Chapitre 3 : Liaisons chimiques. GCI Chimie Hiver 2009

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1 Chapitre 3 : Liaisons chimiques GCI Chimie Hiver 2009

2 Contenu 1. Liaisons ioniques 2. Liaisons covalentes 3. Liaisons métalliques 4. Liaisons moléculaires 5. Structure de Lewis 6. Électronégativité et polarité

3 Objectifs du chapitre Connaître les bases des différentes liaisons chimiques existantes Liaisons ioniques Liaisons covalentes Liaisons métalliques Utiliser la règle de l octet pour expliquer ces liaisons Comprendre l électronégativité et la polarité des molécules

4 Lectures recommandées Chang et Papillon (2009) Chapitre 7 La liaison chimique I : les concepts de base pp

5 Les liaisons chimiques Pourquoi les atomes s agencent-ils entre eux??? Pourquoi y a-t-il formation de molécules à partir d atomes? Les atomes réagissent entre eux pour arriver à une configuration électronique plus stable, celle des gaz nobles. 4 2 He Ne

6 Représentation de Lewis Le développement du tableau périodique Périodicité de la représentation électronique

7 Configuration orbitale et électrons de valence Lors de la formation des liaisons chimiques, seules les couches électroniques périphériques, non complètes, entrent en contact. Les électrons de cette couche sont appelés électrons de valence

8 Configuration orbitale et électrons de valence Na s 2s 2 p 3s 1 Électron de valence

9 Configuration orbitale et électrons de valence Combien y a-t-il d électrons de valence sur l atome de carbone? Sur celui de soufre?

10 Configuration orbitale et électrons de valence 12 6 C 2 2 1s 2s 2 p S 2 2 1s 2s 2 p 3s 3p 6 2 4

11 Configuration orbitale et électrons de valence Le nombre d électrons de valence correspond, exception faite de l hélium, au numéro de son groupe. Les métaux de transition, les lanthanides et les actinides ne peuvent pas être représentés par la notation de Lewis. Chang et Papillon (2002)

12 Notation de Lewis La notation de Lewis est donné par le symbole d un élément représentatif entouré par ses électrons de valence : Cl H C Na

13 Règle de l octet : formation des liaisons chimiques La règle de l octet stipule que tout atome, exception faite de l hydrogène, a tendance à former des liaisons jusqu à l obtention de huit électrons de valence. Dans une structure de Lewis, les électrons ne participant pas à la liaison covalente, dits non liants ou doublets libres, sont représentés par des points alors que ceux qui participent au partage d électrons, les doublets liants, sont représentés par un tiret ou une paire commune de points.

14 Règle de l octet De quel façon les atomes, autres que les gaz inertes, altèrent-ils leur configuration électronique pour acquérir cette stabilité? 1. Un métal peut perdre de 1 à 3 électrons pour former un cation et ainsi acquérir la configuration du gaz inerte précédent; 2. Un atome non-métallique peut gagner de 1 à 3 atomes pour acquérir la configuration du prochain gaz rare; 3. Un atome (habituellement 2 éléments non-métalliques) peut partager des électrons pour acquérir la configuration du prochain gaz rare.

15 Liaisons ioniques

16 Liaisons ioniques Formation de cations Les métaux possèdent une faible énergie d ionisation Perte des électrons de valence + Na Na + 1e 1 [ Ne ]3s [Ne]

17 Formation d ions Mg Mg e 2 [ Ne ]3s [Ne] [ Ne ]3s 2 3p 1 [Ne] Al Al 3 + 3e +

18 Formation d ions Formation d anions e + : Cl : Cl : 2 3 [ Ne]3s p 5 2 [ Ne ]3s 3p = [ Ar] 6

19 Formation de composés ioniques

20 Formation d anions 2e + : O : O 2 2 [ He]2s p 4 : 2 2 [ He ]2s 2 p = [ Ne] 6

21 Formation de composés ioniques Li + O : 2( Li ) + : O : 2 Li Li 2 O

22 Formation de composés ioniques Al Al O : 3+ 2 O : 2( Al ) + 3(: O : O Al 2 O 3 : )

23 État physique des composés ioniques Chaque cation (Na+) est entouré de 6 anions (Cl-) et forment un réseau 3-dimensionnelle organisé; À l état naturel les composés ioniques se retrouvent sous forme solide; Formation de liens électrostatiques et nondirectionnels. Malone et Dolter (2010)

24 Liaisons métalliques

25 Liaisons métalliques Dans une liaison métallique, il y a abandon et délocalisation générale des électrons de valence. En d autres termes, il y a formation de cations noyés dans un nuage d électrons. Acquisition de la configuration des gaz rares Ce type de liaison se rencontre dans les métaux.

26 Liaisons métalliques La liaison formée est forte et non-directionnelle. Les électrons mobiles expliquent les conductibilités thermique et électrique élevées des métaux. ex. Na, Fe, Cu, Ag

27 Liaisons covalentes

28 Liaisons covalentes Une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle chacun des atomes liés met en commun un électron d'une de ses couches externes afin de former un doublet d'électrons liant les deux atomes. C'est une des forces qui produit l'attraction mutuelle entre atomes. Les électrons apportés, permettent de saturer la dernière couche d'électrons et donc, stabilisent l'atome; La liaison formée est forte et directionnelle.

29 Liaisons covalentes Malone et Dolter (2010)

30 Les liaisons covalentes Ce type de liaison se produit en général entre deux éléments dont la couche extérieure est au moins à moitié pleine soient des non-métaux. : F + F : : F : F : ou : F F : Chaque électron du doublet partagé est attiré par les 2 noyaux

31 Les liaisons covalentes polyatomiques Électrons non liants ou doublets libres H H O : H : O : H

32 Respect de la règle de l octet : F : F : H : : O H 8e - 8e - 2e - 8e - 2e -

33 Types de liaisons covalentes Deux atomes liés ensemble par un doublet d électrons sont associés par une liaison covalente simple Dans de nombreux composés, 2 atomes partagent 2 ou 3 doublets d électrons. Dans ces cas, nous parlons de liaisons multiples: 2 doublets = liaison double 3 doublets = liaison triple

34 Liaisons multiples Liaison double Liaison triple O :: C :: O : N N : 8e - 8e - 8e - 8e - 8e - O C O N N

35 Les liaisons triples (suite) H : C C : 2e - 2e - H H 8e - 8e - C C H

36 Liaisons multiples Longueur des liaisons Chang et Papillon (2002)

37 Les ions polyatomiques Tout comme les molécules, les atomes constituant des ions polyatomiques sont liés entre eux par des liaisons covalentes. La charge de ces ions permet au regroupement d atomes d acquérir la configuration des gaz nobles.

38 Les ions polyatomiques Carbonate (CO 3 2- ) Électrons de valence associés au C : 4 Électrons associés à l O : 3X6 = 18 Électrons additionnels provenant de la charge : 2 Nombre total d électrons : 24 2e + C + 3*: O : : O : e - : O :: C O e -

39 Écriture des molécules Structure de Lewis 1. Y a-t-il présence de composés ioniques? Les composés binaires métal-non-métal sont généralement ioniques; Les atomes des groupes IA et IIA (sauf le Be) forment des composés ioniques; Les molécules constituées uniquement d éléments non-métalliques contiennent uniquement des liens covalents 2. Placer l atome central; habituellement l élément le moins électronégatif ou celui qui n apparaît qu une seule fois. 3. Disposer les autres éléments de façon symétrique autour de l atome central. 4. Déterminer le nombre total d électrons de valence en ajoutant ou soustrayant des électrons dans le cas des ions. 5. Tracer une liaison covalente simple entre l atome central et les atomes environnants. 6. Compléter avec des doublets doubles ou triples selon le cas de sorte à respecter la règle de l octet

40 Structure de Lewis - Schématisation - Malone et Dolter (2010)

41 Structure de résonnance Lorsqu une même molécule peut être décrite par différentes structures de Lewis en modifiant la position des électrons liants et non liants, il y a résonnance. Les structures de résonnance sont utilisées pour palier les limites des structures de Lewis et ne représentent pas individuellement la structure de la molécule qui serait plutôt une moyenne de l ensemble.

42 Structure de résonnance Le nitrate a 3 structures de résonnance Chaque structure est identique À l exception de la position du lien double et des doublets libres. Expérimentalement, tous les liens N-O sont identiques Représentation moyenne de la molécule

43 Charge formelle Les charges formelles sont un moyen de déterminer la structure de Lewis qui représente le mieux une molécule en permettant de repérer les électrons de valence dans la molécule. Charge formelle d un atome dans une structure de Lewis = Nombre total d électrons de valence dans l atome isolé - Nombre d électrons non liants -1/2 Nombre total d électrons liants Suivant si la molécule est neutre, un cation ou un anion, la sommes des charges formelles doit être nulle, positive ou négative.

44 Types de liaisons En réalité, bon nombre de liaisons présente des propriétés mitoyennes (liaisons mixtes) Lien covalent Lien mixte Lien ionique H H Na H Cl Cl

45 Électronégativité et polarité

46 Électronégativité Dans une molécule constituée d atomes identiques, il y a un partage égal des électrons. Toutefois, lorsqu une molécule est constituée d atomes différents (ex : HCl) les électrons ne sont pas partagés également

47 Électronégativité Malone et Dolter (2010)

48 Électronégativité L électronégativité est la tendance qu a un atome à attirer vers lui les électrons impliqués dans une liaison chimique Valeur relative (sans unité); Plus l électronégativité est grande, plus cet atome a tendance à attirer vers lui les électrons; Les éléments plus électronégatifs : Forte affinité électronique (captent facilement les e - ) Forte énergie d ionisation (perdent difficilement leurs e - ) Diminution du caractère métallique.

49 Électronégativité Propriété périodique Chang et Papillon (2002)

50 Polarisation des molécules Une liaison covalente dans laquelle il y a une séparation partielle des charges due à un partage inégal des électrons est connue comme une liaison covalente polaire. Ces liaisons polaires forment des pôles (un positif et un négatif) à l intérieur de la molécule. Plus la différence d électronégativité est grande, plus la molécule est polaire; Attraction potentiel entre ces charges contenues sur 2 molécules différentes.

51 Dipôles permanents Malone et Dolter (2010)

52 Polarisation des molécules Polarité induite (dipôle induit) Séparation des charge dans un atome ou une molécule est provoquée par la force qu exerce un ion ou une molécule polaire situé à proximité. Chang et Papillon (2002)

53 Tan et al., 2001 Liaisons intermoléculaires

54 Forces de van der Waals La liaison de van der Waals implique une liaison entre deux molécules polarisées. δ + δ - δ + ex. les polymères et le graphite δ -

55 Illustration Adsorption

56 Illustration Adsorption

57 Cas particulier des forces de van der Waals : les ponts hydrogènes Le pont hydrogène est un cas particulier d interaction dipôle-dipôle impliquant l atome d hydrogène, participant déjà à une liaison covalente polaire, et un atome O, N ou F.

58 Illustration ADN

59 Les liaisons intermoléculaires - Résumé - Les liaisons moléculaires sont de deux types: les forces de van der Waals et la liaison ou pont hydrogène. Plus ces forces sont élevées, plus le point de fusion et d ébullition sont élevés. Ce type de liaison se rencontre entre molécules. Les liaisons faibles formée sont crées par les interactions électrostatiques entre les dipôles électriques. Il y a création d un dipôle électrique dans une molécule lorsque le centre des charges positives n est pas confondu avec celui des charges négatives Dipôles permanents et dipôles induits

60 En résumé Chapitre 3

61 En résumé Différents types de liens Ionique Métallique Covalent Acquérir la configuration électronique des gaz nobles Électrons de valence

62 Règle de l octet Structure moléculaire Liaisons intermolécules Électronégativité Liaisons mixtes Dipôles Forces de Van der Waals Liaisons hydrogène En résumé Connaissances de bases relatives à la combinaison des atomes et des molécules

63 Exercices suggérés Chang et Papillon (2009) Chapitre 7 : 7-5, 7-19, 7-33, 7-41, 7-43, 7-49, 7-97

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