1 donc 3 orbitales p.
    Ainsi pour le niveau 2 on a l =0 ou l=1 on a que des orbitales s et p. donc pas d'orbitales 2d.
    pour n = 3 on a l=0;1 ou 2 donc orbitales 3s, 3p et 3d; pas d'orbitales f.
    pour avoir une orbitale d il faut avoir l=2 donc n égal au moins à 3. Pour une orbitale f, il faut l=3 donc n>ou égal à 4.

  4. #3
    laugen

    Re : Atomistique et Liaisons

    les élements de transition correspondent à la partie du tableau périodique où l'on rempli les sous couches d. la première série correspond au remplissage de la sous-couche 3d (du scandium au zinc). Cette sous-couche se remplit entre la sous-couche 4d et la sous-couche 4p. c'est pourquoi on appelle ces éléments les éléments de transition.
    Dans le tableau périodique on les trouve au milieu. Il y a 3 série de 10 métaux de transitions correspondant au remplissage des sous-couches 3d, 4d et 5d respectivement.

  5. #4
    laugen

    Re : Atomistique et Liaisons

    pour les orbitales de l'ammonium et de l'ion amidure c'est un peu plus compliqué il s'agit ici d'orbitales moléculaires.

    Les angles de liaisons sont tous égaux à 109,5° car NH4+ est une molécule symétrique de forme tétraédrique et les angles d'un tétraèdre sont égaux à 109,5°. Cette forme est prédite par la téhorie VSEPR, l'ammonium étant une molécule de type AX4 comme le méthane.
    Dans cette même théorie l'ion amidure NH2- est une moélcule de type AX2E2 c'est à dire qu'elle possède deux doublets non liants. La forme sera également tétraédrique si on tient compte des doublets non liants. Si on ne considère que les atomes ont aura une molécule plane dite "coudée". L'angle de liaison sera inférieur à 109,5° car les doublets non liants sont plus "encombrants" que les doublets liants. Ils vont donc se repousser du coup les doublets liants (et les atomes d'hydrogènes qui vont avec) se rapprochent. Donc l'angle est plus petit.
    J'espère avoir été assez clair, sinon un petit coup d'oeil à la page wikipédia "VSEPR" devrait t'éclaircir le sujet.

  6. A voir en vidéo sur Futura
  7. #5
    laugen

    Re : Atomistique et Liaisons

    la représentation spatiale d'une molécule consiste à représenter la forme tridimensionnelle d'une molécule. En général les molécules ne sont pas planes comme on les représente avec le modèle de Lewis.
    Ici CN- n'est pas le meilleur exemple car une molécule diatomique est forcément plane et linéaire. En revanche la théorie VSEPR permet de prédire la forme d'une molécule. Ainsi H2O sera coudée, CH4 et un tétraèdre ...
    Ce qui nous ammène au complexe octaèdrique.
    D'un point de vue géométrique c'est la molécule de type AX6 dans la théorie VSEPR. Le métal est au centre, 4 ligands forment un carré dont le centre est occupé par le métal. Les deux autres ligands sont situés de par et d'autre du carré de manière à former un octaèdre.
    Un complexe est un composé formé entre un métal (généralement un métal de transition) et un composé qui peut lui céder des électrons pour former une liaison covalente. Le type de complexe formé dépend du type de métal de sa configuration électronique.
    Les complexes octaèdriques sont souvent particulièrement stables.

  8. #6
    laugen

    Re : Atomistique et Liaisons

    Les ligands sont les ions ou molécules qui apportent les électrons nécessaires à la formation de la liaison covalente. Par exemple les ions chlorures, fluorures, des ions organiques comme les acétates.
    Un ligand peut parfois former à lui tout seul plusieurs liaisons avec le métal, on parle alors de ligand multidentate, le complexe formé et appelé un chélate. Ces complexes sont généralement très stables. C'est le cas de l'EDTA qui forme un complexe très stable avec le ferIII.

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  10. #7
    Grupinette

    Re : Atomistique et Liaisons

    Merci beaucoup !!
    J'imprime toutes vos réponses et je vais étudier ça de + près !! Je pense que cela devrait bien m'aider !!
    Encore merci !!

    Caro.

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