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176
14.
a) Figure de
répulsion
Dessin des orbitales
non-liantes
b) Hybridation
de l'atome X
Géométrie résultante
(1)
Triangulaire plane
Il n'y a pas d'orbitale
non-liante dans ce cas.
Triangulaire plane
c) L'azote (N) et le phosphore (P) pourraient
donner la structure (2) :
0
P····H
H' .... "
H
d) L'aluminium (Al) et le bore (B) pourraient
donner la structure (l) :
Le chlore (Cl) pourrait donner la structure
(3) :
IFI
-
1 /fil
I F- Cl cY
-
1 \t
IFI
1 5. Représentons les réactifs et le produit de
l' équation en trois dimensions :
Au cours de la réaction, l'atome d'azote reste
hybridé sp3 alors que l'atome de bore change
r
(2)
Tétraédrique
Pyramidale à base
triangu laire
(3)
Bipyram idale à base
triangulaire
Forme en T
d'hybridation pour pouvoir s'entourer de
quatre liaisons cr (l'atome s,Jl devient sp3).
16. Dans une structure bipyramidale à base
triangulaire (hybridation sp3d), les paires
électroniques non-liantes occupent préférentiellement les positions équatoriales plutôt
que axiales :
0
, 11,
Lo
, (~,--- ~O
- - A ,,,
~: - - -1-~o . .
' ,
I - - ...
'
' ,
'
, ,
'tf'
0
L Io.
CGA
IQ:J
0
Ce remplissage des orbitales hybrides est dû
aux interactions possibles (répulsions) entre
électrons liants et non-liants. Les répulsions
sont plus fortes pour des paires d'électrons
se trouvant à 90° que pour des paires d'élec·
trons situées à 120°. Afin de minimiser ces
répulsions, les paires non-liantes d 'électrons
sont placées en position équatoriale avec des
angles entre les orbitales hybrides de 120°.