142 Structure de la matière
.
Figure 6.23
'
liaison est à peu près moitié moins forte qu’une liaison
°“
“"‘""‘“
‘“‘”'“"”'”
"”"
'
covalente. Malgré cet électron célibataire, la molécule
—
2 Urbiïal83 S
.
_
NO est assez stable, quoique très réactive.
,:
/ \
plan
_
.
Figure 6.24
_
|
}
“
"
“|
'
H _ F:
,
.
‘ ,
orbitale Iiante 0 (partie angulaire)
diagramme de LEWIS
'
'
'
|
'
2 orbitales p
‘
;
a} molecue H F
‘
/ \ '
«
;
'
plans n\odaux
'
pla_ns_
,
:CEO:
\*I
I
}
|
\I
5
|
|
|
orbitales liantes (I orbitaleo‘ 2 orbitales 7r)
diagramme de LEWIS
;
A
_
A
|
:
_
b) molécule CO
'
'.
…
|
|
|
|
|
T
‘
‘
'
pa
pa*
'
j
.
'
'
r
*
—
_
'
'
.
,
}
à
N
._
"j'…
-N——°
.
°O:
'
'
2 orbitales p
.
'
'
'
,
-
'
'
orbitales liantes ( I orbitalea 2 orbitales 7r)
diagramme de LEWIS
'
”plan nodal
c) molécule N
'
'
.
.
.
.,
‘
,
'
.
'
|
j -
Représentatrons sumplrfrees des molecules HF.
—
‘
|
'
co et NO
_
.
_
|
‘
_
_
,
…
1
A‘
_
;
.
'
,
Ï
,
'
".
:
2.3
LA LIAISON IONIOUE
_
_
'
P7ï
'
p7z*
'
0rbitàles moléculaires
partie angulaire de
.
.
.
,
'
"
molécules dissymétriqu(es AB
)
‘
A la 11m1te, 81 les deux atomes A et B de la moleB est plus électronégatif que
cule AB ont des électronégativités très différentes, l’un
"
'
‘
‘
'
'
‘
.
des atomes (par exemple B) accapare un-électron de
'
'
.
,:
l’autre at0me.
7
0)
Modèle de la liaison de valence
La molécule est alors constituée de deux ions
_
’
'
_,
..
'
,
.'
AæetBe
_
'
'
On schemat1se la représentation des molecules en
_
=
.
,
ne faisant gurer que les orbitales moléculaires liantes
‘
\
+
_
.
.
.
,
'
.
.
A
+
B
—>
A
+
B
.
qui contiennent les electrons de valence part101pant
'
—
effectivement à la “liaison (g. 6.24).
Il n’y a plus mise en commun d’électrons mals
On remarquera que, dans le diagramme de LEWIS
transfert d’électron d’un atome sur l’autre.
de la molécule NO, une ambiguïté subsiste : la liaison
En général, les liaisons ioniques sont formées
à trois électrons entre N et O est constituée en réalité
entre éléments de gauche de la classication et ceux de
de deux électrons liants et un électron antiliant. Cette
droite.
'
.
Figure 6.23
'
liaison est à peu près moitié moins forte qu’une liaison
°“
“"‘""‘“
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covalente. Malgré cet électron célibataire, la molécule
—
2 Urbiïal83 S
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NO est assez stable, quoique très réactive.
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LA LIAISON IONIOUE
_
_
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partie angulaire de
.
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cule AB ont des électronégativités très différentes, l’un
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Modèle de la liaison de valence
La molécule est alors constituée de deux ions
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effectivement à la “liaison (g. 6.24).
Il n’y a plus mise en commun d’électrons mals
On remarquera que, dans le diagramme de LEWIS
transfert d’électron d’un atome sur l’autre.
de la molécule NO, une ambiguïté subsiste : la liaison
En général, les liaisons ioniques sont formées
à trois électrons entre N et O est constituée en réalité
entre éléments de gauche de la classication et ceux de
de deux électrons liants et un électron antiliant. Cette
droite.
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