Résonance (chimie) - Resonance (chemistry)

Structures contributives de l' ion carbonate

En chimie , la résonance , également appelée mésomérie , est un moyen de décrire la liaison de certaines molécules ou ions par la combinaison de plusieurs structures contributives (ou formes , également appelées structures de résonance ou structures canoniques ) en un hybride de résonance (ou structure hybride ) dans la théorie des liaisons de valence . Il a une valeur particulière pour décrire des électrons délocalisés au sein de certaines molécules ou des ions polyatomiques où la liaison ne peut pas être exprimée par une seule structure de Lewis .

Aperçu

Dans le cadre de la théorie des liaisons de valence , la résonance est une extension de l'idée que la liaison dans une espèce chimique peut être décrite par une structure de Lewis. Pour de nombreuses espèces chimiques, une seule structure de Lewis, constituée d'atomes obéissant à la règle de l' octet , portant éventuellement des charges formelles , et reliés par des liaisons d'ordre entier positif, est suffisante pour décrire la liaison chimique et rationaliser les propriétés moléculaires déterminées expérimentalement comme les longueurs de liaison , les angles , et moment dipolaire . Cependant, dans certains cas, plus d'une structure de Lewis pourrait être dessinée, et les propriétés expérimentales sont incompatibles avec une seule structure. Afin de faire face à ce type de situation, plusieurs structures contributives sont considérées ensemble comme une moyenne, et la molécule est dite représentée par un hybride de résonance dans lequel plusieurs structures de Lewis sont utilisées collectivement pour décrire sa véritable structure.

La géométrie expérimentale de l'anion nitrite, NO ₂ ^– , illustrée à droite, est mieux rationalisée en décrivant sa structure comme un hybride de résonance composé de deux formes contributrices majeures et d'égale importance.

Par exemple, dans NO ₂ ^– , anion nitrite , les deux longueurs de liaisons N–O sont égales, même si aucune structure de Lewis n'a deux liaisons N–O avec le même ordre de liaison formel . Cependant, sa structure mesurée est cohérente avec une description en tant qu'hybride de résonance des deux principales structures contributives indiquées ci-dessus : elle a deux liaisons N–O égales de 125 pm, de longueur intermédiaire entre une simple liaison N–O typique hydroxylamine , H ₂ N–OH) et double liaison N–O (115 pm dans l' ion nitronium , [O=N=O] ⁺ ). Selon les structures contributives, chaque liaison N–O est une moyenne d'une liaison simple et double formelle, conduisant à un véritable ordre de liaison de 1,5. Grâce à ce moyennage, la description de Lewis de la liaison dans NO ₂ ^- est conciliée avec le fait expérimental que l'anion possède des liaisons N–O équivalentes.

L'hybride de résonance représente la molécule réelle comme la "moyenne" des structures contributrices, avec des longueurs de liaison et des charges partielles prenant des valeurs intermédiaires par rapport à celles attendues pour les structures de Lewis individuelles des contributeurs, si elles existaient en tant qu'entités chimiques "réelles" . Les structures contributives ne diffèrent que par la répartition formelle des électrons aux atomes, et non par la densité réelle d'électrons ou de spins physiquement et chimiquement significative. Alors que les structures contributives peuvent différer dans les ordres de liaison formels et dans les affectations de charges formelles , toutes les structures contributives doivent avoir le même nombre d'électrons de valence et la même multiplicité de spin .

Parce que la délocalisation des électrons abaisse l'énergie potentielle d'un système, toute espèce représentée par un hybride de résonance est plus stable que n'importe laquelle des structures contributrices (hypothétiques). La différence d'énergie potentielle entre l'espèce réelle et l'énergie (calculée) de la structure contributive ayant l'énergie potentielle la plus faible est appelée énergie de résonance ou énergie de délocalisation. L'amplitude de l'énergie de résonance dépend des hypothèses faites sur les espèces "non stabilisées" hypothétiques et les méthodes de calcul utilisées et ne représente pas une quantité physique mesurable, bien que les comparaisons des énergies de résonance calculées sous des hypothèses et des conditions similaires peuvent être chimiquement significatives.

Les molécules avec un système étendu comme les polyènes linéaires et les composés polyaromatiques sont bien décrites par les hybrides de résonance ainsi que par les orbitales délocalisées dans la théorie des orbitales moléculaires .

Résonance vs isomérie

La résonance est à distinguer de l' isomérie . Les isomères sont des molécules ayant la même formule chimique mais sont des espèces chimiques distinctes avec des arrangements différents de noyaux atomiques dans l'espace. Les contributeurs à la résonance d'une molécule, en revanche, ne peuvent différer que par la manière dont les électrons sont formellement attribués aux atomes dans les représentations de la structure de Lewis de la molécule. Plus précisément, lorsqu'une structure moléculaire est dite représentée par un hybride de résonance, cela ne signifie pas que les électrons de la molécule « résonnent » ou se déplacent entre plusieurs ensembles de positions, chacun représenté par une structure de Lewis. Cela signifie plutôt que l'ensemble des structures contributrices représente une structure intermédiaire (une moyenne pondérée des contributeurs), avec une géométrie et une distribution d'électrons uniques et bien définies. Il est incorrect de considérer les hybrides de résonance comme des isomères à interconversion rapide, même si le terme "résonance" pourrait évoquer une telle image. (Comme décrit ci - dessous , le terme "résonance" a pour origine une analogie physique classique pour un phénomène de mécanique quantique, il ne doit donc pas être interprété trop littéralement.) Symboliquement, la flèche à double pointe est utilisée pour indiquer que A et B contribuent à des formes de une seule espèce chimique (par opposition à une flèche d'équilibre, par exemple ; voir ci - dessous pour plus de détails sur l'utilisation). ${\displaystyle {\ce {A<->B}}}$${\displaystyle {\ce {A <=> B}}}$

Une analogie non chimique est illustrative : on peut décrire les caractéristiques d'un animal réel, le narval , en termes de caractéristiques de deux créatures mythiques : la licorne , une créature avec une seule corne sur la tête, et le léviathan , un grand , créature semblable à une baleine. Le narval n'est pas une créature qui va et vient entre être une licorne et être un léviathan, et la licorne et le léviathan n'ont aucune existence physique en dehors de l'imagination humaine collective. Néanmoins, décrire le narval en termes de ces créatures imaginaires fournit une description assez bonne de ses caractéristiques physiques.

En raison de la confusion avec le sens physique du mot résonance , comme aucune entité ne « résonne » physiquement, il a été suggéré d'abandonner le terme résonance au profit de la délocalisation et de l'énergie de résonance abandonnée au profit de l' énergie de délocalisation . Une structure de résonance devient une structure contributive et l'hybride de résonance devient la structure hybride . Les flèches à double tête seraient remplacées par des virgules pour illustrer un ensemble de structures, car les flèches de tout type peuvent suggérer aux étudiants débutants qu'un changement chimique est en cours.

Représentation dans les diagrammes

${\displaystyle {\ce {[S=C=N^{\ominus }<->\ ^{\ominus }\!SC{\equiv }N]}}}$

Structures contributives de l' ion thiocyanate , entre crochets.

Structure hybride de l' ion nitrate

Structure hybride du benzène .

Dans les diagrammes, les structures contributives sont généralement séparées par des flèches à double tête (↔). La flèche ne doit pas être confondue avec la flèche d'équilibre pointant vers la droite et la gauche (⇌). Toutes les structures peuvent être entourées de grands crochets, pour indiquer qu'elles représentent une seule molécule ou un seul ion, et non différentes espèces dans un équilibre chimique .

Alternativement à l'utilisation de structures contributives dans les diagrammes, une structure hybride peut être utilisée. Dans une structure hybride, les liaisons pi impliquées dans la résonance sont généralement représentées sous forme de courbes ou de lignes en pointillés, indiquant qu'il s'agit de liaisons pi complètes partielles plutôt que normales. Dans le benzène et d'autres cycles aromatiques, les électrons pi délocalisés sont parfois représentés par un cercle plein.

Histoire

Le concept est apparu pour la première fois en 1899 dans "Partial Valence Hypothesis" de Johannes Thiele pour expliquer la stabilité inhabituelle du benzène qui ne serait pas attendue de la structure d' August Kekulé proposée en 1865 avec des liaisons simples et doubles alternées. Le benzène subit des réactions de substitution, plutôt que des réactions d'addition typiques des alcènes . Il a proposé que la liaison carbone-carbone dans le benzène soit intermédiaire d'une liaison simple et double.

La proposition de résonance a également aidé à expliquer le nombre d'isomères de dérivés du benzène. Par exemple, la structure de Kekulé prédirait quatre isomères du dibromobenzène, y compris deux isomères ortho avec les atomes de carbone bromés reliés par une simple ou une double liaison. En réalité il n'y a que trois isomères du dibromobenzène et un seul est ortho, en accord avec l'idée qu'il n'existe qu'un seul type de liaison carbone-carbone, intermédiaire entre une simple et une double liaison.

Le mécanisme de résonance a été introduit dans la mécanique quantique par Werner Heisenberg en 1926 dans une discussion sur les états quantiques de l'atome d'hélium. Il a comparé la structure de l'atome d'hélium avec le système classique des oscillateurs harmoniques couplés résonants . Dans le système classique, le couplage produit deux modes, dont l'un est plus faible en fréquence que l'une ou l'autre des vibrations non couplées ; mécaniquement quantique, cette fréquence inférieure est interprétée comme une énergie inférieure. Linus Pauling a utilisé ce mécanisme pour expliquer la valence partielle des molécules en 1928 et l'a développé davantage dans une série d'articles en 1931-1933. Le terme alternatif mésomérisme populaire dans les publications allemandes et françaises avec le même sens a été introduit par CK Ingold en 1938, mais n'a pas fait son chemin dans la littérature anglaise. Le concept actuel d' effet mésomère a pris un sens apparenté mais différent. La flèche à double pointe a été introduite par le chimiste allemand Fritz Arndt qui a préféré l'expression allemande zwischenstufe ou stade intermédiaire .

En Union soviétique, la théorie de la résonance - en particulier celle développée par Pauling - a été attaquée au début des années 1950 comme étant contraire aux principes marxistes du matérialisme dialectique , et en juin 1951, l'Académie soviétique des sciences sous la direction d' Alexandre Nesmeyanov a convoqué une conférence sur la structure chimique des composés organiques, suivie par 400 physiciens, chimistes et philosophes, où "l' essence pseudo-scientifique de la théorie de la résonance a été exposée et démasquée".

Contributeurs majeurs et mineurs

Une structure contributive peut ressembler à la molécule réelle plus qu'une autre (dans le sens de l'énergie et de la stabilité). Les structures avec une faible valeur d'énergie potentielle sont plus stables que celles avec des valeurs élevées et ressemblent davantage à la structure réelle. Les structures contributrices les plus stables sont appelées contributeurs majeurs . Les structures énergétiquement défavorables et donc moins favorables sont des contributeurs mineurs . Les règles étant classées par ordre grossier d'importance décroissante, les principaux contributeurs sont généralement des structures qui

1. obéir autant que possible à la règle de l' octet (8 électrons de valence autour de chaque atome plutôt que d'avoir des carences ou des surplus, ou 2 électrons pour les éléments de Période 1 ) ;
2. avoir un nombre maximum de liaisons covalentes ;
3. portent un minimum d'atomes formellement chargés , avec la séparation pour les charges différentes et similaires minimisées et maximisées, respectivement ;
4. placer une charge négative, le cas échéant, sur les atomes les plus électronégatifs et une charge positive, le cas échéant, sur les atomes les plus électropositifs ;
5. ne pas s'écarter substantiellement des longueurs et des angles de liaison idéalisés (par exemple, l'insignifiance relative des contributeurs de résonance de type Dewar pour le benzène);
6. maintenir localement les sous-structures aromatiques en évitant les anti-aromatiques ( voir Clar sextet et biphénylène ).

Un maximum de huit électrons de valence est strict pour les éléments de période 2 Be, B, C, N, O et F, tout comme un maximum de deux pour H et He et effectivement pour Li aussi. La question de l'expansion de la coquille de valence de la troisième période et des éléments du groupe principal plus lourd est controversée. Une structure de Lewis dans laquelle un atome central a un nombre d'électrons de valence supérieur à huit implique traditionnellement la participation d'orbitales d à la liaison. Cependant, l'opinion consensuelle est que même si elles peuvent apporter une contribution marginale, la participation des orbitales d est sans importance, et la liaison des molécules dites hypervalentes est, pour la plupart, mieux expliquée par des formes de contribution séparées par les charges qui représentent trois -liaison centrale à quatre électrons . Néanmoins, par tradition, les structures d'octets étendus sont encore couramment dessinées pour des groupes fonctionnels comme les sulfoxydes , les sulfones et les ylures de phosphore , par exemple. Considérées comme un formalisme qui ne reflète pas nécessairement la véritable structure électronique, de telles représentations sont préférées par l'IUPAC aux structures comportant des liaisons partielles, une séparation de charge ou des liaisons datives .

Les contributeurs équivalents contribuent également à la structure réelle, tandis que l'importance des contributeurs non équivalents est déterminée par la mesure dans laquelle ils se conforment aux propriétés énumérées ci-dessus. Un plus grand nombre de structures contributrices importantes et un espace plus volumineux disponible pour les électrons délocalisés conduisent à une stabilisation (baisse de l'énergie) de la molécule.

Exemples

Molécules aromatiques

Dans le benzène, les deux structures de cyclohexatriène Kekulé , proposées pour la première fois par Kekulé , sont considérées ensemble comme des structures contributrices pour représenter la structure totale. Dans la structure hybride à droite, l'hexagone en pointillés remplace trois doubles liaisons, et représente six électrons dans un ensemble de trois orbitales moléculaires de π symétrie, avec un plan nodal dans le plan de la molécule.

Dans le furane, une paire isolée de l'atome d'oxygène interagit avec les orbitales des atomes de carbone. Les flèches courbes représentent la permutation des électrons π délocalisés , ce qui entraîne différents contributeurs.

Molécules riches en électrons

La molécule d' ozone est représentée par deux structures contributrices. En réalité , les deux atomes d'oxygène terminaux sont équivalents et la structure hybride est tracé sur la droite avec une charge de - 1 / 2 sur les deux atomes d'oxygène et des doubles liaisons partielles avec une ligne pleine et en pointillés et afin liaison 1+Une / 2 .

Pour les molécules hypervalentes , la rationalisation décrite ci-dessus peut être appliquée pour générer des structures contribuant à expliquer la liaison dans de telles molécules. Les structures contributives d'une liaison 3c-4e dans le difluorure de xénon sont illustrées ci-dessous .

${\displaystyle {\ce {[{\mathsf {F-XeF^{-}<->F^{-}Xe-F}}]}}}$

Molécules déficientes en électrons

Le cation allyle a deux structures contributives avec une charge positive sur les atomes de carbone terminaux. Dans la structure hybride leur charge est + 1 / 2 . La pleine charge positive peut également être représentée comme délocalisée parmi trois atomes de carbone.

La molécule de diborane est décrite par des structures contributrices, chacune présentant une déficience en électrons sur différents atomes. Cela réduit le déficit en électrons sur chaque atome et stabilise la molécule. Vous trouverez ci-dessous les structures contributives d'une liaison 3c-2e individuelle dans le diborane.

Intermédiaires réactifs

Souvent, les intermédiaires réactifs tels que les carbocations et les radicaux libres ont une structure plus délocalisée que leurs réactifs parents, donnant lieu à des produits inattendus. L'exemple classique est le réarrangement allylique . Quand 1 mole de HCl s'ajoute à 1 mole de 1,3-butadiène, en plus du produit habituellement attendu 3-chloro-1-butène, on trouve également du 1-chloro-2-butène. Des expériences de marquage isotopique ont montré que ce qui se passe ici, c'est que la double liaison supplémentaire passe de la position 1,2 à la position 2,3 dans une partie du produit. Ceci et d'autres preuves (telles que la RMN dans les solutions superacides ) montrent que le carbocation intermédiaire doit avoir une structure hautement délocalisée, différente de sa molécule mère principalement classique (la délocalisation existe mais est petite). Ce cation (un cation allylique) peut être représenté en utilisant la résonance, comme indiqué ci-dessus.

Cette observation d'une plus grande délocalisation dans les molécules moins stables est assez générale. Les états excités des diènes conjugués sont davantage stabilisés par conjugaison que leurs états fondamentaux, les faisant devenir des colorants organiques.

Un exemple bien étudié de délocalisation qui n'implique pas d'électrons ( hyperconjugaison ) peut être observé dans le cation 2-norbornyle non classique . Un autre exemple est le méthane ( CH⁺
₅). Ceux-ci peuvent être considérés comme contenant des liaisons à deux électrons à trois centres et sont représentés soit par des structures contributives impliquant un réarrangement des électrons , soit par une notation spéciale, un Y qui a les trois noyaux en ses trois points.

Les électrons délocalisés sont importants pour plusieurs raisons ; l'un des principaux est qu'une réaction chimique attendue peut ne pas se produire car les électrons se délocalisent vers une configuration plus stable, ce qui entraîne une réaction qui se produit à un endroit différent. Un exemple est la réaction de Friedel-Crafts alkylation du benzène avec du 1-chloro-2-méthylpropane; le carbocation se réarrange en un groupe tert - butyle stabilisé par hyperconjugaison , une forme particulière de délocalisation. La délocalisation conduit à l'allongement de la longueur d'onde de l'électron donc diminue l'énergie.

Benzène

Longueurs de liaison

Structures contributives du benzène

En comparant les deux structures contributives du benzène, toutes les liaisons simples et doubles sont interchangées. Les longueurs de liaison peut être mesurée, par exemple par diffraction de rayons X . La longueur moyenne d'une liaison simple C–C est de 154 pm ; celle d'une double liaison C=C est de 133 pm. Dans le cyclohexatriène localisé, les liaisons carbone-carbone devraient alterner 154 et 133 pm. Au lieu de cela, toutes les liaisons carbone-carbone dans le benzène sont d'environ 139 pm, une longueur de liaison intermédiaire entre la liaison simple et double. Ce caractère mixte de liaison simple et double (ou triple liaison) est typique de toutes les molécules dans lesquelles les liaisons ont un ordre de liaison différent dans différentes structures contributrices. Les longueurs d'obligations peuvent être comparées à l'aide d'ordres d'obligations. Par exemple, dans le cyclohexane, l'ordre des liaisons est 1 alors que dans le benzène est 1 + (3 6) = 1+Une / 2 . Par conséquent, le benzène a plus de caractère de double liaison et a donc une longueur de liaison plus courte que le cyclohexane.

Énergie de résonance

L'énergie de résonance (ou de délocalisation) est la quantité d'énergie nécessaire pour convertir la véritable structure délocalisée en celle de la structure contributive la plus stable. L' énergie de résonance empirique peut être estimée en comparant le changement d'enthalpie d' hydrogénation de la substance réelle avec celui estimé pour la structure contributive.

L'hydrogénation complète du benzène en cyclohexane via le 1,3-cyclohexadiène et le cyclohexène est exothermique ; 1 mole de benzène délivre 208,4 kJ (49,8 kcal).

L'hydrogénation d'une mole de doubles liaisons délivre 119,7 kJ (28,6 kcal), comme on peut le déduire de la dernière étape, l'hydrogénation du cyclohexène. Dans le benzène, cependant, 23,4 kJ (5,6 kcal) sont nécessaires pour hydrogéner une mole de doubles liaisons. La différence, étant de 143,1 kJ (34,2 kcal), est l'énergie de résonance empirique du benzène. Parce que le 1,3-cyclohexadiène a également une faible énergie de délocalisation (7,6 kJ ou 1,8 kcal/mol), l'énergie de résonance nette, par rapport au cyclohexatriène localisé, est un peu plus élevée : 151 kJ ou 36 kcal/mol.

Cette énergie de résonance mesurée est également la différence entre l'énergie d'hydrogénation de trois doubles liaisons « non-résonance » et l'énergie d'hydrogénation mesurée :

(3 × 119,7) - 208,4 = 150,7 kJ/mol (36 kcal).

Description de la mécanique quantique dans la théorie des liaisons de valence (VB)

Diagramme de mélange VB du benzène. Les étiquettes A _1g et B _2u définissent les symétries des deux états, telles que définies par la table de caractères pour le groupe de symétrie D _6h .

La résonance a une signification plus profonde dans le formalisme mathématique de la théorie des liaisons de valence (VB). La mécanique quantique exige que la fonction d'onde d'une molécule obéisse à sa symétrie observée. Si une seule structure contributive n'y parvient pas, la résonance est invoquée.

Par exemple, dans le benzène, la théorie des liaisons de valence commence avec les deux structures de Kekulé qui ne possèdent pas individuellement la symétrie sextuple de la molécule réelle. La théorie construit la fonction d'onde réelle comme une superposition linéaire des fonctions d'onde représentant les deux structures. Comme les deux structures de Kekulé ont la même énergie, elles contribuent à parts égales à la structure globale - la superposition est une moyenne pondérée de manière égale, ou une combinaison linéaire 1:1 des deux dans le cas du benzène. La combinaison symétrique donne l'état fondamental, tandis que la combinaison antisymétrique donne le premier état excité , comme illustré.

En général, la superposition est écrite avec des coefficients indéterminés, qui sont ensuite optimisés de manière variationnelle pour trouver l'énergie la plus faible possible pour l'ensemble donné de fonctions d'onde de base. Lorsque plus de structures contributives sont incluses, la fonction d'onde moléculaire devient plus précise et des états plus excités peuvent être dérivés de différentes combinaisons des structures contributives.

Comparaison avec la théorie des orbitales moléculaires (MO)

orbitales moléculaires du benzène

Dans la théorie des orbitales moléculaires , la principale alternative à la théorie des liaisons de valence , les orbitales moléculaires (MO) sont approchées comme des sommes de toutes les orbitales atomiques (AO) sur tous les atomes; il y a autant de MO que d'AO. Chaque AO _i a une pondération coefficient c _i qui indique la contribution de l'AO à un MO particulier. Par exemple, dans le benzène, le modèle MO nous donne 6 π MOs qui sont des combinaisons des 2p _z AOs sur chacun des 6 atomes de C. Ainsi, chaque MO est délocalisé sur toute la molécule de benzène et tout électron occupant un MO sera délocalisé sur toute la molécule. Cette interprétation MO a inspiré l'image de l'anneau benzénique comme un hexagone avec un cercle à l'intérieur. Lors de la description du benzène, le concept VB de liaisons σ localisées et le concept MO d'orbitales π délocalisées sont fréquemment combinés dans les cours de chimie élémentaire.

Les structures contributives dans le modèle VB sont particulièrement utiles pour prédire l'effet des substituants sur les systèmes tels que le benzène. Ils conduisent aux modèles de structures contributives d'un groupe électroattracteur et d'un groupe électro-relâcheur sur le benzène. L'utilité de la théorie MO est qu'une indication quantitative de la charge du système π sur un atome peut être obtenu à partir des carrés de la pondération coefficient c _i sur l' atome C _i . Charge q _i  ≈  c²
_je. La raison pour laquelle le coefficient est au carré est que si un électron est décrit par un AO, alors le carré de l'AO donne la densité électronique . Les AO sont ajustés ( normalisés ) de sorte que AO ²  = 1 et q _i  ≈ ( c _i AO _i ) ² ≈  c²
_je. Dans le benzène, q _i  = 1 sur chaque atome de C. Avec un groupe électroattracteur q _i  < 1 sur les atomes ortho et para C et q _i  > 1 pour un groupe électro-libérateur .

Coefficients

La pondération des structures contributrices en fonction de leur contribution à la structure globale peut être calculée de multiples manières, en utilisant des méthodes "Ab initio" dérivées de la théorie de Valence Bond, ou encore des approches Natural Bond Orbitals (NBO) de Weinhold NBO5 , ou enfin à partir de calculs empiriques basés sur la méthode de Hückel. Un logiciel basé sur la méthode Hückel pour l'enseignement de la résonance est disponible sur le site Web de HuLiS .

Délocalisation de charges

Dans le cas des ions, il est courant de parler de charge délocalisée (délocalisation de charge). Un exemple de charge délocalisée en ions peut être trouvé dans le groupe carboxylate , dans lequel la charge négative est centrée également sur les deux atomes d'oxygène. La délocalisation de charge dans les anions est un facteur important déterminant leur réactivité (généralement : plus le degré de délocalisation est élevé, plus la réactivité est faible) et, en particulier, la force acide de leurs acides conjugués. En règle générale, plus la charge d'un anion est délocalisée, plus son acide conjugué est fort . Par exemple, la charge négative dans l' anion perchlorate ( ClO⁻
₄) est uniformément réparti entre les atomes d'oxygène orientés symétriquement (et une partie est également conservée par l'atome de chlore central). Cette excellente délocalisation de charge combinée au nombre élevé d'atomes d'oxygène (quatre) et à la forte électronégativité de l'atome de chlore central fait de l'acide perchlorique l' un des acides connus les plus forts avec _une valeur de p K de -10. L'étendue de la délocalisation de charge dans un anion peut être exprimée quantitativement via le paramètre de paramètre WAPS (sigma positif moyen pondéré) et un paramètre WANS analogue (sigma négatif moyen pondéré) est utilisé pour les cations.

Valeurs WAPs et RE sont donnés dans e / Å ⁴ . Des valeurs plus élevées indiquent une charge plus localisée dans l'ion correspondant.

Voir également

• Système conjugué
• Délocalisation
• Théorie des orbitales moléculaires de Hückel
• Hyperconjugaison
• Tautomérie
• Traversée évitée

Liens externes

• Goudard, N.; Carissan, Y. ; Hagebaum-Reignier, D. ; Humbel, S. (2008). "HULIS: Java Applet - Simple Hückel théorie et mésomérie - programme logiciel logiciel" (en français) . Récupéré le 29 octobre 2010 .

Les références