Molécule régies par des interctions de Keesom

[inviteef342e98]

Bonjour,
je suis en 1ere année d'ingénieur
j'aimerai savoir comment repondre à cette question svp ?
Je sais que les interactions de keesom concernent 2 molécules polaires..Donc je me doute qu'il faut pouvoir déterminer si les molécules proposées sont polaires ou non..?
Néanmoins on est d'accord, si je fais les moment dipolaires pour savoir quelle molécule est polaire, j obtiens que BCl3 est polaire deja, et NCl5 aussi (leur moments dipolaires ne sont pas nuls..)
Or la repose est "aucune des solutions "..
merci pour votre aide, peut être je n'utilise pas la bonne méthode
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[moco]

Aïe ! De toutes les molécules présentes, aucune n'est polaire, même pas BCl3, malgré tes affirmations. Toutes ces molécules sont symétriques, sauf une, NCl5.
Quant à NCl5, c'est pire ! Car elle n'existe pas. Et elle ne peut pas exister. On peut même le prouver sans difficulté. Pour faire NCl5, il faudrait que l'azote possède une dernière couche avec des électrons d. Or il n'y a pas d'électrons d dans les électrons de l'azote.

[inviteef342e98]

D'accord, donc si je comprends bien, pour déterminer les interactions, je dois determiner si elles sont polaires ? donc d'accord pour toutes les molécules j'ai déssiné leur VSEPR et les moments dipolaires s'annulent.En revanche javais une question pour SCl6, j'obtiens AX6 donc c'est une Bipyramide à base carré, ma question est : est ce que toutes les molécules bipyramides à base carrées composées seulement de 2 atomes différents (un central comme ici: S et 6 autres qui sont identiques, ici Cl) se compensent et ont un moment dipolaire nul?
Par ailleurs, ok NCl5 n'existe pas. Donc à partir de la, j'ai montré que toutes ces molécules étaient apolaires...
Et puisque on sait que Keesom intervient entre 2 molecules polaires, alors ces molecules ne sont pas concernées.
Ok j'ai bien compris,
merci infiniment

[inviteef342e98]

Toutes ces molécules sont symétriques, sauf une, NCl5.
Quant à NCl5, c'est pire ! Car elle n'existe pas. Et elle ne peut pas exister. On peut même le prouver sans difficulté. Pour faire NCl5, il faudrait que l'azote possède une dernière couche avec des électrons d. Or il n'y a pas d'électrons d dans les électrons de l'azote.

Ici vous dites que NCl5 ne peut pas exister car elle n'a pas de couche d et donc elle ne peut pas s'hybrider pour accueillir les électrons.
Mais pourtant regardez, dans le cas de la molécule SO2.. Comment SO2 peut faire..du SO2 justement, si on ne considere pas qu'elle s'hybride ?
Puisque S= 3s2 3p4 et O= 2s2 2p4, or pour qu'un atome O se lie à S il doit forcement occuper 2 élèctrons a chaque fois (dapres se cases magnetiques il y a bien 2 electrons libres). Ainsi il faudra que le S dispose de 4 electrons libres pour accueillir 2 atomes d'O, on est d'accord ?
Et pour avoir ces 4 electrons libres, il faut bien qu'il s'hybride ..
Merci de votre aide

[A voir en vidéo sur Futura]

[inviteef342e98]

et ma dernière question
comment on peut determiner les interactions qui régissent la molécule de CSI2 ?
Enfait j'aimerai determiner la geometrie de cette molecule pour savoir si elle est polaire ou non, mais je ne sais pas comment?
De plus pour moi elle serait polaire, et donc si elle est polaire les interactions sont de keesom.. et non london..?
merci !

[moco]

SO2 peut se représenter de plusieurs façons, et sans hybridation.

1. On peut prendre le soufre :S:, puis crocher un atome :Ol, cela forme SO de structure :S=Ol. Puis on croche un deuxième atome O à gauche de S, et cela donne : lO=S=Ol Cette structure est la préférée de Pauling. Elle a le désavantage d'être entourée de 5 doublets autour de S. Si on veut que la règle de l'octet soit respectée, on peut prendre le 2ème doublet d'une double liaison S=O, l'arracher du Soufre et l'envoyer sur l'Oxygène. Cela crée une charge positive sur S et une négative sur O. Cela devient difficile de représenter cette structure avec le seul clavier d'une machine à écrire. Cela forme la structure où O porte trois doublets non partagés, qui j'essaie de représenter ainsi iO=S⁺-Oll^-. J'espère que tu parviens à me suivre, et que tu as compris que l'un des deux traits parallèles verticaux désignent en réalité un doublet horizontal au-dessus du symbole O.

2. On peut faire d'abord la molécule SO comme ci-dessus, mais continuer en imaginant que S va donner un doublet à un nouvel atome d'oxygène, qui va ainsi être lié par une covalence dative, représentée par une flèche. Cela donne la structure suivante : llO<-S=Ol.

Personne n'a jamais réussi à montrer que l'une de ces représentations est meilleure qu'une autre.

[Resartus]

Attention à bien lire ce que vous a écrit Moco. N peut tout à fait s'hybrider, mais ne peut pas dépasser la règle de l'octet. Dans le modèle d'hybridation atomique, on peut interpréter cela en disant que N ne peut faire que du sp, sp2 ou sp3 (de même que C ou O).
Il ne peut pas faire plus, car la couche 3d nécessaire est trop lointaine de 2s et 2p pour être utilisable.

Par contre, P peut atteindre 8 (ce serait le cas avec PO3), mais aussi dépasser ce nombre de 8 : on peut avoir par exemple le cas de PCl5, où il a 10 électrons soit 5 doublets. On peut interpréter cela comme étant une hybridation de type dsp3, ce qui est possible car les niveaux 3d, 3s et 3p sont suffisamment proches énergétiquement. De même S peut dépasser 8. Par exemple dans SF6, il y a 12 électrons, ce qui peut s'expliquer par une hybridation de type d2sp3

La géométrie de CSI2 est facile à trouver : nécessairement sp2, et des angles d'environ 120°. Si c'était les mêmes atomes, elle serait apolaire. Mais là, ce serait vraiment miraculeux que le dipole C-S d'un coté compense exactement l'addition vectorielle des deux C-I de l'autre.
D'après moi, elle devrait donc être légèrement polarisée (contrairement à ce que dit le corrigé), mais cette polarisation est sans doute très faible comparée aux autres molécules comme NH3 ou AsCl3

[Resartus]

Je viens de m'apercevoir que les chiffres d'électronégativité ont été arrondis dans le tableau qui vous a été fourni, ce qui permet de fournir la même valeur de 2,5 au soufre et à l'iode qu'au carbone
La réponse attendue dans votre exercice était sans doute de dire que, ces chiffres étant égaux, les liaisons ne sont pas polarisées.


En réalité les valeurs différent légèrement : 2,55 pour le carbone et 2,66 pour l'iode d'après wikipedia...

[moco]

Attention ! Il y plusieurs échelles d'électronégativité. Il faut éviter de tirer des conclusions définitives sur des différences d'électronégativité portant sur le 2ème décimale.

[inviteef342e98]

d'accord, si j'ai bien compris, vous dites que les atomes qui n'ont pas dorbitale d (du genre C F O N S...) PEUVENT s'hybrider mais SEULEMENT s'ils ne dépassent PAS la règle de l'octet? c'est bien cela?
Car si c'est bien ca, comment par exemple, dans votre exemple du N, vous dites qu'il peut faire du sp ..? (deja ici je ne comprends pas car le N a au moins 5 electrons ? or dans lhybridation sp ..? il en a 2 la ?) comment egalement, peut il faire du sp2 (je ne comprends pas pour les memes raisons: sp2 correspond a 3 electrons or N a au moins 5e..) et sp3 de même?

Concernant l'exemple du P, vous dites que P peut dépasser 8 electrons de valence ? comment c'est possible puisque qu'il a au max 5 electrons de valence ... et au mieux 1 doublet non liant à partager.. mais s'il le partage, cela s'exprimera forcement par la présence d'une charge + n'est ce pas?? Car de plus quand j'essaie de dessiner la molecule de PO3 j'obtiens bien celle ci

[inviteef342e98]

(suite du message) donc il n'a meme pas besoin de s'hybrider enfait ?
En revanche dans votre autre exemple PCl5 oui voila, si il shybride tout va bien puisqu'il rend disponible ses 5 electrons et Cl n'a qu'un seul electron libre à proposer pour s'accrocher .. mais encore faut il considerer que le P s'hybride en sp3d... qui NE DEPASSE PAS 8electrons donc rerspecte la regle de l'octet MAIS fait pourtant intervenir une couche d qui n'existe pas ... donc pourquoi mettez vous dsp3 (pareil que sp3d non? ) donc j'espere que vous comprenez un peu ce que je ne comprends pas, car vraiment j ai un mauvais raisonnement et je ne comprends pas pourquoi..
De meme pour SF6, tout va bien si S s'hybride et developpe ses 6 electrons de valence

merci beaucoup pour votre aide

[inviteef342e98]

Daccord Moco, jai bien compris vos dessins de la molecule mais vous dites au depart "sans hybridation" or si, pour avoir pu dessiner lO=S=Ol vous avez bien du passer de la forme de base de s : 3s2 3p4 (2 doublets non liants et 2 electrons celibataires), à s2p3d soit liberer 1 doublet non liant ? la preuve sur le S il ne reste plus qu'un seul doublet non liant et en plus il peut proposer 4 electrons à l'oxygene non?
merci

[Resartus]

Ouh la la...
Je crois qu'on faut commencer par revenir aux fondamentaux : les nombres d'électrons...

Dans une liaison ionique, un électron fourni par un atome est perdu, mais dans une liaison covalente simple, chaque atome contribue pour un électron sans le perdre. Quand on dit qu'un électron est partagé, cela veut dire qu'il compte pour un des DEUX cotés.

Dans NH3 par exemple, l'azote a 5 électrons périphériques, il en a 3 qui participent à une liaison avec un H, qui de son coté contribue pour un électron.
Total pour N : 5 (dont 2 isolés et 3 partagés avec un H) + 3 que les H fournissent en partage : total 8. N est content.

Dans une liaison double, il y a deux électrons contribués par chaque atome, soit 4 électrons partagés, qui comptent pour 4 des deux cotés.

Une fois compris cela, reprenez vos dessins et vous verrez qu'il n'y a plus aucun problème de nombre d'électrons pour l'azote, le carbone ou l'oxygène. Il vont toujours essayer de passer à 8 sur leur couche périphérique grâce à l'apport des électrons impliqués dans des liaisons covalentes, mais il ne pourront jamais dépasser ce nombre de 8.

Là où les atomes comme P ou S différent, c'est qu'ils ont la possibilité d'aller au delà de ce nombre de 8.

Ensuite, viennent les tentatives d'explication de la forme des molécules. Elle peut être expliquée par la théorie VSEPR, en comptant le nombre de paires d'électrons (de doublets) auquel on est arrivé par le calcul précédent.
Mais comment expliquer que des orbitales type p qui forment normalement des angles à 90° puissent dans certains cas faire des angles à 109° comme dans le méthane? C'est là qu'on a fait intervenir le modèle des hybridations atomiques, qui suppose que orbitales s et p se mélangent
pour donner des orbitales atomiques qui ont la bonne géométrie. C'est comme cela qu'on arrive à "expliquer" les formes prédites par VSEPR pour C, N ou O, en supposant des hybridations sp3, sp2 ou sp.
Mais il faut torturer ce modèle un peu plus quand on aborde les formes VSEPR à plus de 5 pattes.C'est comme cela qu'on arrive à parler de dsp3 ou d2sp3.
Mais tout ceci n'est qu'une fiction commode qui permet d'expliquer a postériori les formes que le modèle VSEPR prévoit.
Quand on poursuit des études de chimie, on est rapidement obligé de renoncer à ce modèle d'hybridation atomique, pour passer à des modèles plus compliqués, et on n'a plus besoin de ces notions de sp3, d2sp3, etc.