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Chimie

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Exercice Approfondi : Acides et Bases de Lewis

Introduction à la Chimie de Coordination

Découvrez les complexes métalliques et leurs applications.

Banque d'Exercices : Thermodynamique

Entraînez-vous sur l'enthalpie et l'entropie.

Fiches de Révision : Liaisons Chimiques

Covalentes, ioniques, et datives expliquées simplement.

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Visualisez les courbes de neutralisation en temps réel.

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Acides et Bases de Lewis : Formation d'Adduits

Contexte : Réaction entre le trifluorure de bore (\(\text{BF}_3\)) et l'ammoniac (\(\text{NH}_3\)).

En 1923, Gilbert N. Lewis a proposé une théorie révolutionnaire généralisant la notion d'acide et de base au-delà du simple échange de protons (théorie de Bronsted-Lowry). Cette approche est fondamentale en Chimie InorganiqueBranche de la chimie qui étudie les composés non-organiques (métaux, minéraux, etc.). et en chimie de coordination, car elle explique la formation de liens entre des espèces ne contenant pas nécessairement d'hydrogène. Nous allons étudier en détail la réaction très exothermique formant l'adduit \(\text{F}_3\text{B-NH}_3\), un classique pour comprendre les orbitales frontières.

Remarque Pédagogique : Cet exercice est structuré pour vous faire passer de l'analyse microscopique (électrons, orbitales) à l'analyse macroscopique (chaleur, géométrie). Prenez le temps de bien visualiser les orbitales vides et pleines.

Objectifs Pédagogiques

Maîtriser la définition électronique des acides et bases de Lewis.
Comprendre le mécanisme de formation d'une liaison de coordination (dative) par recouvrement orbitalaire.
Calculer et interpréter l'enthalpie standard de réaction (\(\Delta H_r^\circ\)) à l'aide de la loi de Hess.
Prévoir les changements de géométrie moléculaire (VSEPR) induits par la coordination.

Données de l'étude

On considère la réaction de synthèse en phase gazeuse entre le trifluorure de bore et l'ammoniac pour former un adduit solide stable à température ambiante :

\text{BF}_{3(g)} + \text{NH}_{3(g)} \rightarrow \text{F}_3\text{B-NH}_{3(s)}

Le trifluorure de bore (\(\text{BF}_3\)) est une molécule plane trigonale (\(\text{sp}^2\)), très réactive en tant qu'acide de Lewis puissant. L'ammoniac (\(\text{NH}_3\)) est une molécule pyramidale (\(\text{sp}^3\)) agissant comme une base de Lewis typique grâce à son doublet libre sur l'azote.

La réaction se déroule dans des conditions standard de température et de pression.

Données Thermodynamiques (à 298 K, P = 1 bar)

Espèce Chimique	\(\Delta H_f^\circ\) (kJ/mol)	Masse Molaire (g/mol)
\(\text{BF}_3\) (gaz)	-1137.0	67.81
\(\text{NH}_3\) (gaz)	-46.1	17.03
\(\text{F}_3\text{B-NH}_3\) (solide)	-1360.0 (valeur expérimentale approx.)	84.84

Schéma Réactionnel : Orbitales Frontières

Questions à traiter

Identifier l'acide et la base de Lewis dans cette réaction en justifiant par la structure électronique.
Calculer l'enthalpie standard de la réaction \(\Delta H_r^\circ\) à partir des enthalpies de formation.
Calculer la quantité de chaleur libérée lors de la réaction complète de 5g d'ammoniac.
Déterminer et justifier l'évolution de la géométrie et de l'hybridation de l'atome de Bore lors de la réaction.

Les bases théoriques

La théorie de Lewis est fondée sur la distribution électronique des couches de valence. Un Acide de LewisEspèce chimique (molécule ou ion) possédant une orbitale vide de basse énergie (LUMO) capable d'accepter un doublet d'électrons. possède une lacune électronique, tandis qu'une Base de LewisEspèce possédant un doublet d'électrons non-liant dans une orbitale de haute énergie (HOMO) susceptible d'être partagé. est riche en électrons.

Liaison de Coordination (Dative)
Contrairement à une liaison covalente classique où chaque atome fournit un électron, la liaison de coordination est formée lorsque les deux électrons proviennent d'un seul atome (le donneur/base) vers l'autre (l'accepteur/acide).

Notation Formelle

\text{A} + :\text{B} \rightarrow \text{A} \leftarrow \text{B}

Où :

\(A\) (Accepteur) possède une case quantique vide.
\(B\) (Donneur) possède un doublet non-liant disponible.

Thermochimie : Loi de Hess
L'enthalpie est une fonction d'état : sa variation ne dépend que de l'état initial et final, pas du chemin parcouru. On peut donc calculer l'enthalpie de réaction en utilisant des cycles thermochimiques ou directement les enthalpies de formation.

Formule Fondamentale

\Delta H_r^\circ = \sum \nu_p \Delta H_f^\circ(\text{produits}) - \sum \nu_r \Delta H_f^\circ(\text{réactifs})

Où :

\(\Delta H_r^\circ\) est l'enthalpie standard de réaction (J/mol).
\(\Delta H_f^\circ\) est l'enthalpie standard de formation.
\(\nu\) sont les coefficients stoechiométriques algébriques.

Correction : Acides et Bases de Lewis : Formation d'Adduit

Question 1 : Identifier l'acide et la base

Principe

Pour identifier formellement l'acide et la base, nous devons écrire la structure de Lewis de chaque réactif. L'objectif est de repérer les lacunes électroniquesAbsence de doublet dans une orbitale de valence, rendant l'atome électrophile. (orbitales vides) et les doublets non-liants (paires libres).

Mini-Cours

La Règle de l'Octet et ses Exceptions : Bien que la plupart des atomes de la 2ème période (C, N, O, F) cherchent à s'entourer de 8 électrons, le Bore (Z=5) est une exception courante. Il est souvent "hypovalent", stable avec seulement 6 électrons de valence (3 liaisons), laissant une orbitale \(p\) pure vide perpendiculaire au plan de la molécule.

Remarque Pédagogique

Pensez en termes d'orbitales frontières : L'interaction se fait entre la HOMO (Highest Occupied Molecular Orbital) de la base et la LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital) de l'acide. Ici, le doublet de l'azote est la HOMO et la lacune du bore est la LUMO.

Normes

La convention IUPAC définit l'acide de Lewis comme une entité moléculaire capable d'accepter une paire d'électrons, et la base comme capable d'en donner une.

Formule(s)

Électrons de valence

N_v = \text{Numéro du Groupe} - 10 \text{ (pour les blocs p)}

Hypothèses

Nous supposons que les atomes sont dans leur état fondamental d'hybridation pour former les liaisons sigma initiales.

Azote (N) : Groupe 15 \(\rightarrow\) 5 électrons de valence.
Bore (B) : Groupe 13 \(\rightarrow\) 3 électrons de valence.
Hydrogène (H) : 1 électron. Fluor (F) : 7 électrons.

Donnée(s)

Atome	Z	Configuration Électronique	Électrons de Valence
Bore (B)	5	\(1s^2 2s^2 2p^1\)	3
Azote (N)	7	\(1s^2 2s^2 2p^3\)	5

Astuces

Moyen mnémotechnique : Acide = Accepteur (et a souvent une lacune). Base = "Baille" (donne) des électrons.

Schéma (Avant réaction)

Analyse

Analyse de l'Ammoniac (\(\text{NH}_3\))

L'atome central d'azote (N) possède 5 électrons de valence. Dans la molécule \(\text{NH}_3\), il forme 3 liaisons covalentes simples (\(\sigma\)) avec 3 atomes d'hydrogène, utilisant ainsi 3 de ses électrons. Il lui reste donc \(5 - 3 = 2\) électrons qui ne participent à aucune liaison. Ces deux électrons forment une paire libre (ou doublet non-liant) localisée dans une orbitale hybride \(sp^3\). Cette haute densité électronique rend l'azote nucléophile : \(\text{NH}_3\) est la Base de Lewis (Donneur).

Analyse du Trifluorure de Bore (\(\text{BF}_3\))

Le bore central possède 3 électrons de valence. Il en utilise 3 pour former des liaisons avec 3 atomes de fluor. Il est entouré de \(3 \times 2 = 6\) électrons de valence au total. Il ne respecte pas l'octet (il lui manque 2 électrons pour arriver à 8). Il possède donc une orbitale atomique vide accessible : \(\text{BF}_3\) est l'Acide de Lewis (Accepteur).

Schéma (Après réaction)

Réflexions

La réaction stabilise considérablement le bore en complétant son octet électronique (il est maintenant entouré de 8 électrons : 6 des liaisons B-F et 2 de la liaison B-N). C'est la force motrice thermodynamique de la réaction.

Points de vigilance

Ne confondez pas avec la définition de Bronsted (transfert de H+). Ici, aucun noyau d'hydrogène n'est échangé ! C'est un pur transfert de densité électronique.

Points à Retenir

L'essentiel à mémoriser :

Acide de Lewis : Espèce électrophile avec lacune (ex: \(\text{BF}_3, \text{AlCl}_3, \text{Fe}^{3+}\)).
Base de Lewis : Espèce nucléophile avec doublet (ex: \(\text{NH}_3, \text{H}_2\text{O}, \text{R-OH}\)).

Le saviez-vous ?

Le \(\text{BF}_3\) est un catalyseur industriel majeur, très utilisé en chimie organique (réactions de Friedel-Crafts, polymérisations) justement grâce à cette "soif" d'électrons qui active les molécules substrats.

FAQ

L'ammoniac est-il aussi une base de Bronsted ?

Oui, absolument. Le doublet libre de l'azote peut capter un proton \(\text{H}^+\) (Acide de Lewis particulier) pour former \(\text{NH}_4^+\). L'ammoniac est donc une base selon les deux théories.

Acide : \(\text{BF}_3\) (Accepteur) | Base : \(\text{NH}_3\) (Donneur)

A vous de jouer
Quel serait le rôle de l'ion \(\text{H}^+\) (proton) dans une réaction similaire avec l'eau ? (1=Acide, 2=Base)

📝 Mémo
"Acide" commence par A comme "Accepteur". "Base" a un doublet comme "Bouche".

Question 2 : Calcul de l'enthalpie de réaction

Principe

Pour évaluer l'énergie thermique échangée lors de cette réaction, nous utilisons la thermodynamique chimique. Comme nous disposons des enthalpies de formation de tous les constituants, la méthode la plus directe est l'application de la Loi de Hess.

Mini-Cours

Enthalpie Standard de Formation (\(\Delta H_f^\circ\)) : C'est la variation d'enthalpie accompagnant la formation d'une mole de corps pur composé à partir de ses éléments corps purs simples, pris dans leur état standard de référence (stable à 298K, 1 bar). Par convention, \(\Delta H_f^\circ\) des corps simples (comme \(\text{O}_2, \text{N}_2\)) est nulle.

Remarque Pédagogique

Une enthalpie de réaction négative (\(\Delta H_r < 0\)) signifie que le système perd de l'énergie thermique : la réaction chauffe le milieu extérieur (Exothermique). Une valeur positive signifie qu'elle refroidit le milieu (Endothermique).

Normes

L'unité du Système International pour l'enthalpie molaire est le Joule par mole (J/mol), mais en chimie, les énergies de liaison sont souvent de l'ordre de la centaine de kJ, donc le kJ/mol est l'unité usuelle.

Formule(s)

Loi de Hess (Additivité)

\Delta H_r^\circ = \sum (\nu \cdot \Delta H_f^\circ)_{\text{produits}} - \sum (\nu \cdot \Delta H_f^\circ)_{\text{réactifs}}

Hypothèses

On suppose que la réaction est totale (quantitative) et se déroule à température et pression constantes (isobare et isotherme), ce qui permet d'assimiler la chaleur \(Q_p\) à la variation d'enthalpie \(\Delta H\).

Donnée(s)

Composé	État	\(\Delta H_f^\circ\) (kJ/mol)
\(\text{BF}_3\)	Gaz	-1137.0
\(\text{NH}_3\)	Gaz	-46.1
\(\text{F}_3\text{B-NH}_3\)	Solide	-1360.0

Astuces

Attention aux signes moins ! Une erreur classique est d'oublier de distribuer le signe moins sur la somme des réactifs. Écrivez : Final - (Initial 1 + Initial 2).

Schéma (Avant calcul)

Calcul(s)

1. Pose de l'équation littérale

Pour appliquer la loi de Hess, nous exprimons l'enthalpie de réaction comme la différence entre la somme des enthalpies de formation des produits et celle des réactifs, pondérées par leurs coefficients stœchiométriques.

\Delta H_r^\circ = \left[ 1 \times \Delta H_f^\circ(\text{F}_3\text{B-NH}_3) \right] - \left[ 1 \times \Delta H_f^\circ(\text{BF}_3) + 1 \times \Delta H_f^\circ(\text{NH}_3) \right]

Ici, tous les coefficients stœchiométriques valent 1. Nous appliquons donc : Somme des produits moins Somme des réactifs.

2. Application Numérique

Nous remplaçons les termes par les valeurs données dans le tableau : -1360.0 pour l'adduit, -1137.0 pour le \(\text{BF}_3\) et -46.1 pour l'ammoniac.

\begin{aligned} \Delta H_r^\circ &= (-1360.0) - [(-1137.0) + (-46.1)] \end{aligned}

3. Calculs intermédiaires

Commençons par additionner les enthalpies des réactifs pour connaître l'énergie totale de l'état initial.

\begin{aligned} \text{Somme Réactifs} &= -1137.0 - 46.1 \\ &= -1183.1 \text{ kJ/mol} \end{aligned}

4. Résultat final

L'état initial a donc une enthalpie totale de -1183.1 kJ/mol. Nous soustrayons cette valeur à l'enthalpie de l'état final (-1360.0 kJ/mol) pour obtenir la variation globale.

\begin{aligned} \Delta H_r^\circ &= -1360.0 - (-1183.1) \\ &= -1360.0 + 1183.1 \\ &= -176.9 \text{ kJ/mol} \end{aligned}

Schéma (Après calcul)

Réflexions

La valeur obtenue est fortement négative (\(-176.9 \text{ kJ/mol}\)). Cela confirme que la formation de la liaison dative B-N est un processus énergétiquement très favorable. Le système gagne en stabilité en descendant sur l'échelle d'énergie potentielle.

Points de vigilance

N'oubliez jamais l'unité (\(\text{kJ/mol}\)) à la fin du résultat. Une valeur numérique sans unité en physique ou chimie n'a aucun sens.

Points à Retenir

Exothermique : \(\Delta H < 0\) (Dégage de la chaleur).
Endothermique : \(\Delta H > 0\) (Absorbe de la chaleur).

Le saviez-vous ?

Cette énergie de liaison (\(\approx 177 \text{ kJ/mol}\)) est très élevée pour une interaction intermoléculaire, elle est de l'ordre de grandeur d'une liaison covalente simple faible (comme I-I, env. 150 kJ/mol). C'est pour cela qu'on parle de "liaison dative" et non juste d'interaction.

FAQ

Pourquoi l'enthalpie de BF3 est-elle si basse (-1137) ?

Le fluor est extrêmement réactif et électronégatif. La formation de liaisons B-F est très exothermique, rendant la molécule BF3 très stable par rapport aux éléments B et F2 séparés.

\(\Delta H_r^\circ = -176.9 \text{ kJ/mol}\)

A vous de jouer
Si la réaction inverse (rupture de la liaison) se produisait, quel serait le \(\Delta H\) ?

📝 Mémo
Produits MOINS Réactifs. Toujours dans ce sens (Final - Initial).

Question 3 : Chaleur libérée pour 5g de \(\text{NH}_3\)

Principe

L'enthalpie standard de réaction calculée précédemment (\(\Delta H_r^\circ\)) correspond à l'énergie pour une mole d'avancement (soit 1 mole de \(\text{NH}_3\) réagissant avec 1 mole de \(\text{BF}_3\)). Pour une masse donnée, il faut calculer la proportionnalité via la quantité de matière.

Mini-Cours

La quantité de matière \(n\) (en mol) est le pont entre le monde macroscopique (la masse \(m\) qu'on pèse) et le monde microscopique (les molécules qui réagissent). La grandeur extensive associée à la chaleur est \(Q = n \cdot \Delta H\).

Remarque Pédagogique

On suppose ici que \(\text{BF}_3\) est en excès. Si ce n'était pas précisé, il faudrait calculer les deux quantités de matière pour trouver le réactif limitant. Ici, c'est la masse de \(\text{NH}_3\) qui limite la chaleur produite.

Normes

Masse en grammes (\(\text{g}\)), Masse molaire en \(\text{g/mol}\), Chaleur en Joules (\(\text{J}\)) ou kilojoules (\(\text{kJ}\)).

Formule(s)

Relation Masse-Mole-Énergie

n = \frac{m}{M}

Q = n \times \Delta H_r^\circ

Hypothèses

Réaction complète (totale). Pas de pertes thermiques considérées.

Donnée(s)

Grandeur	Symbole	Valeur
Masse de réactif	\(m\)	5 \(\text{g}\)
Masse Molaire	\(M(\text{NH}_3)\)	17.03 \(\text{g/mol}\)
Enthalpie de réaction	\(\Delta H_r^\circ\)	-176.9 \(\text{kJ/mol}\)

Astuces

Vérification mentale : 17g font 1 mole. 5g font un peu moins d'un tiers de mole (5/15 = 1/3). Le résultat doit être environ le tiers de -176 (soit ~ -60 kJ).

Schéma (Avant réaction)

Calcul(s)

1. Calcul de la quantité de matière \(n\)

La chaleur totale dégagée dépend de la quantité de matière qui réagit. La première étape consiste à convertir la masse d'ammoniac donnée (5 g) en nombre de moles \(n\), en utilisant sa masse molaire \(M\) (17.03 g/mol).

\begin{aligned} n &= \frac{m_{\text{NH}_3}}{M_{\text{NH}_3}} \\ &= \frac{5 \text{ g}}{17.03 \text{ g/mol}} \\ &\approx 0.2936 \text{ mol} \end{aligned}

Nous avons donc environ 0.29 mol d'ammoniac prêtes à réagir. Comme \(\text{BF}_3\) est en excès, tout l'ammoniac sera consommé.

2. Calcul de la chaleur totale \(Q\)

L'enthalpie de réaction \(\Delta H_r^\circ\) calculée précédemment (-176.9 kJ/mol) représente l'énergie libérée pour 1 mole. Pour obtenir l'énergie totale \(Q\) correspondant à nos 0.2936 mol, nous effectuons une simple multiplication (règle de trois).

\begin{aligned} Q &= n \times \Delta H_r^\circ \\ &= 0.2936 \text{ mol} \times (-176.9 \text{ kJ/mol}) \\ &\approx -51.94 \text{ kJ} \end{aligned}

Le résultat négatif indique une perte d'énergie pour le système chimique, qui est transférée au milieu extérieur sous forme de chaleur.

Schéma (Après réaction)

Réflexions

51.9 \(\text{kJ}\) est une quantité d'énergie conséquente. Pour donner un ordre d'idée, cela suffit à porter à ébullition environ 150mL d'eau initialement à 20°C. Dans un milieu fermé, cela provoquerait une élévation de température brutale.

Points de vigilance

Attention au vocabulaire : On dit que "la chaleur libérée est de 51.9 \(\text{kJ}\)" (valeur positive en langage courant) ou que "la variation d'enthalpie est de -51.9 \(\text{kJ}\)" (valeur algébrique thermodynamique).

Points à Retenir

La chaleur est une grandeur extensive : elle est proportionnelle à la quantité de matière.

Le saviez-vous ?

La formation d'adduits solide à partir de gaz peut créer une dépressurisation brutale dans un réacteur fermé (car le volume molaire d'un solide est ~1000 fois plus faible que celui d'un gaz).

FAQ

Pourquoi n'utilise-t-on pas la masse de BF3 ?

L'énoncé implique (implicitement ou explicitement) que NH3 est le facteur limitant ou que l'on s'intéresse uniquement à la conversion de ces 5g. Si BF3 était limitant, le calcul serait basé sur lui.

Chaleur libérée : \(51.9 \text{ kJ}\)

A vous de jouer
Combien de chaleur pour 17.03g de \(\text{NH}_3\) (soit exactement 1 mole) ?

📝 Mémo
Masse \(\rightarrow\) Moles \(\rightarrow\) Joules. C'est le chemin classique de la thermochimie.

Question 4 : Géométrie et Hybridation du Bore

Principe

La géométrie d'une molécule est déterminée par la répulsion entre les paires d'électrons (liantes et non-liantes) autour de l'atome central. C'est le modèle VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion). La formation d'une nouvelle liaison modifie l'environnement électronique et donc la géométrie spatiale.

Mini-Cours

Théorie VSEPR (\(AX_nE_m\)) : La géométrie dépend du nombre de voisins \(n\) et de doublets libres \(m\) autour de l'atome central.

\(AX_3\) : Géométrie Trigonale Plane (angles 120°). Hybridation \(sp^2\).
\(AX_4\) : Géométrie Tétraédrique (angles 109.5°). Hybridation \(sp^3\).

Remarque Pédagogique

Image mentale : Imaginez un parapluie plat qui se retourne par le vent. Le Bore passe d'une structure plate à une pyramide/tétraèdre quand l'azote vient se "plugger" dessus.

Normes

On décrit la géométrie autour de l'atome central (le Bore ici). Les angles donnés sont idéaux, en réalité ils peuvent varier légèrement selon l'encombrement des atomes.

Formule(s)

Notation VSEPR

\text{Type} = AX_n E_m

\(A\)=Central, \(X\)=Voisin, \(E\)=Doublet libre.

Hypothèses

On considère les liaisons simples B-F et la liaison dative B-N comme des liaisons sigma standard équivalentes pour le décompte VSEPR.

Donnée(s)

Molécule	Liaisons \(\sigma\) (Voisins)	Doublets Libres (sur B)	Type VSEPR
\(\text{BF}_3\)	3 (3 atomes F)	0	\(AX_3\)
Adduit	4 (3F + 1N)	0	\(AX_4\)

Astuces

Comptez les voisins ! 3 voisins sans doublet = \(sp^2\) (Plan). 4 voisins = \(sp^3\) (Volume).

Schéma (Avant réaction : \(\text{BF}_3\))

Analyse

1. État Initial : Trifluorure de Bore (\(\text{BF}_3\))

L'atome de bore central est lié à 3 atomes de fluor par des liaisons simples. Il ne possède pas de doublet non-liant (il a une lacune).
\(\rightarrow\) Nombre stérique = 3 voisins + 0 doublet = 3.
\(\rightarrow\) Selon VSEPR, c'est une géométrie de type \(AX_3\), donc Plane Trigonale avec des angles F-B-F de 120°.
\(\rightarrow\) Pour former 3 liaisons équivalentes à 120°, le bore utilise une hybridation \(sp^2\) (combinaison d'une orbitale 2s et de deux orbitales 2p). L'orbitale 2p restante reste pure et vide, perpendiculaire au plan.

2. État Final : Adduit (\(\text{F}_3\text{B-NH}_3\))

Le bore a accepté le doublet de l'azote. Il est maintenant lié à 4 atomes (3 F et 1 N).
\(\rightarrow\) Nombre stérique = 4 voisins + 0 doublet = 4.
\(\rightarrow\) Selon VSEPR, c'est une géométrie de type \(AX_4\), donc Tétraédrique avec des angles d'environ 109.5°.
\(\rightarrow\) Pour former 4 liaisons sigma dirigées vers les sommets d'un tétraèdre, l'atome de bore doit changer d'état d'hybridation. Il passe en \(sp^3\) (combinaison de l'orbitale 2s et des trois orbitales 2p, y compris celle qui était vide).

Schéma (Après réaction : Adduit)

Réflexions

Ce changement de géométrie (re-hybridation) coûte de l'énergie (énergie de déformation), mais le gain énergétique dû à la formation de la liaison B-N est bien supérieur, rendant le processus global favorable.

Points de vigilance

L'hybridation est un modèle mathématique ("mixing" d'orbitales) pour décrire la réalité géométrique observée, et non une "force" physique. C'est une conséquence, pas une cause.

Points à Retenir

Accepteur \(sp^2\) (Plan) + Donneur \(\rightarrow\) Adduit \(sp^3\) (Tétraédrique).

Le saviez-vous ?

Cette réaction s'accompagne d'un changement de longueur de liaison B-F. Dans le tétraèdre, les liaisons B-F sont un peu plus longues que dans la forme plane à cause de l'encombrement stérique accru et du changement de caractère \(s\) de l'orbitale.

FAQ

L'azote change-t-il aussi d'hybridation ?

Très peu. Dans \(\text{NH}_3\), il est \(AX_3E_1\) (env. 107°, proche de 109°). Dans l'adduit, il devient \(AX_4\). Il reste globalement tétraédrique \(sp^3\).

Évolution : Plan (\(sp^2\)) \(\rightarrow\) Tétraédrique (\(sp^3\))

A vous de jouer
Quelle est la géométrie de \(\text{NH}_3\) isolé ? (1=Plane, 2=Pyramidale à base triangulaire)

📝 Mémo
3 voisins = Plan. 4 voisins = Tétraèdre. C'est la base de la stéréochimie.

Bilan Énergétique et Structural

📝 Grand Mémo de Chimie Inorganique : Points Clés Universitaires

🔑
Concept d'Acide de Lewis (Électrophilie) :
Un acide de Lewis est une espèce (neutre ou cationique) possédant une LUMO de basse énergie (Low Unoccupied Molecular Orbital), ce qui se traduit souvent par une lacune électronique (orbitale vide) ou une charge partielle positive élevée.
Exemples clés : \(\text{BF}_3\) (lacune \(p\)), \(\text{AlCl}_3\), \(\text{Fe}^{3+}\), \(\text{H}^+\), carbocations.
🔑
Concept de Base de Lewis (Nucléophilie) :
Une base de Lewis est une espèce (neutre ou anionique) possédant une HOMO de haute énergie (Highest Occupied Molecular Orbital), c'est-à-dire un doublet non-liant disponible et peu retenu par le noyau.
Exemples clés : \(\text{NH}_3\) (doublet N), \(\text{H}_2\text{O}\), \(\text{OH}^-\), éthers, amines.
📐
Force Motrice & Thermodynamique :
La réaction acide-base de Lewis est pilotée par la stabilisation électronique (formation de liaison dative). L'enthalpie de réaction est donnée par la Loi de Hess :
\(\Delta H_r^\circ = \sum \nu_p \Delta H_f^\circ(\text{produits}) - \sum \nu_r \Delta H_f^\circ(\text{réactifs})\).
Une valeur négative (\(\Delta H < 0\)) indique une libération d'énergie (exothermique), signe d'une liaison forte.
🔄
Impact Stéréochimique (VSEPR & Hybridation) :
La coordination modifie le nombre de voisins de l'atome central acide, forçant une réorganisation de ses orbitales hybrides pour minimiser la répulsion.
Transition classique du Bore :
\(\text{AX}_3\) (Plan, \(sp^2\)) \(\xrightarrow{+\text{Base}}\) \(\text{AX}_4\) (Tétraédrique, \(sp^3\)).
⚠️
Théorie HSAB (Hard and Soft Acids and Bases) :
Pour aller plus loin : Les acides "durs" (petits, très chargés, peu polarisables comme \(\text{H}^+, \text{BF}_3\)) préfèrent se lier aux bases "dures" (petites, très électronégatives comme \(\text{NH}_3, \text{OH}^-\)). Les "mous" préfèrent les "mous". C'est pourquoi l'interaction B-N est particulièrement forte (Dur-Dur).

"La chimie est l'art de marier les orbitales : la lacune cherche le doublet pour atteindre la plénitude de l'octet."

🎛️ Simulateur Thermochimique

Simulez la chaleur dégagée en fonction de la masse d'ammoniac introduite (en considérant \(\text{BF}_3\) en excès).

Paramètres

Masse de \(\text{NH}_3\) (g) : 5

Température Ambiante (°C) : 25

Moles de \(\text{NH}_3\) : -

Chaleur Libérée (kJ) : -

📝 Quiz final : Acides et Bases

1. Quelle espèce est une base de Lewis ?

\(\text{AlCl}_3\) (Lacune)
\(\text{H}_2\text{O}\) (Doublets sur l'O)
\(\text{CH}_4\) (Saturé)

2. Dans la réaction \(\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}\), qui est l'acide de Lewis ?

\(\text{H}^+\) (Lacune)
\(\text{OH}^-\) (Doublet)

📚 Glossaire

Adduit: Produit formé par l'union directe de deux molécules (ex: Acide-Base de Lewis) sans perte d'atomes.
Électrophile: Synonyme d'Acide de Lewis ("qui aime les électrons"). Cherche des sites riches en électrons.
Nucléophile: Synonyme de Base de Lewis ("qui aime les noyaux/charges +"). Cherche des sites pauvres en électrons.
Octet: Règle selon laquelle les atomes des couches s et p cherchent à avoir 8 électrons de valence pour être stables.

Le Saviez-vous ?

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BOÎTE À OUTILS

Titre Outil

À DÉCOUVRIR SUR LE SITE

Objectifs Pédagogiques

Données de l'étude

Données Thermodynamiques (à 298 K, P = 1 bar)

Schéma Réactionnel : Orbitales Frontières

Questions à traiter

Les bases théoriques

Correction : Acides et Bases de Lewis : Formation d'Adduit

Question 1 : Identifier l'acide et la base

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant réaction)

Analyse

Analyse de l'Ammoniac (\(\text{NH}_3\))

Analyse du Trifluorure de Bore (\(\text{BF}_3\))

Schéma (Après réaction)

Réflexions

Points de vigilance

Points à Retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Question 2 : Calcul de l'enthalpie de réaction

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant calcul)

Calcul(s)

1. Pose de l'équation littérale

2. Application Numérique

3. Calculs intermédiaires

4. Résultat final

Schéma (Après calcul)

Réflexions

Points de vigilance

Points à Retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Question 3 : Chaleur libérée pour 5g de \(\text{NH}_3\)

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant réaction)

Calcul(s)

1. Calcul de la quantité de matière \(n\)

2. Calcul de la chaleur totale \(Q\)

Schéma (Après réaction)

Réflexions

Points de vigilance

Points à Retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Question 4 : Géométrie et Hybridation du Bore

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant réaction : \(\text{BF}_3\))