MOLECULES, IONS ET LIAISONS S 4 F. I) Règle de l octet :

Dimension: px

Commencer à balayer dès la page:

Download "MOLECULES, IONS ET LIAISONS S 4 F. I) Règle de l octet :"

Marin Beaupré
il y a 7 ans
Total affichages :

1 Chapitre 4 : MOLECULES, IONS ET LIAISONS S 4 F

2 Chapitre 4 : I) Règle de l octet : MOLECULES, IONS ET LIAISONS S 4 F Lors des réactions chimiques, les atomes perdent ou gagnent des électrons afin d acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche dans le tableau de la classification des éléments. Remarque : Pour les atomes de la deuxième et troisième périodes du tableau périodique, la couche externe est complétée à 8 électrons, d où le nom de règle de l octet.

3 1) Définition : La molécule est la plus petite quantité d'un corps qui possède encore les propriétés chimiques de ce corps. Une molécule est un assemblage électriquement neutre d atomes.

4 2) Liaison covalente : La liaison covalente résulte de la mise en commun d'électrons par deux atomes. Exemple : La molécule de dihydrogène résulte de la mise en commun de leurs électrons par les deux atomes : H H H --- H Cette paire d électrons localisée entre les deux atomes assure un lien très fort entre les deux noyaux et constitue un doublet électronique liant. Exemple : La liaison entre un atome de chlore et un atome d hydrogène résulte de la mise en commun de leurs électrons célibataires : Cl H Cl --- H Un doublet électronique partagé entre deux atomes voisins est appelé doublet liant (en noir). Un doublet électronique localisé sur un atome et qui lui appartient en propre est appelé doublet non-liant (en rouge).

5 3) Valence d un atome : Il existe des molécules de méthane CH 4, d'eau H 2 O ou d'ammoniac NH 3. Exemple : On considère le cas de l atome de carbone C dans son aptitude à se lier à des atomes d'hydrogène : H H C H H Dans les molécules, chaque atome partage ses électrons de valence avec ses voisins afin d acquérir la structure électronique du gaz rare qui les suit dans la classification périodique. La valence d un atome est le nombre de doublets liants qu il forme avec ses voisins dans une molécule ; c est généralement (mais pas toujours), le nombre d électrons qui lui manque dans sa couche externe. Exemple : En général, le carbone C est tétravalent, l'azote N est trivalent, l'oxygène est divalent et le fluor F est monovalent.

6 4) Différents types de liaisons covalente : a) Liaison covalente simple : Lorsque la liaison covalente qui lie deux atomes n est formée que d un seul doublet, on dit qu il s agit d une liaison covalente simple. Exemple : Les molécules de méthane CH 4, d ammoniac NH 3 ou d eau H 2 O ne contiennent que des liaisons covalentes simples : Un doublet qui appartient en propre à un atome est appelé doublet nonliant (en rouge).

7 4) Différents types de liaisons covalente : b) Liaison covalente multiple : Lorsque la liaison covalente qui lie deux atomes est formée de plusieurs doublets, il s agit d une liaison covalente multiple (double ou triple). Exemple : Les molécules de dioxygène O 2, de dioxyde de carbone CO 2 ou de diazote N 2 contiennent des liaisons covalentes doubles ou triples :

8 5) Introduction à l étude de la géométrie des molécules : a) Définitions : La longueur d une liaison est la distance qui sépare les centres des deux atomes liés. Elle est de l ordre de 100 pm (1 picomètre = m). Pour minimiser l'énergie d'une molécule, les atomes se répartissent dans l espace de façon à ce que les liaisons soient le plus éloignées possible. La gonalité (notée S) d'un atome (central) dans une molécule est le nombre (noté L) de liaisons (simples ou multiples) qu'il réalise avec ses voisins, plus le nombre (noté N) de doublets non-liants : S = L + N.

9 5) Introduction à l étude de la géométrie des molécules : b) Les trois types de géométrie : - Si S = 4, on dit que l'atome central est tétragonal. Exemple : Dans la molécule de méthane CH 4, autour de l atome de carbone, les 4 liaisons ont des directions qui forment, deux à deux, des angles de 109,5. Autres exemples : méthane eau ammoniac

10 5) Introduction à l étude de la géométrie des molécules : b) Les trois types de géométrie : - Si S = 3, on dit que l'atome central est trigonal. Exemple : Dans la molécule d éthène (éthylène) C 2 H 4, autour d un atome de carbone, les 3 liaisons ont des directions qui forment, deux à deux, des angles de 120. Autres exemples : méthanal ou formol éthène ou éthylène acide éthanoïque

11 5) Introduction à l étude de la géométrie des molécules : b) Les trois types de géométrie : - Si S = 2, on dit que l'atome central est digonal. Exemple : Dans la molécule d éthyne (acétylène) C 2 H 2, autour d un atome de carbone, les 2 liaisons ont des directions qui forment un angle de 180. Autres exemples : éthyne ou acétylène dioxyde de carbone acide cyanhydrique

12 6) Cas du benzène : Le benzène (C 6 H 6 ) est formé d une molécule très stable, plane, dans laquelle les 6 atomes de carbone sont trigonaux. En fait, il existe deux conformations mésomères ; la molécule passe sans cesse d une conformation à l autre : On schématise les deux conformations par la représentation conventionnelle de Kekulé : Modèle éclaté du benzène

7) Etude des ions polyatomiques : Avant d imaginer la constitution d un ion, il faut d abord ioniser les atomes afin d obtenir l ionicité de l ion final.

13 7) Etude des ions polyatomiques : Avant d imaginer la constitution d un ion, il faut d abord ioniser les atomes afin d obtenir l ionicité de l ion final. Plusieurs cas sont possibles, mais ils mènent tous au même résultat! Lors de la formation d un ion polyatomique, la règle de l octet doit être satisfaite. Exemple : Ion ammonium NH 4+, ion hydroxyde OH -, ion hydronium H 3 O +, ion sulfate SO 4 2-, ion phosphate PO ion ammonium ion hydronium ion sulfate

14 III) La liaison ionique : 1) Introduction : Pour satisfaire à la règle de l'octet, des atomes peuvent perdre ou gagner totalement un ou plusieurs électrons. Exemple : Structure électronique de l'atome de sodium : 11 Na : (K) 2 (L) 8 (M) 1 L'atome cède l'électron de la couche (M), il devient l'ion Na + : (K) 2 (L) 8 Structure électronique de l'atome de chlore : 17 Cl : (K) 2 (L) 8 (M) 7 Il accepte un électron dans la couche (M), il devient l'ion Cl - : (K) 2 (L) 8 (M) 8.

15 III) La liaison ionique : 1) Introduction : Les composés ioniques ne sont pas constitués d'unités moléculaires distinctes, mais d'un empilement plus ou moins régulier (cristal) de cations et d'anions (ionique). Exemple : Un échantillon solide de chlorure de sodium (NaCl) est constitué d'un très grand nombre d'ions chlorure (Cl - ) et d'un très grand nombre d'ions sodium (Na + ) formant un réseau tridimensionnel. L'ensemble est électriquement neutre, et dans cet ensemble le nombre de cations (Na + ) est égal au nombre d'anions (Cl - ) : d'où la formule conventionnelle empirique NaCl. Exemple : Un échantillon solide d'oxyde d'aluminium ou alumine (Al 2 O 3 ) est constitué d'un très grand nombre d'ions oxygène (O 2- ) et d'un très grand nombre d'ions aluminium (Al 3+ ) formant un réseau cristallin électriquement neutre. Dans un cristal d'alumine, il y a 2 ions aluminium (Al 3+ ) pour 3 ions oxygène (O 2- ) : d'où la formule conventionnelle empirique Al 2 O 3.

16 III) La liaison ionique : 2) Définition : Dans un solide cristallin ionique, il existe des forces électriques attractives entre ions de signes différents et des forces électriques répulsives entre ions de même signe. Globalement, les forces attractives l'emportent sur les forces répulsives : l'ensemble de ces forces constitue la liaison ionique. Exemple : Dans le cas du chlorure de sodium (NaCl), un ion chlorure (Cl - ) et un ion sodium (Na + ) qui s'attirent, se trouvent sur l'arrête d'un carré, alors que deux ions chlorure ou deux ions sodium qui se repoussent, se trouvent sur une diagonale du carré.

17 III) La liaison ionique : 3) Réseau et maille : Un réseau est un ensemble de points (ou nœuds) à l intersection de lignes régulièrement espacées dans l'espace à trois dimensions. Il existe une périodicité spatiale à l'origine de la régularité du cristal. La maille d'un cristal est la plus petite partie du cristal qui, lorsqu on la translate dans trois directions particulières de l espace, reconstitue le cristal dans son ensemble. Tous les réseaux cristallins peuvent être décrits à partir de 7 mailles élémentaires qui définissent 7 systèmes cristallins.

18 IV) La liaison métallique : 1) Liaison : On peut considérer les atomes métalliques dans un cristal comme un assemblage d'ions positifs (cations) baignant dans une "mer" d'électrons de valence délocalisés (électrons libres) qui constitue la liaison métallique.

19 IV) La liaison métallique : 2) Propriétés : - La grande force de cohésion qui résulte de la délocalisation des électrons libres est responsable de la "ténacité" (résistance à la rupture) du métal. - La mobilité des électrons libres rend les métaux bons conducteurs de la chaleur. - La mobilité des électrons libres rend les métaux bons conducteurs de l'électricité. - Ce sont les électrons libres qui produisent, à la surface du cristal, "l'éclat métallique" qu'on trouve dans les métaux (argenture, dorure, étamage ). - La température de fusion (solide liquide) d un métal augmente avec le nombre d'électrons de valence. Exemple : Le sodium qui n'a qu'un électron de valence fond vers 98 C, alors que l'aluminium qui en a 3, fond vers 660 C.

Documents pareils

BTS BAT 1 Notions élémentaires de chimie 1

BTS BAT 1 Notions élémentaires de chimie 1 I. L ATOME NOTIONS EÉLEÉMENTAIRES DE CIMIE Les atomes sont des «petits grains de matière» qui constituent la matière. L atome est un système complexe que l on