Chimie: Polarité et liaisons chimiques

Le nombre de protons dans le noyau d'un atome. Il correspond également au nombre d'électrons dans un atome non chargé.

La masse moyenne de tous les isotopes d'un atome donné.

La masse d'un isotope d'un atome.

Les électrons du dernier niveau occupé d'un atome. Ils sont impliqués dans la formation des liaisons chimiques.

Le nombre total d'électrons d'un élément moins le nombre total d'électrons du gaz rare qui le précède.

Le partage d'électrons entre deux atomes.

La différence d'électronégativité (ΔEN) entre les atomes d'une liaison crée un dipôle électrique.

Le groupe d'éléments verticaux dans le tableau périodique. Le rayon atomique augmente de haut en bas car il y a plus de niveaux d'électrons.

La tendance d'un atome à attirer les électrons vers lui dans une liaison chimique.

La différence d'électronégativité entre deux atomes liés. Plus la différence est grande, plus la liaison est polaire.

Une liaison formée par le partage d'électrons entre deux atomes. Les électrons sont partagés de manière égale dans une liaison covalente non-polaire.

Une liaison covalente où les électrons sont partagés de manière inégale entre les deux atomes. Un atome attire plus fortement les électrons que l'autre.

Une molécule avec un dipôle électrique net, due à la présence de liaisons polaires et à la géométrie moléculaire.

Une molécule sans dipôle électrique net. Les dipôles des liaisons polaires s'annulent.

L'arrangement spatial des atomes dans une molécule.

La règle de l'octet stipule que les atomes tendent à gagner, perdre ou partager des électrons pour obtenir une configuration électronique stable avec huit électrons dans leur couche de valence.

Les électrons qui ne participent pas à la formation de liaisons sont appelés électrons non-liants. Ils sont représentés par des points autour de l'atome dans les structures de Lewis.

La charge formelle est la charge hypothétique qu'un atome porterait dans une molécule si les électrons de liaison étaient partagés également entre les atomes. La charge formelle peut être calculée en utilisant la formule : Charge formelle = Nombre d'électrons de valence - (Nombre d'électrons non-liants + 1/2 Nombre d'électrons de liaison)

Le concept d'hybridation explique comment les orbitales atomiques s'hybrident pour former de nouvelles orbitales hybrides qui participent à la formation de liaisons. L'hybridation stérique donne la géométrie des liaisons dans la molécule.

Les liaisons simples impliquent le partage d'une paire d'électrons entre deux atomes. Les liaisons multiples impliquent le partage de deux ou trois paires d'électrons entre deux atomes. Les liaisons simples sont plus longues et plus faibles que les liaisons multiples. Le type d'hybridisation influence la géométrie de la molécule.

Le nombre stérique est la somme du nombre d'atomes liés et du nombre de paires d'électrons non-liants autour d'un atome central. Le nombre stérique détermine l'hybridisation atomique et donc la géométrie moléculaire.

La géométrie tétraédrique est caractérisée par quatre liaisons de longueur égale, avec des angles de liaison de 109,5 °. Par exemple, le méthane (CH4) a une géométrie tétraédrique.

La sp est une hybridation qui implique un atome central avec deux atomes liés et aucune paire d'électrons non-liantes. Cette hybridisation conduit à une géométrie linéaire, comme dans la molécule de CO2.

Les diastéréoisomères sont des molécules qui ont la même séquence d'atomes mais ne sont ni superposables ni images l'une de l'autre dans un miroir. Ils doivent avoir au moins deux centres chiraux.

La configuration relative de deux substituants sur un cycle ou une double liaison. La rotation est impossible autour de ces liaisons.

Isomères géométriques où les deux substituants sont du même côté du plan.

Isomères géométriques où les deux substituants sont de côtés opposés du plan.

Les acides gras cis ont des doubles liaisons avec les substituants du même côté, tandis que les acides gras trans ont des doubles liaisons avec les substituants de côtés opposés.

La valeur du pH à laquelle une molécule existe à moitié sous forme protonée (AH) et à moitié sous forme déprotonée (A-).

La forme protonée d'un acide faible, contenant un atome d'hydrogène supplémentaire.

La forme déprotonée d'un acide faible, ayant perdu un atome d'hydrogène.

Le rapport des concentrations de la forme déprotonée (A-) à la forme protonée (AH) d'un acide faible à un pH donné.

Un composé chimique contenant un groupe amine (NH2), un groupe avec un atome d'azote lié à deux atomes d'hydrogène et à un autre atome ou groupe d'atomes.

Un composé cyclique contenant au moins un atome d'azote dans l'anneau.

Interaction stabilisante entre deux dipôles permanents ou un dipôle permanent et un ion.

La capacité d'une molécule à interagir avec l'eau.

Interactions attractives, non covalentes entre cycles aromatiques.

La capacité d'une molécule à interagir avec les lipides.

Interaction stabilisante entre un dipôle permanent (ou ion) et un dipôle induit.

Générée par la déformation soudaine d’un nuage électronique formant une liaison dans une molécule. Il y a création d’un dipôle instantané dus au mouvement aléatoire des électrons. Dans une molécule voisine, il y a alors formation d’un dipôle induit. Les deux dipôles interagissent et se stabilisent.

Interaction stabilisante entre un dipôle instantané et un dipôle induit ; importante dans les interactions apolaires et hydrophobes.

Plus grande la masse molaire de la molécule plus grande la polarisabilité et plus grandes les forces van der Waals.

Les forces de dispersion de London sont importantes pour les interactions apolaires et hydrophobes.

Les forces de dispersion de London sont présentes dans les molécules polaires et non-polaires.