Structure de la matière
S1 : Structure des entités chimiques
Introduction
Les propriétés des molécules viennent de leur composition (les atomes qui les constituent) mais aussi de l'arrangement de ces atomes dans l'espace.
Par exemple, les deux molécules suivantes ont une composition atomique très proche mais des propriétés macroscopiques différentes :
Ce sont des molécules utilisées pour teinter les verres des lunettes en présence de Soleil : en absence de Soleil, la molécule de gauche est la forme principale (totalement transparente), en présence de Soleil, c'est la molécule de droite qui devient majoritaire (absorbe la lumière).
Comment déterminer la géométrie d’une molécule ?
Quels sont les impacts possibles d’un changement de géométrie sur les propriétés d’une molécule ?
Méthodes importantes à maîtriser parfaitement
- Donner la représentation de Lewis d’espèces monoatomiques et polyatomiques
- Repérer et représenter une liaison polarisée
- Repérer et représenter le phénomène de mésomérie
- Déterminer et représenter la géométrie d’une molécule
- Déterminer la polarité d’une molécule
Modèle de Lewis de la liaison covalente
Origine de la liaison covalente
Le graphe suivant montre comment évolue l’énergie d’un système constitué de deux atomes lorsqu’on rapproche ou éloigne ces atomes.
Des atomes éloignés n’ont pas d’interaction entre eux et l’énergie du système est globalement nulle. Par convention, le système formé de deux atomes infiniment éloignés a une énergie potentielle nulle.
Si on essaye d’approcher fortement les deux atomes, ceux-ci vont chercher à se repousser en raison des charges et l’énergie du système va alors fortement augmenter.
En revanche, le système tend à se stabiliser lorsque les noyaux sont relativement proches l’un de l’autre. Cette stabilisation entraine la création de ce qu’on appelle une liaison chimique.
La distance entre les atomes menant à la plus petite énergie possible pour le système donne la longueur de la liaison chimique. L'énergie à apporter à cette position pour séparer les atomes à l'infini est appelée énergie de liaison.
Une liaison covalente résulte de la stabilisation d’un système contenant deux atomes.
La distance permettant d’accéder à l'énergie la plus basse pour ce système donne la longueur de liaison.
L’énergie de liaison est l’énergie qu’il faut fournir au système stable pour éloigner infiniment les atomes impliqués dans la liaison à partir de leur position la plus stable.
Aucune longueur ou énergie de liaison n'est à connaître mais il faut avoir en tête l'ordre de grandeur de ces grandeurs.
La longueur d'une liaison covalente est de l'ordre de la centaine de pm.
Plus la multiplicité d'une liaison augmente et plus la liaison est courte (à atomes identiques).
L'énergie de liaison d'une liaison covalente simple est de l'ordre de 300 kJ.mol-1.
Plus la multiplicité d'une liaison augmente et plus l'énergie de liaison est grande (à atomes identiques).
Par exemple, une liaison covalente simple carbone carbone (notée C-C) a pour longueur 154 pm et pour énergie de liaison 345 kJ.mol-1. Une liaison double carbone carbone (notée C=C) a pour longueur 134 pm (plus courte que la liaison C-C) et pour énergie de liaison 615 kJ.mol-1 (plus élevée que pour C-C). De même, une liaison triple carbone carbone (notée C≡C) a pour longueur 120 pm et pour énergie de liaison 812 kJ.mol-1.
Électrons de valence
Dans un atome, les électrons s'organisent en différentes couches (le détail de cette organisation sera abordé en PC).
Les électrons responsables des propriétés chimiques des atomes sont ceux le plus éloignés du noyau de l'atome. On les appelle électrons de valence et ce sont uniquement eux qui nous intéresseront cette année et l'année prochaine en chimie.
Les électrons de valence d'un atome sont ceux situés sur les couches les plus éloignées du nuage électronique.
On peut trouver facilement le nombre d'électrons de valence d'un élément à partir du tableau périodique des éléments. Sans rentrer dans trop de détails (qui seront là encore abordés en PC), le tableau périodique des éléments s'organise en blocs nommés s, p, d et f comme le montre l'image ci-dessous.
Le nombre d'électrons de valence des blocs s et d correspond directement au numéro de la colonne à laquelle appartient l'élément.
Pour les éléments du bloc p, il faut soustraire 10 au numéro de la colonne.
Exception notable : l'hélium est dans la colonne 18 (du fait de ses propriétés chimiques identiques au néon, à l'argon...) mais l'hélium possède 2 électrons de valence.
Déterminer le nombre d'électrons de valence des principaux éléments utilisés en chimie organique : H, C, O, N, S, P et F.
Solution
Compter le nombre d'électrons de valence d'un élément va s'avérer déterminant pour chercher la structure d'une molécule.
Représentation de Lewis d'une espèce
La représentation de Lewis (ou schéma de Lewis) est une représentation en 2 dimensions (aucune information de géométrie) qui indique :
- L'enchaînement des atomes
- La multiplicité des liaisons (simple, double ou triple)
- La position des doublets non liants
- La position des lacunes électroniques
- La position et la nature des charges formelles
Charges formelles
La charge formelle d'un élément dans une structure correspond à la charge que porte cet élément : charge formelle = électron de valence - électrons dans la structure.
Pour décompter les électrons d'un élément dans une structure, on applique les règles suivantes : un doublet liant est partagé et apporte un électron à chaque atome de la liaison, un doublet non liant n'est pas partagé et apporte deux électrons à l'élément le portant et un électron célibataire apporte un électron à l'élément qui le porte.
Exemple avec les espèces suivantes, dérivées de la molécule d'eau:
L'oxygène dans l'espèce à gauche possède trois doublets liants et un doublet non liant, ce qui fait un total de 3×1 + 1×2 = 5 électrons et on a vu que l'élément oxygène a 6 électrons de valence, dans cette structure, il porte donc une charge formelle de 6 - 5 = 1 qu'on représente par un ⊕ à côté de l'oxygène.
Dans la molécule d'eau, l'oxygène possède 2×1 + 2×2 = 6 électrons et on a vu que l'élément oxygène a 6 électrons
de valence, dans cette structure, il porte donc une charge formelle de 6
- 6 = 0, cet oxygène est donc neutre et ne porte aucune charge.
Dans l'espèce au milieu à droite, l'oxygène possède 1×1 + 3×2 = 7 électrons et on a vu que l'élément oxygène a 6 électrons
de valence, dans cette structure, il porte donc une charge formelle de 6
- 7 = -1 qu'on représente par un ⊕ à côté de l'oxygène.
Enfin, dans la dernière structure, l'oxygène possède 1×1 + 1×1 + 2×2 = 6 électrons et on a vu que l'élément oxygène a 6 électrons
de valence, dans cette structure, il porte donc une charge formelle de 6
- 7 = 0, cet oxygène est donc neutre et ne porte aucune charge.
Déterminer les charges formelles dans les espèces suivantes sachant que tous les doublets (liants comme non liants) et électrons célibataires ont été positionnés.
Solution
Porter des charges formelles et respecter la règle de l'octet sont deux aspects différents. Un élément peut posséder des charges formelles et respecter l'octet ou non. De même, un élément peut être neutre et respecter la règle de l'octet ou non.
Respect ou non de la règle de l'octet
Dans une structure chimique, tous les éléments ne respectent pas nécessairement la règle de l'octet. Un élément respecte la règle de l'octet s'il est entouré de 8 électrons (2 électrons pour la règle du duet).
Déficit de doublets et lacunes électroniques
Un élément possède autant de lacune électronique qu'il lui manque de doublets pour compléter la règle de l'octet.
Une lacune électronique est représentée par un carré/rectangle à côté de l'élément concerné.
ATTENTION, la présence de lacunes n'implique pas nécessairement la présence de charges formelles.
Indiquer les lacunes électroniques et doublets non liants à ajouter sur les espèces suivantes sachant que les charges formelles sont correctement indiquées.
Solution
Dans les représentations des molécules qui vous seront fournies, les doublets non liants et les lacunes électroniques ne seront souvent pas donnés, il faut être capable de faire ce travail rapidement. Avec de l'entraînement, vous pourrez le faire sans vraiment y réfléchir.
Excédent de doublets et hypervalence
On dit qu'un élément est hypervalent s'il possède plus de 8 électrons.
Les éléments des deux premières lignes du tableau périodique ne sont jamais hypervalents.
Par exemple, dans la structure ci-dessous à gauche, l'atome de soufre est hypervalent (mais bien neutre) et et dans la structure de droite l'atome d'iode est lui aussi hypervalent (et neutre aussi) :
Là encore, hypervalence ne signifie pas présence de charge formelle.
Méthode d'obtention des schémas de Lewis
Les schémas de Lewis sont un modèle permettant d'expliquer la formation des molécules et de prédire des structures possibles. En ce sens, ils peuvent s'éloigner de la répartition réelle des électrons dans une structure. Nous en verrons d'ailleurs une limite un peu plus tard dans ce cours.
Espèce monoatomique
La représentation de Lewis d'une espèce monoatomique est surtout là pour comprendre et expliquer la formation des édifices polyatomiques.
Représentation de Lewis d'une espèce monoatomique
Il faut répartir les électrons autour du symbole de l'atome.
Pour les quatre premiers électrons, on les représente de manière isolés. A partir du cinquième électrons, on commence à former des paires.
Espèce polyatomique
Établir la représentation de Lewis d’une molécule peut s’apparenter à la résolution d’un puzzle. Comme pour tout puzzle, il faut être méthodique pour trouver la bonne structure.
Les structures à déterminer sont généralement relativement petites et la méthode donnée ici devrait fonctionner. Avec de l'entraînement, vous pouvez acquérir des réflexes et comprendre progressivement comment on obtient les schémas de Lewis de structures plus complexes.
Représentation de Lewis d'une espèce polyatomique
- Déterminer le nombre total d'électrons de valence de la structure :
Nev= ∑atomenev(atome)−z
avec Nev le nombre total d'électrons de valence, nev(atome) le nombre d'électrons de valence de chaque atome et z la charge totale de l'édifice. - Déterminer le nombre de doublets à placer :
Si Nev est paire : Nd=Nev2
Si Nev est impaire, il y a un électron célibataire dans la structure et Nd=Nev−12 - Disposer les atomes sans les relier.
L'atome central est généralement le moins électronégatif (voir paragraphe suivant ce que cela signifie).
Les autres atomes vont généralement se répartir de manière symétrique et compacte. - Relier les atomes à l'atome central.
- Placer les doublets en tant que doublets non liants sur les atomes en périphérie pour qu'ils respectent la règle de l'octet.
- S'il reste des doublets à positionner, les ajouter à l'atome central.
- Déterminer les charges formelles et les lacunes électroniques.
- Déplacer les doublets non liants pour créer des doublets liants et diminuer le nombre de charges formelles en veillant à faire respecter l'octet.
Donner les schémas de Lewis de NH3, NH4+, NH2-, N2, N3-, HCN, CN-, CN+ et NO3-. Aucune de ces molécules n’est cyclique.
Solution
Il se peut que plusieurs schéma de Lewis soient valables sans distinction simple apparente.
Géométrie et polarité des entités chimiques
Introduction au modèle VSEPR
On ne s’est intéressé jusqu’ici qu’à l’enchainement des atomes et seules des représentations en deux dimensions des molécules ont été données. Cependant, c'est bien la géométrie et l'arrangement spatial des atomes dans l'espace qui va conférer à une espèce ses propriétés physico-chimiques.
Pour trouver l'arrangement des atomes dans l'espace, nous allons nous appuyer sur un constat simple : les liaisons entre les atomes sont constituées d'électrons qui tendent naturellement à se repousser du fait de leurs charges tout en gardant le lien avec les atomes concernés. C'est le principe de la méthode VSEPR, "Valence Shell Electron Pair Repulsion" qui signifie "répulsion des doublets d'électrons de valence".
La géométrie autour d'un atome est celle permettant l'éloignement maximale entre les doublets (liants comme non liants) entourant l'atome.
Pour représenter localement la géométrie autour des atomes, nous allons avoir besoin de conventions pour représenter un environnement tridimensionnel sur un espace (la feuille, le tableau, un écran, ...) à deux dimensions.
Une représentation locale de la géométrie : la représentation de Cram
La représentation de Cram permet de représenter une molécule dans l’espace en faisant apparaître les liaisons en perspective.
Même si la molécule a une structure tridimensionnelle, on peut toujours représenter aux moins (localement) deux liaisons dans le plan de la feuille.
Cherchons à représenter la molécule de méthane CH4. Le modèle tridimensionnel de la molécule est le suivant.
Il y a quatre liaisons à représenter, deux dans le plan (représentées en bleu) et deux hors du plan (une en orange qui s'éloigne de nous en partant de l'atome central et une en violet qui s'approche de nous en partant de l'atome central).
Par convention :
- Une liaison entre deux atomes dans le plan de la feuille est représentée par un trait simple :
- Une liaison entre un atome dans le plan et un atome en avant de la feuille est représentée par un triangle plein, la pointe du côté de l’atome dans le plan :
- Une liaison entre un atome dans le plan et un atome en arrière de la feuille est représentée par un triangle hachuré, la pointe du côté de l’atome dans le plan :
- On choisit comme plan de la feuille celui de la molécule qui contient le plus de liaisons.
La molécule de méthane se représente alors de la façon suivante :
Application de la méthode VSEPR
Déterminer la géométrie locale autour d'un atome
L’atome central, autour duquel on détermine la géométrie locale, est noté A.
Les atomes entourant A sont notés X et sont au nombre de p.
Les doublets non liants autour de A sont notés E et sont au nombre de q.
Le type VSEPR est noté AXpEq
Une fois le type VSEPR déterminé, on peut attribuer la figure de répulsion : figure dans laquelle s'inscrit la géométrie autour de A :
- p + q = 4 : figure de répulsion tétraédrique, angle entre les liaisons de 109,5 °
- p + q = 3 : figure de répulsion trigonale plane, angle entre les liaisons de 120 °
- p + q = 2 : figure de répulsion linéaire, angle entre les liaisons de 180 °
Il ne reste plus qu’à placer à chaque sommet de la figure de répulsion les atomes E et préciser la géométrie finale en observant la
disposition des atomes (géométrie pouvant différer de la figure de répulsion).
Donner les schémas de Lewis de NH3, NH4+, NH2-, N2, N3-, HCN, NO3-, C2H6, C2H4 et C2H2. Aucune de ces molécules n’est cyclique.
Solution
On retiendra qu'autour d'une double liaison C=C, la géométrie est plane et autour d'une triple liaison C≡C, la géométrie est linéaire.
Écart des angles entre liaison par rapport à la figure de répulsion
Dans le paragraphe précédent, on a donné des valeurs d'angle entre liaisons pour les figures de répulsion. Dans une figure de répulsion tétraédrique, les angles sont de 109,5 °, dans une figure de répulsion trigonale plane les angles sont de 120 ° et dans une figure de répulsion linéaire l'angle est de 180 °.
On peut mesurer expérimentalement les angles réels entre les liaisons.
Pour le méthane CH4, on trouve comme attendu 109,5 °.
La molécule d'eau H2O s'inscrit aussi dans une figure de répulsion tétraédrique mais l'angle entre les liaisons mesuré expérimentalement est de 104,5 °. Cette différence s'explique par la présence de doublets non
liants autour de l'atome central (l'oxygène dans le cas de la molécule d'eau)
qui sont plus répulsifs que les doublets liants des liaisons.
De même, l'angle entre les liaisons dans C2H4 n'est pas
de 120 ° comme attendu par la figure de répulsion :
Expérimentalement, on constate que l'angle entre les liaisons simples est plus petit que celui impliquant la double liaison. Cela s'explique par le fait que la double liaison contient plus d'électrons que les liaisons simples et son caractère répulsif est alors légèrement plus marqué.
On parle bien des doublets non liants sur l'atome central et non sur les atomes périphériques.
Liaison polarisée
Électronégativité d'un élément
L’électronégativité d’un élément renseigne sur sa capacité à attirer les électrons à lui.
Il existe différente façon de calculer l’électronégativité d’un élément mais globalement on peut retenir l’évolution suivante au sein du tableau périodique :
L’électronégativité augmente quand on se déplace vers la droite et vers le haut dans le tableau périodique.
On retiendra que le fluor est l'élément le plus électronégatif et on retiendra aussi que le carbone et l'hydrogène ont des électronégativités comparables.
Polarisation d'une liaison et moment dipolaire
La liaison covalente résulte de la mise en commun de deux électrons par deux éléments différents. On pourrait imaginer ce partage d’électrons comme étant parfait mais du fait de l’électronégativité des éléments, certains ont tendance à attirer fortement à eux les électrons mis en communs.
Une liaison est polarisée si les atomes qui constituent la liaison ont une électronégativité différente. Dans ce cas, l’atome le plus électronégatif porte une charge partielle négative notée δ- et l'autre porte une charge partielle positive notée δ+.
On peut représenter la polarisation d'une liaison par un vecteur moment dipolaire. La direction de ce vecteur correspond à la liaison elle même et le sens est orienté de la charge négative vers la charge positive. La norme peut se calculer ou se mesurer. Un moment dipolaire se mesure en Debye.
Indiquer quelles liaisons sont polarisées parmi les liaisons CH, CO et CLi, CC, C=C et représenter le vecteur moment dipolaire le cas échéant.
Solution
Dans la pratique, comme le carbone et l'hydrogène ont des électronégativités proches, on considère souvent la liaison CH comme non polarisée.
Polarité d'une entité chimique
Le moment dipolaire d'une entité est la somme vectorielle des moments dipolaires de l'ensemble de ses liaisons :
→μentité= ∑liaison→μliaison
Si le moment dipolaire est nul alors l'entité est apolaire sinon elle est polaire.
Comme il s'agit d'une somme vectorielle, la géométrie de la molécule est capitale pour déterminer l'existence d'un moment dipolaire ou non.
Déterminer la polarité d'une entité
- Établir la géométrie de l'entité.
- Chercher la polarisation des liaisons et représenter le moment dipolaire des liaisons le cas échéants
- Effectuer la somme vectorielle des moments dipolaires des liaisons. Attention à l'aspect tridimensionnel.
- Si la somme vectorielle est nulle alors l'espèce est apolaire sinon elle est polaire.
Quelles sont les espèces polaires parmi NH3, NH4+, NH2-, N2, N3- et HCN?
Solution
Une espèce peut avoir des charges formelles et être apolaire. Une espèce peut avoir plusieurs liaisons polarisées et quand même être apolaire.
- Déterminer la géométrie de NO3- dans le cas où le schéma de Lewis donné précédemment est à lui seul représentatif de la réalité.
- Comparer les longueurs des liaisons NO et des angles entre les liaisons à partir de la géométrie donnée.
- Confronter vos résultats aux mesures expérimentales et commenter.
Données : Expérimentalement, on mesure dans NO3- : l(NO) = 124,9 ± 0,5 pm et (ONO) = 119,7 ± 0,2 °
Solution
Avec la situation précédente, on constate que même sur des entités relativement simples comme NO3-, Lewis ne nous permet pas de retrouver les propriétés expérimentales. Il faut raffiner un peu le modèle utilisé pour englober plus de situations. Les schémas de Lewis ne sont pas pour autant inutiles, ils apportent une base solide sur laquelle s'appuyer pour avoir une première estimation des propriétés des espèces.
Liaisons covalentes délocalisées : phénomène de mésomérie
Mise en évidence du phénomène
On a vu une limitation du modèle de Lewis avec NO3-. Une autre molécule sur laquelle le phénomène peut être mis en évidence est le benzène :
Là encore, avec cette représentation, on s'attend à plusieurs longueurs de liaisons (une pour les liaisons simples et une pour les liaisons doubles). Expérimentalement, une seule longueur de liaison est déterminée : 139 pm, valeur comprise entre une liaison simple et une liaison double.
Cette valeur intermédiaire mesurée a permis de proposer un modèle dans lequel les liaisons ne sont pas figées mais en mouvement. La structure de la molécule alternerait entre deux états :
On parle alors de délocalisation d'électrons qu'on a appelé mésomérie
En réalité, les structures n'alternent pas vraiment d'une forme à l'autre. Il s'agit là encore d'un modèle avec ses limites. A ce stade de nos connaissances scientifique, le modèle décrivant le mieux les propriétés des entités est un modèle quantique que vous ne connaissez pas encore et que vous aborderez en PC.
Représentation du phénomène de mésomérie
La mésomérie désigne la délocalisation d'électrons au sein d’une entité. On dit que ces entités possèdent un système conjugué. On parle aussi de conjugaison pour décrire ce phénomène.
Une forme mésomère correspond à un schéma de Lewis "fixe". Le squelette de l'entité ne change pas d'une forme mésomère à l'autre. On passe d'une forme mésomère à l'autre par déplacement de doublets liants ou non liants mais sans jamais rompre de liaison simple et sans jamais créer de nouvelles liaisons simples. Ce phénomène se produit de proche en proche.
On représente le passage d'une forme mésomère à l'autre en séparant les différentes formes mésomère par une flèche double. Les déplacement de doublets sont modélisés par une flèche partant du doublet en mouvement et indiquant où il se déplace. L'ensemble des formes mésomères sont indiquées entre crochets.
Par exemple, on peut représenter différentes formes mésomères du benzène de la façon suivante :
Ou encore, en une seule fois :
Attention à ne pas créer d'hypervalence sur les éléments ne pouvant pas en faire, attention aux charges qui apparaissent/disparaissent et aux lacunes électroniques.
Le phénomène de mésomérie peut principalement se produire lorsque deux atomes A et B consécutifs remplissent ces conditions :
- A, donneur d'électrons, est soit impliqué dans une liaison double soit porteur d'un doublet non liant.
- B, receveur d'électrons, est soit implique dans une liaison double, soit porteur d'une lacune électronique.
| Exemple type | A impliqué liaison double | A porteur doublet non liant |
| B impliqué liaison double | ||
| B porteur lacune électronique |
Dessiner plusieurs formes mésomères de la molécule ci-dessous :
Solution
Intuitivement, on se doute bien que toutes ses formes mésomères ne sont pas nécessairement équivalentes, certaines sont plus absurdes que d'autres. On peut estimer l'importance d'une forme mésomère par rapport à une autre.
Degré de contribution des formes mésomères
Si plusieurs formules de Lewis sont possibles (pour un même enchaînement d’atomes), on privilégiera (dans l’ordre) :
❶ Les formules pour lesquelles C, N, O et F vérifient l’octet.
❷ Celles qui présentent le moins de charges formelles (privilégier l’hypervalence à l’apparition de charges formelles)
❸ Celles pour lesquelles la répartition des charges respecte l’électronégativité.
On appelle hybride de résonance le schéma de Lewis issu de la moyenne pondérée des différentes formes mésomères. Cette représentation est plus proche de la réalité. On représentera en pointillés les doublets délocalisés sur une telle structure.
Parmi les formes mésomères des espèces suivantes, indiquez celle qui sont les plus prépondérantes et celle qui le sont le moins.
Représenter, lorsque c’est pertinent, l’hybride de résonance.
Solution
Bien repérer la contribution de chaque forme mésomère permet de mieux comprendre la géométrie d'une molécule mais aussi sa réactivité.
Influence de la mésomérie sur la géométrie d'une entité
Pour déterminer la géométrie d'une espèce conjuguée, on raisonne sur la forme mésomère la plus représentative. Dans le cas où les formes les plus représentatives ont des contributions identiques, on raisonne sur l'hybride de résonance.
Déterminer la géométrie la plus proche de la réalité pour NO3- et comparer les longueurs de liaisons et d'angles dans la structure réelle.
Solution
Attention à bien prendre en compte l'hybride de résonance uniquement si ce sont les contributions les plus importantes qui sont équivalentes.
Propriété des molécules à système conjugué
La délocalisation apporte une stabilisation : plus le système conjugué est étendu, plus il existe de formules mésomères, plus la molécule est stable (à structures comparables)
Classer ces espèces par ordre de stabilité croissante :
Solution
Dans la situation précédente, les espèces à classer sont des carbocations. C'est une classe de composé qu'on reverra bientôt et souvent. Les classer par stabilité s'avérera bientôt déterminant.
Quand les molécules d’une espèce chimique possèdent un système conjugué, l'espèce chimique est souvent colorée (les molécules absorbent une partie du rayonnement visible).
En introduction du chapitre, on a parlé des composés utilisés dans les lunettes qui se teintent au Soleil:
Une seule des deux formes est colorée, préciser laquelle.
Solution
Attention, la délocalisation ne veux pas nécessairement dire que l'espèce est colorée.
La représentation des formules mésomères peut permettre de mettre en évidence des sites réactifs au sein d’une espèce.
Quels sont les sites accepteurs d'électrons de l'espèce suivante :
Solution
Déterminer le type de réactivité d'un site d'une molécule va aussi s'avérer déterminant bientôt.
Relation entre structure et réactivité
Les schémas de Lewis et la mésomérie permettent de mettre en évidence des électrons célibataires, des lacunes électroniques, des doublets non liants… qui entrainent une réactivité particulière.
Un radical est une espèce possédant au moins un électron célibataire. Ce sont généralement des espèces extrêmement réactives.
Un acide de Lewis est une espèce possédant au moins une lacune électronique.
Ne pas confondre les acides de Lewis et les acides de Bronstend (acide que vous avez étudié au lycée et qu'on étudiera plus tard dans l'année). Un acide de Bronstend est capable de céder un ion H+, la définition n'est pas la même.
Un exemple classique d'acide de Lewis est BH3 ou encore AlCl3.
Les carbocations sont un cas particulier d'acide de Lewis. Ce sont des espèces possédant un atome de carbone avec une lacune électronique et chargé positivement.
Une base de Lewis est une espèce possédant au moins un doublet non liant.
Il existe de nombreuses bases de Lewis comme NH3 ou H2O par exemple.
Comme pour les acides et les bases de Bronstend, on peut faire des réactions acido-basiques entre un acide et une base de Lewis. On s'en servira lors du chapitre sur les organomagnésiens pour les stabiliser.
Sur une espèce, on distinguera principalement deux types de sites et de réactivité : nucléophile et électrophile.
Un site électrophile est un site accepteur d'électrons. On les repère sur une espèce par la présence de charges partielle ou formelle positives ou par la présence de lacune électronique.
Un site nucléophile est un site donneur d'électrons. On les repère sur une espèce par la présence de charges partielle ou formelle négatives et surtout par la présence d'un doublet non liant.
Quel type de réactivité possède les différents atomes de l’ion azoture N3- ?
Quel type de réactivité possède les différents atomes de l’ion cyanure CN- ?
Solution
En chimie organique, la plupart des réactions qu'on étudiera pourront s'expliquer par la réaction entre un nucléophile et un électrophile, il est donc important de savoir les repérer.