Chimie Généale : La Matière - 202-SN1-RE PDF

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La matière Réactions Structure chimiques atomique Propriétés Chimie physiques de la matière générale : Propriétés périodiques La matière 202-SN1-RE Forces de Les liaisons cohésion chimiques Structure Nomenclature moléculaire 1 Module 2 Structure moléculaire Chapitre 3 : Les liaisons chimiques Chapitre 4 : La nomenclature Chapitre 5 : La structure des molécules 2  Chapitre 3 – Les liaisons chimiques A. Types de substances pures et liaisons chimiques Liaisons covalentes, ioniques et métalliques Diapo 4 Enthalpie de réseau et énergie de la liaison covalente Électronégativité et polarité des liaisons B. Structures de Lewis Structures de Lewis des composés moléculaires et ioniques Diapo 29 Charges formelles C. Résonance Diapo 48 Formes limites et hybride de résonance D. Molécules organiques Formules développées (structures de Lewis) et semi‐développées Diapo 52 Groupements fonctionnels 3 Module 2 Structure moléculaire Cormier‐Voisard – Chapitre 3 : Les liaisons chimiques A. Types de substances pures et liaisons chimiques Lectures du Chapitre 3 : Sections 3.1, 3.7, 3.8 (p. 93‐99, 132‐140) Exercices inclus dans le Chapitre 3 : 3.1, 3.2, 3.3, 3.4, 3.15, 3.16, 3.17, 3.18, 3.19 Exercices à la fin du Chapitre 3 : 2, 3, 6 (a à f), 7, 8, 46, 50, 54 Exercices du Module 2 sur Léa : Exercices de la section A (# 1, 2) Andrée Gravel, Francis Loiseau, Isabelle Paquin 4 Automne 2024  La formation d’une liaison chimique Liaison chimique : Interaction qui maintient ensemble deux ou plusieurs atomes. Pourquoi les atomes ont‐ils tendance à s'unir entre eux? Pour se retrouver dans un état énergétique le plus bas possible et par conséquent plus stable. Atomes seuls On nomme l’énergie correspondant à cette Énergie stabilisation l’enthalpie de formation de la (H) liaison (H). C’est un phénomène exothermique (H < 0). Le système libère de l’énergie lors de la formation de la liaison. Composé 5 À la recherche de la stabilité gravité + temps = Pour être plus stable, un atome interagit avec d’autres et tend vers la configuration électronique du gaz noble la plus proche. Les composés sont généralement plus stables que les atomes seuls. Formation de liaisons Formation d’ions (sous forme de réseau ionique) 6  Type de liaisons fortes entre les atomes Liaisons ioniques (700‐1100 kJ/mol) E  À l’intérieur d’un composé ionique.  Généralement entre un métal et un non‐métal.  Exemples : NaCl, KF Liaisons covalentes (150‐600 kJ/mol)  À l’intérieur d’une molécule, d’un élément polyatomique, d’un ion polyatomique ou d’un solide covalent.  Entre des non‐métaux.  Exemples : H2O, N2, NH4+, diamant Liaisons métalliques (200 kJ/mol)  À l’intérieur d’un composé métallique.  Entre des métaux (de même type ou de type différent).  Exemples : Fe, Cu 7 Exemples de liaisons entre les atomes Une molécule d’eau Un composé ionique : NH4Cl Forme un réseau en continu 2 liaisons covalentes O‐H Un composé moléculaire : glace 4 liaisons covalentes N‐H 1 liaison ionique entre un cation NH4+ et un anion Cl ‐ Liaisons hydrogène (Chapitre 6) 8  Types de formules chimiques NaCl Éthane Composé ionique Composé moléculaire Formule empirique : Nombre relatif d’atomes de chaque élément exprimé NaCl CH3 avec le plus simple rapport. Formule chimique ou moléculaire : NaCl Nombre réel de chaque atome dans C2H6 une entité moléculaire. Formule empirique par défaut Formule développée ou 3D : Montre les liaisons covalentes entre les atomes; N.A. peut indiquer la géométrie. Formule semi‐développée : Regroupe les atomes autour de chaque atome N.A. CH3CH3 central. 9 La liaison ionique La liaison ionique est… une interaction électrostatique entre deux ions de charges opposées soit entre un cation (ion positif) et un anion (ion négatif). Les ions résultent d’un transfert d’électrons d’un atome à un autre. Il se forme alors un réseau cristallin ionique. La formule du composé ionique est représentée par une formule empirique (NaCl, CaO...). 10  L’énergie de réseau des composés ioniques Énergie de réseau : Énergie associée à la formation d’un réseau cristallin de cations et d’anions disposés en alternance à partir des ions gazeux. L’énergie de réseau nous informe sur la force du réseau cristallin. Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) + Eréseau Eréseau = ‐ 787 kJ/mol L’énergie de réseau est toujours négative. Plus cette énergie est grande négativement, plus le composé ionique est stable. 11 Calcul de l’énergie de réseau avec le cycle de Born Haber Énergie de réseau (valeur toujours négative) proportionnelle à la force du réseau cristallin Calculée à l’aide du cycle de Born Haber (ne peut être mesurée expérimentalement). 12  Force du réseau cristallin La force du réseau peut être calculée par la loi de Coulomb. Elle est plus grande si : les charges opposées sont plus grandes; la distance entre les charges est plus petite. charge 1 Force de l’attraction charge 2 entre cation et anion Distance entre les atomes Comparaisons : 𝐾 Na+ Cl‐ Na+ F‐ Ca2+ O2‐ 276 pm, ‐790 kJ 231 pm, ‐930 kJ 239 pm, ‐3401 kJ NaF, mêmes charges, distance plus petite que NaCl, donc E plus grande. CaO, distances comparables, charges plus grandes que NaF, donc E plus grande. 13 Ions monoatomiques et polyatomiques Un ion est toujours chargé, alors qu’un composé ionique est globalement neutre. Un composé ionique est souvent constitué d’un métal (cation monoatomique) et d’un non‐métal (anion monoatomique). Ex. le cation Ca2+ et l’anion F‐ forment le composé ionique CaF2. Les ions peuvent également être polyatomiques (ex. : NH4+, NO2‐). Ex. : Le composé NH4NO2 est un composé ionique, car il est constitué de deux ions, et ce, même s’il ne contient pas de métaux. Il faut donc savoir reconnaître les ions polyatomiques pour bien identifier les composés ioniques. Liste de ces ions dans l’annexe 3, p. 392 (Cormier) Nomenclature des ions polyatomiques et des composés ioniques dans le chap. 4. 14  La liaison covalente La liaison covalente est… une interaction forte qui résulte du partage d’une ou de plusieurs paires d’électrons entre deux atomes. Exemple : H2 H + H H : H ou H H Une liaison covalente est représentée par un trait entre deux atomes. La liaison covalente se retrouve dans des entités moléculaires (chap.3) ou dans des solides covalents (chap. 7). Exemple d’entités moléculaires : Élément diatomique F2 Molécule d’eau H2O Ion polyatomique SO42‐ 15 La formation d’une liaison covalente Distance entre les noyaux SIMULATION PHET (interaction) Longueur de liaisons Énergie de liaison Distance optimale entre deux noyaux : E libérée lorsque la liaison se forme : Eformation < 0 forces de répulsion minimisées; E absorbée pour briser la liaison : Ebris > 0 forces d’attraction maximisées. Si la liaison se forme, c’est que la molécule résultante est plus stable! 16  Exemple avec la molécule F2 a) Tracer la courbe d’énergie potentielle de F2 sachant que la longueur de liaison est de 0,144 nm et que l’énergie nécessaire pour la briser est de 158,8 kJ/mol. b) Montrer le recouvrement des orbitales impliquées à l’aide de la notation de Lewis, d’un schéma (chap. 5) et de cases quantiques (chap. 5). Variation d’énergie potentielle de deux Recouvrement des orbitales p des deux atomes de fluor en fonction de la atomes de fluor pour former F2. distance qui les sépare. E (kJ/mol) 0,144 Distance entre les noyaux (nm) ‐158,8 17 La longueur de la liaison covalente Longueur de liaison covalente : Distance entre les deux noyaux des atomes liés. Les atomes plus petits ont des liaisons plus courtes. Plus la multiplicité des liaisons est grande, plus la liaison est courte. Rayon covalent liaison simple > liaison double > liaison triple C‐C C=C CC 154 pm 133 pm 120 pm Longueur de liaison 18  L’énergie de la liaison covalente Énergie de liaison covalente : Énergie requise pour rompre une mole de la liaison en phase gazeuse. Les liaisons plus courtes ont une enthalpie de dissociation plus grande, elles sont donc plus fortes. Plus la multiplicité des liaisons est grande, plus la liaison est forte. liaison simple < liaison double < liaison triple C‐C C=C CC 347 kJ/mol 611 kJ/mol 837 kJ/mol 19 Électronégativité L’électronégativité d’un élément est la tendance plus ou moins grande d’un atome à attirer vers lui les électrons dans une liaison chimique. C’est une propriété physique qui concerne seulement les atomes liés à d’autres atomes. Linus Pauling a ardemment travaillé à la compréhension des liaisons chimiques. Il a attribué des valeurs allant de 0 à 4 aux atomes, selon leur tendance relative à attirer les électrons vers eux dans une liaison. L’atome le plus électronégatif, le fluor, a une Prix Nobel de chimie EN de 4,0. en 1954 Prix Nobel de la paix en 1962 20  Électronégativité  Voir le tableau périodique pour les valeurs d’électronégativité. 21 Les liaisons covalentes polaires et non polaires Liaison covalente non polaire Liaison covalente polaire Partage égal des électrons Partage inégal des électrons L’électronégativité du F est plus grande que celle de H. Le fluor attire davantage les électrons de la liaison que l’hydrogène. Une charge partielle négative ( ‐) se retrouve sur le F et une charge partielle positive (+) sur l’H. Deux représentations possibles : δ+ δ‐ C’est la différence d’électronégativité entre les deux atomes qui forment la liaison qui détermine le type de liaison. 22  Le continuum de polarité Plus le moment dipolaire est élevé, plus la liaison covalente possède un caractère ionique élevé. ∆𝝌 𝝌𝒂𝒕𝒐𝒎𝒆 𝟏 𝝌𝒂𝒕𝒐𝒎𝒆 𝟐 23 où ∆𝜒 est la différence d’électronégativité Guide pour déterminer les types de liaisons Informations pour Type de liaison identification Exemple Représentation Cl2 (covalente pure) Généralement Cl : 3,16;  = 0 liaison covalente NM + NM CH4 non polaire < 0,45 C : 2,55 et H : 2,20  = 0,35 Généralement HCl liaison covalente NM + NM H : 2,20 et Cl : 3,16 polaire ≥0,45  2,0  = 0,96 Généralement Réseau ionique composé de : NaCl M + NM (ou ions liaison ionique Na : 0,93 et Cl : 3,16 polyatomiques) = 2,23 ≥ 1,6 liaison Réseau métallique Métaux seulement Zn(s) métallique (voir diapo suivante) où NM: non‐métal et M: métal 24  La liaison métallique Modèle de la mer d’électrons Lorsque les atomes métalliques se lient entre eux à l’état solide, les électrons de valences sont délocalisés pour former une mer d’électrons dans laquelle les cations sont maintenus ensemble. L’attraction entre les charges opposées est responsable de la liaison métallique et de la cohésion du métal. La conductivité électrique s’explique par la délocalisation des électrons de valence. 25 Les types de liaisons EXERCICE : Analyser le composé et déterminer la nature de la liaison. Composé Informations pour identification Nature des liaisons Métal et non‐métal KBr K 0,82 Br 2,96 Ionique = 2,14 Non‐métal seulement N2 Covalente non polaire (pure) = 0 Alliage cuivre‐ Métaux seulement métallique zinc Non‐métaux seulement HI H 2,20 I 2,66 Covalente polaire = 0,46 Non‐métaux seulement PH3 (P est P 2,19 H 2,20 Covalentes non polaires (× 3) l’atome central) = 0,01 Non‐métaux, mais cation Ionique entre NH4+ et Cl‐ NH4Br polyatomique (NH4+) Covalente polaire (N‐H × 4) 26  Force des liaisons Étude de cas et impact sur Les PFAS (substances per‐ l’environnement et polyfluoroalkylées) Les liaisons C–F sont des liaisons covalentes très fortes et difficiles à briser, rendant les molécules qui en comporte très stables. Les PFAS, utilisés depuis les années 1950, sont retrouvés dans de nombreuses applications (ex. antiadhésifs, textiles, cosmétiques). Les PFAS sont aujourd’hui bannis dans plusieurs produits de consommation dus à leur trop grande stabilité et possible toxicité (Cormier p. 136). 27 Force des liaisons Étude de cas et impact sur Les CFC l’environnement (chlorofluorocarbures) Les chlorofluorocarbures (CFC) sont responsables de la dégradation de la couche d’ozone 07.09.2024 1,1‐dichloro‐1‐fluoroethane (« fréon » : liquide réfrigérant) Protocole de Montréal (1987): Accord international sur l’environnement visant à réduire et, éventuellement, éliminer les substances qui appauvrissent la couche d’ozone. 28 Module 2 Structure moléculaire Cormier‐Voisard – Chapitre 3 : Les liaisons chimiques B. Structures de Lewis Lectures du Chapitre 3 : Sections 3.3 (sauf section 3.3.2)*, 3.2, 3.5 *Utiliser seulement la 1re méthode pour les structures de Lewis (p. 105‐109, 100‐105, 124‐126) Exercices inclus dans le Chapitre 3 : 3.5, 3.6, 3.7, 3.10, 3.12 Exercices à la fin du Chapitre 3 : 13 (a‐e), 14, 17, 19 (a‐i), 20, 22, 28 (a, c, f, g, j, k, l), 29 Exercices du Module 2 sur Léa : Exercices de la section B (# 3 à 10) Andrée Gravel, Francis Loiseau, Isabelle Paquin 29 Automne 2024 Liaisons covalentes et modèle de Lewis On doit au chimiste américain G.N. Lewis, une méthode originale permettant de représenter une molécule ou un ion. Les doublets d’électrons partagés entre deux atomes sont des doublets liants et sont représentés par un trait. Les autres doublets d’électrons sont des doublets libres. Doublet libre Doublet liant Plusieurs doublets peuvent être partagés par les mêmes deux atomes, donnant lieu à des liaisons multiples (double ou triple) Deux doublets liants Doublet libre 30 (une liaison double)  Règles pour l’écriture des structures de Lewis 1. Calculer le nombre total d’électrons de valence à répartir dans la molécule ou l’ion. 2. Déterminer l’arrangement des atomes (le squelette); choisir l’atome central. 3. Placer des doublets liants et répartir les électrons (sous forme de doublets libres) qui ne participent pas à des liaisons sur les atomes terminaux afin qu’ils respectent l’octet. Mettre les doublets libres restant sur l’atome central. 4. Vérifier les octets des atomes centraux. Déplacer, si nécessaire, des électrons des atomes terminaux vers l’atome central pour que celui‐ci respecte la règle de l’octet (formation de liaisons doubles ou triples). 5. Calculer les charges formelles et utiliser au besoin les liaisons multiples ou l’octet étendu pour rendre ces charges le plus nulles possible (près de 0) 31 Élaboration des structures de Lewis Étape 1 : Compter les électrons de valence On trouve le nombre d’électrons de valence de chaque atome à l’aide de sa configuration électronique. On additionne le nombre d’électrons de chacun des atomes. Dans le cas d’un ion, on ajoute où on enlève le nombre d’électrons requis. CH2Cl2 NO2‐ HNO3 C : 1 × 4 e‐ = 4 e‐ N : 1 × 5 e‐ = 5 e‐ H : 1 × 1 e‐ = 1 e‐ H : 2 × 1 e‐ = 2 e‐ O : 2 × 6 e‐ = 12 e‐ N : 1 × 5 e‐ = 5 e‐ Cl : 2 × 7 e‐ = 14 e‐ Charge nég. : 1 e‐ O : 3 × 6 e‐ = 18 e‐ Total: 20 e‐ Total: 18 e‐ Total: 24 e‐ 10 doublets 9 doublets 12 doublets 32  Élaboration des structures de Lewis Étape 2 : Déterminer l’arrangement des atomes Dans les molécules ou ions binaires simples, l’atome central est généralement celui qui est le moins électronégatif. Les H et F sont terminaux. L’atome C est habituellement central avec quatre liaisons. Dans les oxacides (ou oxanions), l’atome central est entouré d’O et les H sont reliés aux O. CH2Cl2 NO2‐ HNO3 Total : 20 e‐ Total : 18 e‐ Total : 24 e‐ 33 Élaboration des structures de Lewis Étape 3 : Placer les doublets d’électrons Répartir les électrons qui ne participent pas à des liaisons comme doublets d’électrons libres sur les atomes terminaux afin qu’ils respectent la règle de l’octet; Mettre les doublets libres restants sur l’atome central. Ne pas mettre de doublets libres sur H. CH2Cl2 NO2‐ HNO3 Total : 20 e‐ Total : 18 e‐ Total : 24 e‐ 10 doublets 9 doublets 12 doublets 6 e‐ 4 × 2 e‐ 6 e‐ 34  Élaboration des structures de Lewis Étape 4 : Vérifier les octets et former des liaisons multiples au besoin Déplacer, si nécessaire, des électrons des atomes terminaux vers l’atome central pour que celui‐ci respecte la règle de l’octet. CH2Cl2 NO2‐ HNO3 Total : 20 e‐ Total : 18 e‐ Total : 24 e‐ Électrons partagés C : entouré de 8 e‐. Octet complet 35 Élaboration des structures de Lewis Étape 5 : Déterminer et minimiser les charges formelles Au besoin, on peut ajouter des liaisons multiples pour aider à minimiser les charges formelles. Possibilité d’étendre l’octet (diapos suivantes) pour certains atomes. NO2‐ HNO3 3 doublets libres 1 doublet partagé 3 doublets libres 1 doublet partagé 2 doublets libres 2 doublets partagés 2 doublets libres 2 doublets partagés 36  La charge formelle Charge formelle (C.F.) : Différence entre le nombre d’e– de valence contenus dans un atome isolé et le nb d’e– associés à ce même atome dans une structure de Lewis. Sert à choisir la meilleure structure de Lewis si plusieurs structures sont plausibles et qu’elles respectent tous l’octet. Elle détermine la distribution des électrons dans une molécule. Calcul de la charge formelle pour chaque atome d’une molécule ou d’un ion : C.F. = (e– valence) – (e– libres) – ½ (e– liaisons) La somme des charges formelles pour une molécule neutre est 0. La somme des charges formelles pour un ion est égale à la charge de l’ion. 37 Élaboration des structures de Lewis Étape 5 : Déterminer et minimiser les charges formelles Au besoin, on peut ajouter des liaisons multiples pour aider à minimiser les charges formelles. Possibilité d’étendre l’octet (diapos suivantes) pour certains atomes. NO2‐ HNO3 C.f. = é valence – é libres ‐ nb liaisons C.f. = é valence – é libres ‐ nb liaisons C.f. N = 5 e‐ valence – 2 e‐ libres – 3 e‐ liaisons = 0 C.f. N = 5 e‐ valence – 0 e‐ libres – 4 e‐ liaisons = +1 C.f. O = 6 e‐ valence – 4 e‐ libres – 2 e‐ liaisons = 0 C.f. O = 6 e‐ valence – 4 e‐ libres – 2 e‐ liaisons = 0 C.f. O = 6 e‐ valence – 6 e‐ libres – 1 e‐ liaisons = ‐1 C.f. O = 6 e‐ valence – 6 e‐ libres – 1 e‐ liaisons = ‐1 C.f. H = 1 e‐ valence – 0 e‐ libres – 1 e‐ liaisons = 0 somme des c.f. = ‐1 somme des c.f. = 0 38 EXERCICE : Dessiner la structure de Lewis des composés suivants. Indiquer les charges formelles. CO2 H2CO3 4e‐ (C) + 2 × 6é‐ (O) 4 e‐ (C) + 3 × 6 é‐ (O) +1e‐ (H) + 1 é‐ (ch. nég.) = 16 é‐ (8 d.) = 24 é‐ (12 d.) NH4+ NH4Br 5e‐ (N) + 4 × 1 é‐ (H) – 1 é‐ (ch. pos.) 5e‐ (N) + 4 × 1 é‐ (H) + 7 é‐ (Br) = 8 é‐ (4 d.) =16 é‐ (8 d.) 39 Considérations pour les structures Lewis La structure de Lewis permet seulement de prévoir le nombre de liaisons dans une molécule. Elle ne donne aucune information quant à – la structure géométrique de la molécule (angles de liaisons); – sa polarité (molécule polaire ou non polaire); – la nature des liaisons formées (liaisons  ou ). Autres considérations : 1. Non‐respect de la règle de l’octet: NOMBRE IMPAIR D’ÉLECTRONS OCTET INCOMPLET OCTET ÉTENDU 2. Présence de résonance dans la molécule. 40 Non-respect de la règle de l’octet Nombre impair d’électrons Ces molécules sont souvent très réactives et portent le nom de radicaux libres. Selon la structure de Lewis de ces molécules, certains atomes possèdent 7 électrons périphériques plutôt que 8 électrons. Exemple : NO (11 é‐ de valence) Seulement 7 e‐ autour de l’azote. On complète l’octet pour l’atome le plus électronégatif en premier. 41 Non-respect de la règle de l’octet Octets incomplets Les atomes des 3 premières familles du TP n’atteignent pas l’octet. Les charges formelles devant être le plus limitées possible, on ne donne pas plus d’électrons à ces atomes que ceux permis par leur numéro de groupe (électrons de valence). Exemple : BH3 (6 e– de valence) Seulement 6 e– autour B : 1s22s22p1 du bore H : 1s1 aucune c.f. octet incomplet 42  Non-respect de la règle de l’octet Octets étendus Certains atomes faisant partie de la 3e, 4e, 5e, 6e ou 7e période peuvent utiliser leurs orbitales d vides pour faire plus de 4 liaisons. Ils étendent ainsi leur octet avec plus de 8 e– sur leur dernier niveau. Impossible pour les atomes de la 1re et 2e période : les orbitales 1d et 2d n’existent pas! Exemple : PCl5 (40 e– de valence) [Ne] ↑ ↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s 3p 3d [Ne] ↑ ↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s 3p 3d 10 périphériques pour e– l’atome de phosphore Orbitale 3d du même niveau principal (ET VIDE) Octet respecté pour les 5 e– célibataire, donc 5 liaisons possibles 43 atomes périphériques Résumé – Exceptions à l’octet Certains éléments peuvent se retrouver avec un nombre impair d’e–. Les éléments des 1er, 2e et 3e groupes forment des octets incomplets. Les éléments du bloc p à partir de la troisième période peuvent respecter l’octet ou encore avoir un octet étendu. Peuvent avoir moins que l’octet Peuvent avoir plus que l’octet (couche de valence étendue) 44  Choix de la meilleure structure de Lewis Meilleure structure de Lewis L’octet à tous les atomes, en minimisant les charges formelles. Lorsqu’il y a possibilité d’exceptions aux octets, on doit minimiser les charges formelles. Si les charges formelles sont inévitables Privilégier les plus faibles charges formelles possibles. Mettre les charges formelles négatives aux atomes les plus électronégatifs. Impossible de mettre des c.f. de signes identiques sur deux atomes voisins. La répulsion entre les charges créerait une trop grande instabilité. Choix du meilleur squelette Exemple : formaldéhyde CH2O 2 c. f. dont une c. f. positive sur l’oxygène 0 c. f. qui est plus électronégatif que C! 45 Choix de la meilleure structure de Lewis Exemple : BF3 (24 é‐, 12 doublets) aucune c. f. c. f. positive sur F octet incomplet octet complet Seule structure possible Structure impossible Exemple: H2SO4 (32 é‐, 16 doublets) Meilleure structure 46  EXERCICE : Dessiner la structure de Lewis des composés suivants. Indiquer les charges formelles. HBrO4 AlCl3 7é ‐(Br) + 4×6é ‐(O) +1é ‐(H) = 32é ‐ = 16 d. 3é‐ (Al) + 3 × 7é‐ (Cl) = 24 é‐ = 12 d. NO2 BrO‐ 5é‐ (N) + 2 × 6é‐ (O) = 17 é‐ = 8 ½ d. 7 é‐ (Br) + 6 é‐ (O) + 1 é ‐ = 14 é‐ = 7 d. SF6 IF4+ 6 é‐ (S) + 6 × 7é‐ (F) = 48 é‐ = 24 d. 7é‐ (I) + 4 × 7é‐ (F) ‐1 é‐ (ch. pos.) = 34 é‐ = 17 d. 47 Module 2 Structure moléculaire Cormier‐Voisard – Chapitre 3 : Les liaisons chimiques C. Résonance Lectures du Chapitre 3 : Section 3.4 (p. 120 à 122 jusqu’à l’exercice 3.11 inclusivement) Exercices inclus dans le Chapitre 3 : aucun Exercices à la fin du Chapitre 3 : 23 Exercices du Module 2 sur Léa : Exercices de la section C (# 11 à 14) Andrée Gravel, Francis Loiseau, Isabelle Paquin 48 Automne 2024 Concept de résonance Structure de résonance ou forme limite : L’une des structures de Lewis pouvant représenter une molécule (ou ion). Ces structures de Lewis ont le même squelette, mais la position de certains doublets (liants ou libres) diffère. Ex. Ozone O3 (18 électrons de valence) Deux structures de résonance possibles avec le même squelette Liaison simple O‐O : 148 pm Liaison double O=O : 121 pm Liaison dans l’ozone : 128 pm 49 Hybride de résonance Aucune des structures limites représente adéquatement la vraie molécule. La vraie structure correspond en fait à une superposition de toutes les formes limites de résonance et porte le nom d’hybride de résonance. La délocalisation d’électrons au sein d’un composé résulte en une très grande stabilisation de celui‐ci. Ex. Ozone O3 Hybride de résonance : structure réelle de la molécule Seuls les doublets libres qui sont toujours présents sont indiqués. Les doublets liants qui changent de position sont hachurés. Les charges partielles sont indiquées et non les charges formelles. Dans le cas d’un ion, la charge est indiquée à l’extérieur des crochets. 50 EXERCICE : Écrire les structures de résonance des composés suivants ainsi que leur hybride de résonance. HSO4‐ Structures de résonance : Hybride de résonance : NO3 ‐ Structures de résonance : - - Hybride de résonance : O O N O - + - 51 Les structures de résonance se décline à partir de la meilleure structure de Lewis. Module 2 Structure moléculaire Cormier‐Voisard – Chapitre 3 : Les liaisons chimiques D. Structures de Lewis des molécules organiques Lectures du Chapitre 3 : Sections 3.6 et 3.6.1 (p. 126 à 129) Exercices inclus dans le Chapitre 3 : 3.13 Exercices à la fin du Chapitre 3 : 36, 40 (a, b, c, e), 52 Exercices du Module 2 sur Léa : Exercices de la section D (# 15 et 16) Andrée Gravel, Francis Loiseau, Isabelle Paquin 52 Automne 2024 Éléments principaux des molécules organiques Les molécules organiques possèdent un ou plusieurs atomes de carbone et des atomes d’hydrogène. On y retrouve souvent des atomes d’azote, d’oxygène et parfois d’halogène (F, Cl, Br et I). C : 4 liaisons, pas de doublet libre, atome central. N : 3 liaisons, un doublet d’électrons libres. O : 2 liaisons, 2 doublets d’électrons libres. Halogène : 1 liaison, 3 doublets d’électrons libres, atome terminal. H : 1 liaison, atome terminal. 53 Formules développées et semi-développées Formule moléculaire : Indique le nombre réel d’atomes dans la molécule sans spécifier de quelle façon sont agencés les atomes. C2 H 6 O Formule développée ou structure de Lewis : toutes les liaisons entre les atomes sont indiquées ainsi que les doublets libres d’électrons. Formule semi‐développée : Les atomes autour d’un même atome central sont regroupés ensemble. CH3 CH2 OH CH3 O CH3 alcool éther Une même formule moléculaire peut correspondre à différentes molécules (isomères, Chap. 5) ayant même différents groupements fonctionnels (chap. 3). 54  Représentation des molécules organiques Pour passer d’une formule semi‐développée à une formule développée (structure de Lewis) 1. Dessiner le squelette de la molécule en lisant la formule semi‐ développée de gauche à droite. 2. Ajouter des liaisons doubles ou triples afin de respecter le nombre de liaisons attendues pour chaque sorte d’atome. 3. Ajouter les doublets libres afin de respecter l’octet. HCCl2NCHCH(CH3)2 55 Représentation des molécules organiques Habituellement une chaine de C (N ou O peuvent aussi faire partie de la chaine). Parenthèses: un branchement – ou une répétition HCCCH(Cl)CHCH2 Premier atome : débute la molécule ou premier atome central. H: habituellement attachés au C précédent Structure Lewis Structure 3D 180 180 H Cl H C C C H 109,5 C C 120 H 120 H Chapitre 3 Chapitre 5 56 Groupements fonctionnels Voici une liste des regroupements d’atomes les plus souvent rencontrés dans la nature. Chacune de ces familles, nommée groupement fonctionnel, confère aux molécules leur réactivité et leurs propriétés physiques caractéristiques. Alcane : uniquement des Alcène : une liaison double liaisons simples C‐C ou C‐H liant deux atomes de C Alcyne : une liaison triple liant Dérivé halogéné : une liaison simple deux atomes de C entre un atome de C et un halogène. X : un halogène (F, Cl, Br, I) Éther : Un atome d’O entre deux C 57 Groupements fonctionnels Alcool : groupement O‐H, relié à Amine : une liaison simple un C entre un C et un N Aldéhyde : une liaison double Cétone : une liaison double C=O située entre un C et un H C=O située entre deux autres C Acide carboxylique : une double Ester : une liaison double C=O liaison C=O liée à un groupement O‐H liée à un groupement O‐C 58  EXERCICE : Dessiner les structures de Lewis des molécules organiques suivantes et identifier les groupements fonctionnels, une molécule peut en contenir plus qu’un. CH3CH(OH)CH3 CH3CH(CH3)OCHCH2 alcool éther alcène CH3COCH2Br CH3COOCH3 dérivé halogéné cétone ester  Remarquez bien les différents agencements possibles avec les atomes d’oxygène. 59 Représentations stylisées et structures 3D Éventuellement (dans le chapitre 5), les molécules organiques pourront être représentées à l’aide d’une structure 3D (représentation tridimensionnelle) ou d’une représentation stylisée. Formule développée (structure de Lewis) H H H H C C C C C H Cl Structure 3D Représentation stylisée 180 180 H Cl 180 Cl H C C C H 120 109,5 C C 120 109,5 H 120 H 60