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Des liaisons covalentes peuvent aussi se former entre des non-métaux, par exemple le chlore. L´atome de chlore possède 7 électrons dans sa couche de valence - il en faut 8 pour la compléter. Deux atomes de chlore peuvent partager 1 électron pour former une simple liaison covalente . Ils deviennent une molécule de dichlore Cl2 .
L´oxygène peut aussi former des liaisons covalentes. Cependant, il a besoin de deux électrons supplémentaire pour compléter sa couche de valence (qui en a 6). Deux atomes d´oxygène doivent partager chacun 2 électrons pour compléter leurs couches respectives ayant au total 4 électrons partagés. Il s´agit d´une liaison covalente double.
De plus, l'azote possède 5 électrons de valence (il en a besoin de 3 en plus) pour former la molécule N2 dans laquelle les deux atomes N sont liés par une liaison covalente triple.
Partage d´électrons et orbitales.
Le carbone (C=6) ne partage pas 4 électrons pour faire une liaison quadruple parce que la quatrième paire d´électrons du carbone ne peut pas physiquement se rapprocher suffisamment.
Souvenons-nous que les électrons se trouvent dans les atomes comme des nuages de densité électronique. Le modèle de liaisons de valences travaille selon le principe que les orbitales des divers atomes doivent se superposer pour former une liaison. Il y a divers moyens d´obtenir ces superpositions en formant diverses sortes de liens covalents.
La liaison sigma.
Le premier type et le plus simple est la superposition de deux orbitales s. Cette liaison s´appelle liaison "sigma" ('σ' est l´équivalent grec de la lettre 's'). Une liaison 'σ' peut aussi se former entre deux orbitales p qui pointent l´une vers l´autre.
La liaison pi.
Le second type important de liaison se produit par superposition de deux orbitales p parallèles. Il y a formation de deux aires de densité électronique au dessus et en dessous de la molécule. Ce type de superposition est appelé pi ('π', de l´ équivalent grec de p).
La structure de Lewis.
La "stucture de Lewis" est une manière simple de représenter les molécules covalentes et de montrer comment elles sont liées. Chaque atome est représenté par son symbole chimique, une liaison est indiquée par un trait simple, double ou triple selon que la liaison entre les atomes est simple, double ou triple. Finalement, les électrons qui ne servent pas pour la liaison sont représentés par des points autour du symbole de l´élément. Dans une structure de Lewis seul les électrons de valence sont pris en compte.
Electronégativité.
L'électronégativité d'un élément dans une molécule est la mesure de sa capacité à attirer les électrons. Les organiciens utilisent l'échelle de PAULING pour classer les éléments.
Stéréométrie moléculaire.
Dans les molécules covalentes, chaque atome est lié à un autre atome. Par définition, ces liaisons sont constituées par des paires d´électrons. Étant chacune porteuse de charges électriques négatives, ces paires d´électrons se repoussent et tendent à s´écarter le plus possible afin de stabiliser la molécule. Cela engendre des formes caractéristiques pour les molécules covalentes. Le modèle de Gillespie, du nom du chimiste canadien R.J Gillespie, encore nommé "modèle de répulsion des électrons de la couche de valence" (VSEPR valence shell electron pair repulsion) peut être utilisé pour prévoir approximativement la forme des molécules.
Les molécules ne sont pas statiques : leurs liaisons sont continuellement tordues, tendues et fléchies. En accord avec la théorie quantique, les énergies de ces liaisons sont quantifiées, ce qui donne la base de la spectroscopie infrarouge : un moyen important pour analyser les molécules organiques.
Le modèle VSEPR n'est pas un bon modèle pour déterminer la forme des molécules. Il ne permet que d'interpréter les formes de molécules découvertes expérimentalement. Il permet de prédire la forme de molécules similaires - ce qui rend le modèle très utile. Les méthodes modernes pour calculer l´état le plus stable des molécules peuvent prendre plusieurs heures du temps d´un superordinateur.
La forme tétraédrique.
Considérons une molécule covalente simple, le méthane (CH4). Quatre atomes d'hydrogène entourent l´atome de carbone dans un espace à trois dimensions. Chaque liaison CH consiste en une paire d´électrons. Les paires d'électrons tendent à s´écarter le plus possible sous l'effet de la répulsion électrostatique. On pourrait penser que cela mène à une structure plate avec chaque atome d´hydrogène séparé de 90°. Cependant, en trois dimensions, il y a une configuration plus efficace. Si chaque atome d´hydrogène est un sommet d´un tétraèdre centré sur l´atome de carbone, ils seront séparés d´environ 109.5° - le maximum possible.
Hybridation.
Le modèle des liaisons de valence suggère que pour qu´une liaison covalente se forme, deux "orbitales" atomiques doivent se superposer suffisamment pour qu´elles puissent partager ces électrons.
L'atome de Carbone possède une orbitale 2s et trois orbitales 2p. Comment ces orbitales peuvent-elles se superposer à une orbitale 1s de l'atome d'Hydrogène? On devrait, a priori, observer deux types de liaisons entre les atomes C et H. Or, l'observation montre que les quatre liaisons C-H sont identiques. Comment le modèle VSEPR tient-il compte de ce problème ? En inventant l'hybridation des orbitales.
Dans l´atome de carbone, les orbitales 2s et 2p ont des énergies différentes. Si l´orbitale 2s combine avec les trois orbitales 2p, il se forme quatre nouvelles orbitales hybrides sp3. Ces nouvelles orbitales hybrides sont identiques - elles sont disposées dans une géométrie tétraédrique et ont la même énergie. L´orbitale 1s de l´atome d´hydrogène peut se superposer avec une de ces orbitales hybrides du carbone. Ces nouvelles orbitales sont identiques - elles ont un arrangement tétraédrique et ont la même énergie (elles sont dégénérées). Les orbitales 1s de l´atome d´hydrogène peuvent maintenant se recouvrir et former avec les orbitales hybrides des liaisons covalentes simples sp3.
Géométrie des orbitales hybrides
Les paires d´électrons non-liants.
Le modèle VSEPR traite les paires d´électrons non-liants de la même façon que les électrons de liaison. Dans l´ammoniac (NH3) par exemple, il y a trois atomes d´hydrogène et une paire d´électrons non-liants entourant l´atome central d'Azote. Vu qu´il y a quatre groupes, l´ammoniac a une forme tétraédrique mais contrairement au méthane, l´angle entre les atomes d´hydrogène est un peu plus petit : 107.3°. On peut expliquer ce fait en supposant qu´une paire d´électrons non-liants prend plus de place physiquement qu´une paire d´électrons de liaison. Cette explication est raisonnable : dans une liaison, les électrons de liaison sont distribués entre deux atomes tandis qu´une paire non-liante est située seulement sur un atome. Vu qu´elle est plus grosse, la paire non-liante repousse les autres électrons.
L'utilisation de ce modèle permet également de justifier la géométrie de la molécule d'eau. Dans l´eau (H2O), l'atome O est lié à deux atomes H et porte deux paires d´électrons non-liants, formant quatre sites de répulsion au total. Les paires d´électrons se repoussent dans une géométrie tétraédrique. L´angle entre les atomes d´hydrogène est de 104.5° ce qui est attendu par le modèle. Les deux électrons non-liants rapprochent les paires liantes, donnant un angle plus petit que pour l´ammoniac.
Notion de site de répulsion.
Dans un modèle électrostatique de la molécule, chaque paire d'électrons, liante ou non-liante, forme une concentration de charges négatives.
Chacune de ces paires tend donc à repousser les autres paires d'électrons qui figurent dans la molécule : on parle de site de répulsion.
La détermination du nombre de sites de répulsion dans une molécule permet de prévoir sa géométrie.
Atomes pauvres en électrons.
Dans quelques molécules, il y a moins de quatre paires d´électrons de valence. Cela arrive pour les atomes déficients en électrons comme le bore et le béryllium, qui ne respectent pas la règle de l´octet (ils ne peuvent avoir l´un 6, ou l´autre 4 électrons de valence). Dans le trifluorure de bore (BF3), il n´y a que trois paires d´électrons qui se repoussent l´un l´autre pour former une structure plane. Chaque atome de fluor est séparé de 120°. Un autre type d´orbitales hybrides est formé dans ces molécules. L´orbitale 2s et deux orbitales 2p se combinent pour former trois orbitales hybrides sp2. La troisième orbitale p est vide.
Le béryllium, de son côté, forme seulement deux paires d´électrons de valence. Elles se repoussent jusqu´à 180°, pour former une molécule linéaire. Un exemple est le chlorure de béryllium qui a deux atomes de chlore liés à l´atome de béryllium. Une orbitale 2s et une orbitale 2p combinent pour former deux orbitales sp hybrides.



Découvrir le Web/Acheter en ligne

Le développement récent du commerce électronique depuis quelques années, avec de 35 à 40 pourcents de croissance, conduit à la banalisation de paiement électronique, ainsi qu'à la banalisation des fraudes.
Lorsqu'on achète sur l'Internet, il est préférable de respecter quelques précautions pour éviter les fraudes en tous genres.



Groupware

= Introduction =
Définition.
On peut définir le Groupware comme un ensemble d'outils logiciels permettant à des utilisateurs de gérer des travaux en commun à travers le réseau informatique.
Cette notion est assez vague, et de nombreux outils peuvent faire partie d'un groupware : un wiki est un exemple d'outil groupware.
Quelques exemples d'outils :
Évolution des concepts.
Délégation/Mandataire.
Chaque module doit permettre d'avoir des groupes ou des individus mandataires selon différents niveaux de droits.
Voici les différents niveaux de droits possibles:
= Fonctionnalités =
Authentification.
Le groupware doit être capable d'authentifier les membres y accédant.
Gestion des incidents.
- aka known as help desk or trouble ticket system
- Customer adds request on special page
- optional sets due time
- searchable knowledge base of solved requests
- automatic confirmation by mail
- automatic or manual assignment to users
- List- und Form view
- Sort- und Filterfunctions
- Define a request as a subproject
- Assign work time to request (for later billing)
Publication web.
La publication web se fait aisément par des outils simples comme les "wiki" (mot hawaiien qui signifie "vite") et les blogues (journaux Web).
Messagerie instantanée ou Chat.
- view members who are online
Forum.
- View threads in tree structure
- n elements per page
- filter system
- print postings
Système de vote.
- select individual persons for a vote
- Editor to create the voting
- Up to the three answers possible (single or multiple)
- Table view of all actual and past votings
Marques pages.
- Bookmark list for a quick access to important URL's
- editor to insert new bookmarks
- check for double entries
Gestion du temps passé.
- Quickbuttons for 'start' and 'end' in the main screen
- Optional: out on duty - back from duty
- Manual Inserts afterwards are possible ...
- ... optionally with a note to the chief.
- Assign working days to several projects
- shows all users who are '@ work'
- Monthly overview
Pense bête.
- Small window that shows the actual events
- Additional option: allert box reminds you before an event
Bloc Note.

Des liaisons covalentes peuvent aussi se former entre des non-métaux, par exemple le chlore. L´atome de chlore possède 7 électrons dans sa couche de valence - il en faut 8 pour la compléter. Deux atomes de chlore peuvent partager 1 électron pour former une simple liaison covalente . Ils deviennent une molécule de dichlore Cl2 .

L´oxygène peut aussi former des liaisons covalentes. Cependant, il a besoin de deux électrons supplémentaire pour compléter sa couche de valence (qui en a 6). Deux atomes d´oxygène doivent partager chacun 2 électrons pour compléter leurs couches respectives ayant au total 4 électrons partagés. Il s´agit d´une liaison covalente double.

De plus, l'azote possède 5 électrons de valence (il en a besoin de 3 en plus) pour former la molécule N2 dans laquelle les deux atomes N sont liés par une liaison covalente triple.

Partage d´électrons et orbitales.

Le carbone (C=6) ne partage pas 4 électrons pour faire une liaison quadruple parce que la quatrième paire d´électrons du carbone ne peut pas physiquement se rapprocher suffisamment.

Souvenons-nous que les électrons se trouvent dans les atomes comme des nuages de densité électronique. Le modèle de liaisons de valences travaille selon le principe que les orbitales des divers atomes doivent se superposer pour former une liaison. Il y a divers moyens d´obtenir ces superpositions en formant diverses sortes de liens covalents.

La liaison sigma.

Le premier type et le plus simple est la superposition de deux orbitales s. Cette liaison s´appelle liaison "sigma" ('σ' est l´équivalent grec de la lettre 's'). Une liaison 'σ' peut aussi se former entre deux orbitales p qui pointent l´une vers l´autre.

La liaison pi.

Le second type important de liaison se produit par superposition de deux orbitales p parallèles. Il y a formation de deux aires de densité électronique au dessus et en dessous de la molécule. Ce type de superposition est appelé pi ('π', de l´ équivalent grec de p).

La structure de Lewis.

La "stucture de Lewis" est une manière simple de représenter les molécules covalentes et de montrer comment elles sont liées. Chaque atome est représenté par son symbole chimique, une liaison est indiquée par un trait simple, double ou triple selon que la liaison entre les atomes est simple, double ou triple. Finalement, les électrons qui ne servent pas pour la liaison sont représentés par des points autour du symbole de l´élément. Dans une structure de Lewis seul les électrons de valence sont pris en compte.

Electronégativité.

L'électronégativité d'un élément dans une molécule est la mesure de sa capacité à attirer les électrons. Les organiciens utilisent l'échelle de PAULING pour classer les éléments.

Stéréométrie moléculaire.

Dans les molécules covalentes, chaque atome est lié à un autre atome. Par définition, ces liaisons sont constituées par des paires d´électrons. Étant chacune porteuse de charges électriques négatives, ces paires d´électrons se repoussent et tendent à s´écarter le plus possible afin de stabiliser la molécule. Cela engendre des formes caractéristiques pour les molécules covalentes. Le modèle de Gillespie, du nom du chimiste canadien R.J Gillespie, encore nommé "modèle de répulsion des électrons de la couche de valence" (VSEPR valence shell electron pair repulsion) peut être utilisé pour prévoir approximativement la forme des molécules.

Les molécules ne sont pas statiques : leurs liaisons sont continuellement tordues, tendues et fléchies. En accord avec la théorie quantique, les énergies de ces liaisons sont quantifiées, ce qui donne la base de la spectroscopie infrarouge : un moyen important pour analyser les molécules organiques.

Le modèle VSEPR n'est pas un bon modèle pour déterminer la forme des molécules. Il ne permet que d'interpréter les formes de molécules découvertes expérimentalement. Il permet de prédire la forme de molécules similaires - ce qui rend le modèle très utile. Les méthodes modernes pour calculer l´état le plus stable des molécules peuvent prendre plusieurs heures du temps d´un superordinateur.

La forme tétraédrique.

Considérons une molécule covalente simple, le méthane (CH4). Quatre atomes d'hydrogène entourent l´atome de carbone dans un espace à trois dimensions. Chaque liaison CH consiste en une paire d´électrons. Les paires d'électrons tendent à s´écarter le plus possible sous l'effet de la répulsion électrostatique. On pourrait penser que cela mène à une structure plate avec chaque atome d´hydrogène séparé de 90°. Cependant, en trois dimensions, il y a une configuration plus efficace. Si chaque atome d´hydrogène est un sommet d´un tétraèdre centré sur l´atome de carbone, ils seront séparés d´environ 109.5° - le maximum possible.

Hybridation.

Le modèle des liaisons de valence suggère que pour qu´une liaison covalente se forme, deux "orbitales" atomiques doivent se superposer suffisamment pour qu´elles puissent partager ces électrons.

L'atome de Carbone possède une orbitale 2s et trois orbitales 2p. Comment ces orbitales peuvent-elles se superposer à une orbitale 1s de l'atome d'Hydrogène? On devrait, a priori, observer deux types de liaisons entre les atomes C et H. Or, l'observation montre que les quatre liaisons C-H sont identiques. Comment le modèle VSEPR tient-il compte de ce problème ? En inventant l'hybridation des orbitales.

Dans l´atome de carbone, les orbitales 2s et 2p ont des énergies différentes. Si l´orbitale 2s combine avec les trois orbitales 2p, il se forme quatre nouvelles orbitales hybrides sp3. Ces nouvelles orbitales hybrides sont identiques - elles sont disposées dans une géométrie tétraédrique et ont la même énergie. L´orbitale 1s de l´atome d´hydrogène peut se superposer avec une de ces orbitales hybrides du carbone. Ces nouvelles orbitales sont identiques - elles ont un arrangement tétraédrique et ont la même énergie (elles sont dégénérées). Les orbitales 1s de l´atome d´hydrogène peuvent maintenant se recouvrir et former avec les orbitales hybrides des liaisons covalentes simples sp3.

Géométrie des orbitales hybrides

Les paires d´électrons non-liants.

Le modèle VSEPR traite les paires d´électrons non-liants de la même façon que les électrons de liaison. Dans l´ammoniac (NH3) par exemple, il y a trois atomes d´hydrogène et une paire d´électrons non-liants entourant l´atome central d'Azote. Vu qu´il y a quatre groupes, l´ammoniac a une forme tétraédrique mais contrairement au méthane, l´angle entre les atomes d´hydrogène est un peu plus petit : 107.3°. On peut expliquer ce fait en supposant qu´une paire d´électrons non-liants prend plus de place physiquement qu´une paire d´électrons de liaison. Cette explication est raisonnable : dans une liaison, les électrons de liaison sont distribués entre deux atomes tandis qu´une paire non-liante est située seulement sur un atome. Vu qu´elle est plus grosse, la paire non-liante repousse les autres électrons.

L'utilisation de ce modèle permet également de justifier la géométrie de la molécule d'eau. Dans l´eau (H2O), l'atome O est lié à deux atomes H et porte deux paires d´électrons non-liants, formant quatre sites de répulsion au total. Les paires d´électrons se repoussent dans une géométrie tétraédrique. L´angle entre les atomes d´hydrogène est de 104.5° ce qui est attendu par le modèle. Les deux électrons non-liants rapprochent les paires liantes, donnant un angle plus petit que pour l´ammoniac.

Notion de site de répulsion.

Dans un modèle électrostatique de la molécule, chaque paire d'électrons, liante ou non-liante, forme une concentration de charges négatives.

Chacune de ces paires tend donc à repousser les autres paires d'électrons qui figurent dans la molécule : on parle de site de répulsion.

La détermination du nombre de sites de répulsion dans une molécule permet de prévoir sa géométrie.

Atomes pauvres en électrons.

Dans quelques molécules, il y a moins de quatre paires d´électrons de valence. Cela arrive pour les atomes déficients en électrons comme le bore et le béryllium, qui ne respectent pas la règle de l´octet (ils ne peuvent avoir l´un 6, ou l´autre 4 électrons de valence). Dans le trifluorure de bore (BF3), il n´y a que trois paires d´électrons qui se repoussent l´un l´autre pour former une structure plane. Chaque atome de fluor est séparé de 120°. Un autre type d´orbitales hybrides est formé dans ces molécules. L´orbitale 2s et deux orbitales 2p se combinent pour former trois orbitales hybrides sp2. La troisième orbitale p est vide.

Le béryllium, de son côté, forme seulement deux paires d´électrons de valence. Elles se repoussent jusqu´à 180°, pour former une molécule linéaire. Un exemple est le chlorure de béryllium qui a deux atomes de chlore liés à l´atome de béryllium. Une orbitale 2s et une orbitale 2p combinent pour former deux orbitales sp hybrides.

Découvrir le Web/Acheter en ligne

Le développement récent du commerce électronique depuis quelques années, avec de 35 à 40 pourcents de croissance, conduit à la banalisation de paiement électronique, ainsi qu'à la banalisation des fraudes.

Lorsqu'on achète sur l'Internet, il est préférable de respecter quelques précautions pour éviter les fraudes en tous genres.

Groupware

= Introduction =

Définition.

On peut définir le Groupware comme un ensemble d'outils logiciels permettant à des utilisateurs de gérer des travaux en commun à travers le réseau informatique.

Cette notion est assez vague, et de nombreux outils peuvent faire partie d'un groupware : un wiki est un exemple d'outil groupware.

Quelques exemples d'outils :

Évolution des concepts.

Délégation/Mandataire.

Chaque module doit permettre d'avoir des groupes ou des individus mandataires selon différents niveaux de droits.

Voici les différents niveaux de droits possibles:

= Fonctionnalités =

Authentification.

Le groupware doit être capable d'authentifier les membres y accédant.

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