Chapitre 3 Les composés chimiques et les liaisons 1. Classification des composés On peut classer les composés selon leurs propriétés :

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Marie-Christine Leroux
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1 Chapitre 3 Les composés chimiques et les liaisons 1. Classification des composés On peut classer les composés selon leurs propriétés : Point de fusion Dureté Point d ébullition Conductivité Solubilité

2 Composé Ionique (métal +nonmétal) Solide Point de fusion élevé La plupart sont solubles dans l eau Conducteur d électricité en solution Très dur Covalent (2 non-métaux) Liquide, solide, gaz Point de fusion peu élevé Ne conduit pas l électricité Faible solubilité dans l eau Cassant, friable

3 2.La liaison chimique La liaison chimique est formée lorsqu un atome se lie avec un autre atome. Plusieurs types de liaisons chimiques: Ionique: transfert d électrons du métal vers le non-métal. Covalente: partage d électrons entre 2 atomes. Non-polaire: partage égal d électrons Polaire: partage inégal d électrons

4 On détermine le type de liaison en se servant de la différence d électronégativité entre les atomes. (Capacité d attirer les électrons d une liaison chimique)

5 Si ΔÉN (différence d électronégativité) 0 ΔÉN 0,5 liaison covalente non-polaire 0,5 ΔÉN 1,7 liaison covalente polaire ΔÉN 1,7 liaison ionique

6 On peut également trouver le pourcentage de caractère ionique et covalent en se servant du tableau ci-dessous.

7 3. Règle de l octet Cette règle stipule que les atomes se combinent ensemble de sorte à acquérir la configuration électronique du gaz rare le plus près d eux. Deux atomes ou ions avec cette même structure sont dits isoélectroniques. Ex: Le sodium, perd un électron et devient un ion Na +1. Il a donc la structure du gaz le plus près de lui le Néon, Ne. Na +1 et Ne sont donc dits isoélectroniques.

8 4. Formation de la liaison ionique a) Transfert d un électron + + -

9 b) Transfert de plusieurs électrons c) Plus de deux ions

11 5. Formation de la liaison covalente Liaison simple (CH 4 ) Liaison simple Électrons partagés

12 Liaison double (C 2 H 4 ) Est-ce que la loi de l octet est respectée?

13 Liaison triple (C 2 H 2 ) Est-ce que la loi de l octet est respectée?

14 6. Les types de forces moléculaires Forces intermoléculaires Forces qui lient les molécules les unes aux autres. Forces intramoléculaires Forces qui lient les atomes les uns aux autres dans une molécule. intramoléculaire intermoléculaire

15 Liaison métallique Dans une liaison métallique, les électrons de valence sont capables de se déplacer librement formant ainsi une mer d électrons.

16 Exercices de révision p.84 #1 à 5

17 7. Disposition des électrons Règles: 1. Autour de l atome central d une molécule, les paires d électrons liants (formant une liaison) et les paires non-liants s arrangent afin de minimiser la répulsion entre euxmêmes. Donc, les paires liants et les paires non-liants prennent position aussi loin que possible les uns des autres.

18 Doublet non liant Doublet liant

19 2. Les doubles et les triples liaisons sont traitées comme les liaisons simples.

20 8. Formes des molécules A tétraédriques 4 paires d électrons liants et 0 paire d électrons non-liants. À l avant du plan À l arrière du plan

21 B pyramidales 3 paires d électrons liants et 1 paire d électrons non-liants.

22 C coudées ou angulaires 2 paires d électrons liants et 2 paires d électrons non-liants.

23 D linéaires Les molécules ayant une paire d électrons liants prennent cette forme.

24 9. Polarité des molécules Bien que les liaisons soient polaires ou nonpolaires (calculées à partir de la ÉN), la molécule peut être polaire ou non-polaire également. On regarde donc les dipôles (liaison entre deux atomes)dans la molécule et on recherche s il y a ou non symétrie. Si les dipôles s annulent, la molécule est non-polaire S il y a symétrie dans la molécule, elle sera nonpolaire.

25 Résumé de la polarité des molécules Linéaire simple, double ou triple Non-polaire si les atomes sont semblables Polaires si les atomes sont différents Coudée ou angulaire Toujours polaires Pyramidale toujours polaires Tétraédrique Polaire s il n y a pas de symétrie dans la molécule Non-polaire s il y a symétrie dans la molécule

26 10. Nomenclature des composés LES SELS chimiques 1. Composés ioniques binaires (binaire = 2) a) Monovalents ( élément métallique possède une seule charge ) Formés de 1 cation et de 1 anion Méthodes pour former les composés ioniques: À l aide du «chassé-croisé» Mg +2 F -1 On se sert d indices pour indiquer le nombre d atomes de chaque élément.

27 Indice: Nombre placé après et légèrement sous un symbole chimique qui indique dans quelle proportion se combine chacun des éléments d un composé. Dans cette méthode, la charge des ions devient l indice (on ne doit pas écrire les signes ni les indices 1. MgF 2 Lorsqu on nomme le composé, on suit les étapes suivantes: nommer le nom du non-métal en premier Ajouter le suffixe «ure» ajouter «de» Nommer l élément métallique. Ex: MgF 2 = fluorure de magnésium BaCl 2 = chlorure de baryum

28 élément Symbole Nom de l ion Carbone C Carbure Silicium Si Siliciure Azote N Nitrure Phosphore P Phosphure Arsenic As Arséniure Oxygène O Oxyde Soufre S Sulfure Sélénium Se Séléniure Tellure Te Tellure Fluor F Fluorure Chlore Cl Chlorure brome Br Bromure iode I Iodure hydrogène H hydrure

29 b) polyvalents Formés de 1 cation et de 1 anion Dans ce cas le cation, peut porter des charges différentes selon les situations. Ex: Le fer Fe +2 ou Fe +3

31 Pour ces composés il existe deux systèmes de nomenclature à apprendre! Classique: Si le cation porte la plus petite charge qu il peut adopter, on ajoute «eux» à la fin du nom de l élément. Ex: FeCl 2 chlorure ferreux car le fer porte la charge +2. Si le cation porte la plus grande charge qu il peut adopter, on ajoute «ique» à la fin du nom de l élément. Ex: FeCl 3 chlorure ferrique car le fer porte la charge +3.

32 - Système stock: On met entre parenthèse le chiffre romain représentant la charge portée par l ion polyvalent après le nom du composé. Ex: FeBr 2 se nomme: bromure de fer (II) Ex: PbCl 2 se nomme: chlorure de plomb (II) Un peu de pratique: Étain (IV) avec Br Cr(III) avec Azote Vanadium (V) avec Se Fer (II) avec Arsenic.

2. Les composés ioniques ternaires ou polyatomiques ( poly = plusieurs atomes) Pour ces composés les anions sont des composés formés de plusieurs éléments portant une charge.

33 2. Les composés ioniques ternaires ou polyatomiques ( poly = plusieurs atomes) Pour ces composés les anions sont des composés formés de plusieurs éléments portant une charge. Vous avez un tableau vous indiquant le nom et la charge de chacun. Lorsqu on les nomme, on prend les noms du tableau qui vous est fourni. Pour écrire la formule chimique, on doit indiquer par une parenthèse le nombre d ions polyatomiques requis afin que la charge ionique totale soit zéro. (N.B. si on a besoin d un seul ion polyatomique on omet les parenthèses) Ex: Mg(NO 3 ) 2 se nomme: nitrate de magnésium Ex: NaHCO 3 se nomme: hydrogénocarbonate de sodium

35 3. Les composés moléculaires Ces composés sont généralement formés de non-métaux seulement. Ces composés forment des liaisons covalentes. Il y a donc partage des électrons entre les atomes. Puisqu on ne peut se fier aux charges des ions pour savoir combien d atomes forment les composés on doit le spécifier à l aide des préfixes suivants:

36 Les composés moléculaires

37 Pour écrire la formule des composés moléculaires on doit faire attention à l ordre des symboles: Généralement on place en premier l élément le plus à gauche dans la même période du tableau périodique ou le plus bas L hydrogène et l oxygène font parfois exception à cette règle Certains éléments ne sont jamais seul. Ils se promènent toujours en groupe. H 2, O 2, F 2 Cl 2, Br 2, I 2, N 2, P 4 et S 8. Lorsqu on les retrouve sous la forme d élément ils sont toujours en paquet de 2 ou 4 ou 8. Pensez au Clown H O F Br I N Cl

38 LES ACIDES a) Binaires Hydrogène + un non-métal du groupe 7 et le soufre. On peut les avoir sous deux formes: Liquide ou aqueux On les nomme en écrivant: Acide Le nom de l élément non-métallique Et on ajoute le suffixe «hydrique»

39 Ex: HI(l) HCl (aq) HBr (l) HF (aq) acide iodhydrique acide chlorhydrique acide bromhydrique acide fluorhydrique Il y a une exception : Un ion polyatomique se comporte comme les acides binaires. HCN (l) acide cyanhydrique

40 gazeux On les nomme comme les sels en commençant par la fin. Nom de l élément non-métallique On ajoute le suffixe «ure» On ajoute d hydrogène Ex: HCl (g) chlorure d hydrogène HBr (g) Bromure d hydrogène HCN (g) cyanure d hydrogène

41 b) ternaires Hydrogène + un ion polyatomique sur la feuille d ions distribuée. S ils sont sous forme liquide On les nomme en écrivant tout d abord le nom: Acide Ensuite, on cherche le nom de l ion polyatomique dans le tableau d ions et on utilise la règle suivante: Les ions en «ate» forment des acides en «ique». Les ions en «ite» forment des acides en «eux».

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