Chapitre 2 : Les Espèces Chimiques - Chimie PDF

CHAPITRE 2 : LES ESPECES CHIMIQUES I. LA LIAISON CHIMIQUE A. Les modèles de liaison - La matière est composée : de corps purs (constitués d’une seule substance chimique) Matière de...

CHAPITRE 2 : LES ESPECES CHIMIQUES I. LA LIAISON CHIMIQUE A. Les modèles de liaison - La matière est composée : de corps purs (constitués d’une seule substance chimique) Matière de mélanges (constitués de plusieurs corps purs). - Les corps purs sont électriquement neutres. Corps pur - Composé d’un seul élément. simple - Exemples : N2, O2, Xe, Fe… - Composé de plusieurs éléments. Corps pur - Il peut être de nature : composé moléculaire si les liaisons sont covalentes (CH3-CH2OH, H2O), ionique si la liaison chimique possède un caractère ionique (NaCl, KNO3). - Atome ou groupe d’atomes chargé positivement ou négativement. Ion - Les ions simples contiennent un seul atome (comme Fe2+) - Les ions polyatomiques contiennent plusieurs atomes (comme PO43- ou CH3-CH2O-). Molécule - Groupe d’atomes liés entre eux dans un arrangement spécifique (N2, O2). 11  Quelques exemples - Cas du NaCl. - Le chlore possède 7 électrons de valence et le sodium 1 seul. - Dans le chlorure de sodium sous forme de sel (Na+Cl-), il y a transfert d’un électron entre le métal et le non-métal (du Na vers le Cl). Liaison ionique - Dans la liaison ionique, il y a transfert d’un (ou plusieurs) électron(s) d’un élément à un autre. - L’éthanol (CH3-CH2OH = C2H5OH) est présent à hauteur de 70% en volume dans les solutions antiseptiques. - Le carbone possède 4 e- de valences. - Dans la liaison C-C, il y’a mise en commun de 2 e- pour former une liaison covalente, chaque carbone apportant 1 e-. Liaison covalente - Sous forme de corps purs simples, les métaux ont tendance à perdre des e- pour former des cations. - Dans les métaux, les cations ont des positions fixes mais les e- peuvent parcourir l’ensemble du métal, d’où le terme de « mer » d’e-. Liaison métallique - Les métaux conduisent bien l’électricité car il y a libre mouvement des e- au sein du métal. 12  B. La liaison ionique La liaison ionique est l'attraction mutuelle des charges opposées des anions et des cations dans un composé ionique. 1. Exemple KCl formé à l’état gazeux - C’est l'attraction mutuelle des charges opposées des anions et des cations dans un composé ionique. Liaison ionique - La formation de la liaison ionique résulte donc de l’interaction entre les deux ions. - K cède un électron pour devenir l’ion K+ et le Cl a récupéré un électron pour devenir l’ion Cl- Formation de la liaison - Les points représentent les électrons des couches les plus périphériques : K : un électron dans la sous-couche s (1 électron de valence). Cl : 2 dans la sous-couche s, et 5 dans la sous-couche p (7 électrons de valence). - Pour acquérir la structure d'un gaz rare, l'un va perdre un électron de la sous-couche s et l'autre va remplir sa sous-couche p. 13  Les 3 contributions énergétiques = + + ( ) ( )+ - +418 Ei énergie d’ionisation ® - On fournit de l’énergie (car « + ») pour former l’ion K+. - Opposé de l’affinité électronique. Ea énergie ( )+ ( ) 348 d’attachement électronique ® - On va libérer de l’énergie (car « - »). - Attraction entre les deux charges. = 1,39. 10 Epotentielle énergie potentielle ® Avec la distance entre les deux particules (en picomètre), et le nombre de charge. - L’énergie potentielle est inversement proportionnelle à la distance, elle est d'autant plus forte que les charges sont plus grandes. ® - + = +70. - Pour une distance = 2000 , c’est-à-dire 6 fois la somme des rayons ioniques de K+ et Cl-, l’énergie potentielle est de : = 70 avec zA = +1 et zB = -1 >| + | 2000 - Si = 314 , = 443. Étant donné que l’énergie est négative, la formation de la paire d’ions est très favorable ®. On n’aura donc pas besoin de fournir de l’énergie supplémentaire. La seule variable est l'énergie potentielle qui varie avec la distance. Exemple K+/Cl- - Partie gauche (dK-Cl - Partie droite (dK-Cl pour former une paire d’ions 14  2. Formation d’un solide ionique ( )+ ( ) ( ) = +281 avec dK-Cl = 2000 pm Formation d'une mole de potassium à l'état ( ) ( ) = +89 gazeux (sublimation de K) Dissociation des molécules de dichlore 1 ( ) ( ) = +122 2 Ionisation de K et de Cl gazeux ( )+ ( ) ( )+ ( ) + = +70 3. Facteurs favorisant la liaison ionique - Seuls les composés contenant un élément avec une énergie d’ionisation faible et un élément Composés avec une affinité électronique élevée formeront une liaison ionique. ioniques - Un élément avec une énergie d’ionisation faible a tendance à former un cation : Bloc s : Na+, Mg2+, Ca2+… Energie d’ionisation Bloc p, groupes 13 et 14 : Al3+… Bloc d : Fe3+… - Un élément avec une affinité électronique élevée a tendance à former un anion : Affinité Bloc p, groupes 16 et 17 : O2-, S2-, F-, Cl-, Br-, I- électronique 4. Modèle imparfait de la liaison ionique - En réalité, il se produit une distorsion du nuage électronique de l’anion par le cation. Modèle imparfait - Les petits cations fortement chargés sont polarisants (Al3+ plus polarisant que Na+ ; Li+ est Cations plus polarisant que Na+). Anions - Les gros anions riches en électrons sont polarisables (I- est plus polarisable que F-). 15  C. La liaison covalente - La liaison covalente est le partage d'une paire d'électrons de valence par deux atomes non Définition métalliques. - Les électrons de valence sont les électrons des sous-couches « s » et « p » les plus externes. Electrons de Le plus souvent, chaque atome fournit un électron à la paire, mais il arrive qu'un des deux valence atomes fournissent les deux électrons ( ). - Le respect de la règle de l’octet est strict pour B, C, N, O, F (attention, ici l’enseignante parle du bore mais il peut faire un octet incomplet comme dans BH3…). - La règle de l’octet peut être étendue pour Si, P, S, Cl, As, Se, Br, I. Règle de l’octet - Quand les sous couches s et p sont complètes : 8 électrons - Les atomes cherchent à réaliser la configuration électronique des gaz rares (la plus stable) ® : les atomes partagent autant de doublets d'électrons qu'il est nécessaire à la réalisation de leurs octets. 1. Liaison par appariement électronique : règle de l’octet Quelques exemples Le chlore a 7 électrons de valence. Il lui faut 1 électron pour réaliser son octet. L’argon a 8 électrons de valence, il a déjà son octet. L’argon est inerte, il ne réagira pas. L’hydrogène est la seule exception : il va gagner un seul électron pour former un duet (ou doublet), pour se rapprocher de la configuration du gaz rare le plus proche, l’hélium. Molécule de dihydrogène. La liaison simple nécessite un seul doublet d’électron. Molécule de dioxygène. La liaison double nécessite deux doublets d’électron. Chaque atome est entouré de 8 électrons. Molécule de diazote. La liaison triple nécessite trois doublets d’électron. Chaque atome est entouré de 8 électrons. Cette structure est cohérente avec les propriétés chimiques du N2 qui est un gaz peu réactif dû à cette triple liaison. 16  2. Force de la liaison - Une molécule est stable si elle n’a pas tendance à se décomposer en corps purs simples ou Stabilité d’une composés de 2 éléments. molécule - La stabilité d'une molécule peut être reliée à la force des liaisons covalentes qu'elle contient. - Plus l’énergie est grande, plus la liaison est forte ®. - Quand une liaison est créée, il y a libération d’énergie. Force de la - La stabilité d’une liaison dépend des atomes et du nombre de liaison : liaison stabilité liaison triple > stabilité liaison double > stabilité liaison simple. Energie de dissociation - C’est la quantité de chaleur nécessaire, à pression constante (1 atm), à la dissociation d'une mole de corps pur diatomique. Définitions - L’énergie de dissociation est toujours positive car il faut fournir de l’énergie pour rompre une liaison. - Les énergies ont des valeurs comprises entre 151 kJ/mol (I2) et 1074 kJ/mol (CO) ® Molécules H2 N2 O2 F2 Cl2 Br2 I2 HF HCl HBr HI CO E (kJ/mol) 436 944 496 158 242 193 151 565 431 366 299 1074 - Le corps pur simple le plus stable est N2 (valeur la plus haute). - La force d’une liaison ionique peut être du même ordre que la force d’une liaison covalente. Tout dépend des atomes où la liaison est engagée. - Une liaison multiple est plus forte qu'une liaison simple. - Généralement, dans les tables, on note des énergies moyennes car plusieurs cas sont possibles pour chaque type de liaison. Liaison atome-atome kJ/mol Liaison atome-atome kJ/mol C-H 412 N-H 388 C-C 348 N-N 163 C=C 612 N=N 409 Valeurs C-C 518 dans le benzène N-O 210 C=C (liaison aromatique) N=O 630 837 N-F 195 C-O 360 N-Cl 381 C=O 743 O-H 463 C-N 305 O-O 157 - Liaison faible - Liaison moyenne : environ 500 kJ/mol ® - Liaison forte - Une liaison est d’autant plus forte que son énergie de dissociation est élevée. 17  3. Longueur de la liaison - La stabilité d'une molécule peut être reliée à la force des liaisons covalentes qu'elle contient. La longueur d'une liaison est la distance entre les deux noyaux d'atomes liés ®. Elle dépend Définitions de la taille des atomes et de la force de la liaison. - Plus la liaison est forte, plus les atomes sont attirés donc plus la liaison est courte. - Dans une liaison double, la liaison est forte : les atomes sont plus proches, la longueur de la Liaison multiples liaison est donc plus faible pour la liaison C=C que pour C-C ®. - Quelques exemples de longueurs de liaisons : Liaison = = = F2 I2 L (pm) 109 154 134 139 (benzène) 120 143 122 96 101 144 267 4. Correction du modèle covalent : l’électronégativité - Toutes les liaisons ont en réalité des caractères ioniques et covalentes. Correction du - Il y a néanmoins une correction du modèle covalent : le doublet électronique mis en commun n’est modèle pas situé entre les deux atomes hormis pour une molécule diatomique du même atome (H2, Cl2…). Dichlore - Au milieu et à droite, on a le modèle ionique : les deux électrons sont partagés entre les deux Cl2 atomes : ils peuvent aller dans l’un et dans l’autre. Ces deux modèles sont faux. - Ici, le modèle covalent (à gauche) est le seul exact. - Exemple de liaison ionique : le modèle vrai est celui de droite. Les électrons sont partagés et le chlore les « gardent » plus de son côté. - Le modèle du milieu est faux. Acide chlorhydrique HCl - L’acide chlorhydrique possède une liaison ionique (modèle de droite). - Le chlorure d’hydrogène possède une liaison covalente (modèle de gauche). 18  - En 1932, Linus Pauling propose une mesure quantitative de la capacité d’attraction des électrons de liaison d’un élément : l’électronégativité. - L’électronégativité est un concept qui indique l'attraction des électrons ®. Variation d’électronégativité dans les blocs s et p ( ): L’électronégativité (ne - Le plus électronégatif : le fluor (le plus attracteur d’électrons). - Les éléments du bloc « s » sont électropositifs. Les valeurs d’électronégativité sont les plus élevées sont dans le coin haut à droite : on parle « d’éléments électronégatifs » ®. - Une liaison entre deux atomes d’électronégativité différente possède un moment dipolaire. D. Moment dipolaire - La délocalisation des e- de liaison crée un dipôle électrique. Dipôle électrique - Un dipôle électrique est un couple de charges électriques voisines, de valeurs absolues égales et de signes contraires. - On exprime la force d'un dipôle électrique par son moment dipolaire dont l'unité est le debye (D). ® 1 = 3,336 10. : en physique, la direction du vecteur va du pôle – vers le pôle +. - Il est possible de calculer une valeur approchée ® du Moment dipolaire moment dipolaire grâce à la relation : µ = - : µ = 3,2 2,2 = 1,0 l’atome le plus électronégatif porte la charge négative ® - : liaison non polaire car deux fois le même atome, il n’y a pas de moment dipolaire. 19 II. LES COMPOSES MOLECULAIRES La nomenclature éditée par IUPAC reste la référence pour nommer les molécules chimiques. Exemples : La silice SiO2 et le stéarate de magnésium sont des composés inorganiques (livre rouge sur le site IUPAC). Le propylène glycol possède des fonctions alcools (livre bleu). Le polyéthylène glycol (PEG) est un polymère (livret violet). Le saccharose est un sucre (livre blanc). A. Les composés inorganiques simples Règles de nomenclature : Préfixes multiplicateurs : 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 20 di tri tetra penta hexa hepta octa nona deca undeca dodeca icosa Nom commun ou formule brute Nom systématique (nomenclature IUPAC) Gaz carbonique (CO2) Dioxyde de carbone Eau (H2O) Oxyde de dihydrogène Oxygène de l’air (O2) Dioxygène Ozone (O3) Trioxygène PCl3 Trichlorure de phosphore 4 B. Les composés polyatomiques inorganiques Règles de nomenclature : Exemples - Trichlorure oxyde de phosphore. POCl3 - Dihydroxyde dioxyde de soufre. - Nom commun : acide sulfurique. H2SO4 - Si on se réfère à la représentation de Lewis, on pourrait écrire S(O2)(OH)2 ce qui explique le nom. - Acide thiosulfurique. - Généralement, pour les composés comportant plus que 2 H2S2O3 éléments, le nom commun est plus souvent utilisé. Nomenclature des principaux anions polyatomiques : 5 C. Représentation de Lewis - La représentation de Lewis est une représentation schématique d’une molécule. Définition - La représentation de Lewis ne considère que les électrons de valence - Le point symbolise 1 électron de valence. Le point - Le trait peut symboliser une paire d’électrons de nature différente : Le trait Paire d’électrons partagés par 2 atomes : doublet ou paire liante (PL) Paire d’électrons non partagés : doublet ou paire libre ou paire non liante (PNL) 1. Structure de Lewis des molécules diatomiques H∙ ∙H H:H H2 F2 2. Structure de Lewis des molécules polyatomiques a) Principe d’écriture - Chaque atome d'une molécule polyatomique réalise un octet par le partage de doublets d'électrons avec ses voisins (sauf H qui réalise un duet). Règle ® - L'atome central est le moins électronégatif (en règle générale et si on ne compte pas H). - Déterminer quel est l’atome central. - Faire le total des électrons de valences. - Placer des liaisons simples entre les atomes liés. Etapes - Compléter les octets des atomes liés à l’atome central. - Placer les doublets restants sur l’atome central. - Si l’octet de l’atome central n’est pas complet, placer des liaisons multiples. b) Exemples Structure de Lewis du méthanal CH2O (H-CHO car il y a une fonction aldéhyde…) Nombre d’électrons de valence : C + 2×H + O = 4 + (2×1) + 6 = 12 soit 6 doublets d’e-. 6  Structure de Lewis de l’ion nitrite NO2- - Electrons de valence de N : 5 Electrons de - Electrons de valence de O : 6 valence - Charge négative : 1 e- dans la couche de valence. Nombre d’e- de valence = 5 + (2 x 6) + 1 = 18 (soit 9 doublets). - La représentation de Lewis est la suivante : Représentation Attention, les deux molécules ne sont pas identiques, l’oxygène de gauche de Lewis et étant différent (physiquement) de l’oxygène de droite. Ce sont deux formes mésomérie mésomères (= 2 formes de résonance = 2 formules limites) ®. La mesure expérimentale de la longueur de liaison N-O fournit une seule valeur et non 2 (N-O et N=O dans ce cas). Ici, la liaison N-O est plus courte qu’une liaison double mais plus longue qu’une liaison simple. En réalité, la liaison N-O de l’ion nitrite est intermédiaire entre une liaison simple et une liaison double. - Sur un ion polyatomique, la charge s’écrit à l’extérieur entre crochets. - La représentation d’une structure unique est appelée hybride de résonance. - Dans ce cas, les doublets libres des électrons engagés dans les doubles liaisons ne sont plus représentés. - En trait pointillé sont représentés les doublets qui se partagent : Hybride de résonance 3. Molécule à nombre impair d’électrons - Le nombre d’e- de valence est impair. Electrons de - La molécule comporte 1 e- non apparié, nommé e- célibataire. valence - La molécule est donc un radical ayant des propriétés paramagnétiques (elle s’oriente dans un champ magnétique). - NO est le monoxyde d’azote. - NO possède 11 électrons de valence (5 + 6), soit 5 doublets + 1 e- célibataire. - La structure de Lewis du NO est la suivante ® : Exemple du NO L’azote étant moins électronégatif que l’oxygène, c’est lui qui aura tendance à porter l’e- célibataire même si ce n’est pas faux d’écrire que c’est l’oxygène qui porte l’e- célibataire. - NO réagit aussi avec le dioxygène présent dans l’air pour former du NO2, ce qui provoque une pollution (brune) de l’air. 7  4. Octets incomplets avec lacune électronique - Certains composés du bore ®, de l’aluminium et les carbocations peuvent présenter moins de 8 électrons de valence après échange d’électrons avec des atomes voisins : ils forment un octet incomplet. Octet incomplet - L’atome formant un octet incomplet possède alors une lacune électronique : c’est un déficit de 2 e-. - BF3 est le trifluorure de bore. - Le fluor ne peut pas effectuer de double liaison. - Le bore possède une lacune électronique et est entouré de 6 e- seulement. Exemple du BF3 5. Octets étendus - A partir des couches n = 3 (éléments de la troisième période) ®, les éléments ont des orbitales 3d inoccupées (= vacantes) capables d'accueillir des électrons supplémentaires, au-delà de l'octet. - Ceci est valable pour les éléments non métalliques. Octet étendu - Les principaux éléments sont Si, P, S, Cl, As, Se, Br, I. - Le nombre d’atomes liés dépend de la taille de l’atome central (un gros atome va être capable de faire plus de liaison qu’un petit atome). - - PCl5 est le pentachlorure de phosphore. - Le phosphore possède 5 e- de valence. Il peut former jusqu’à 5 liaisons et peut donc réaliser un octet étendu à 10 e- ®. - La structure de Lewis est la suivante : Exemple de PCl5 D. Charge et nombre d’oxydation 1. Charge formelle - La charge formelle (CF) est la charge d’un atome d’une molécule calculée en comparant Définition le nombre d’électrons de l’atome libre et dans la molécule. - CF = nombre d’électron de valence nombre d’électrons des doublets libres ½ Formule nombre d’électron des paires liantes ® 8  - Dans une molécule neutre, la somme des charges formelles doit être égal à 0 ®. Dans un ion, la somme doit être égale à la charge de l’ion ®. Propriétés - Une structure de Lewis est favorisée lorsqu’elle présente les charges formelles les plus petites. - Parmi les nombreuses représentations de Lewis d’une molécule, celle avec les charges les plus petites sera choisie ®. Exemples - CF(S) = 6 – 2 6/2 = +1 Dioxyde de soufre - CF(OA) = 6 – 4 4/2 = 0 - CF(OB) = 6 – 6 2/2 = A B Ion cyanure - 4 – 2 6/2 = - 5 – 2 6/2 = 0 - CF(C) + CF(N) = -1, et la charge de l’ion CN- est de -1. Ion thiocyanate SCN- - Les structures A et B présentent les plus petites charges ; elles sont ainsi prépondérantes pour expliquer les propriétés du thiocyanate. - La forme A est majoritaire car la charge négative est placée sur l’atome le plus électronégatif. - Les longueurs de liaison confirment que la forme C n’est pas prépondérante. 2. Nombre d’oxydation - Le nombre d'oxydation (n.o.) est le nombre de charges électriques élémentaires réelles ou fictives que porte un atome au sein d'une espèce chimique (molécule, radical ou ion). Définition - Cette notion est très abstraite mais elle nous servira bien plus tard dans le chapitre traitant l’oxydo-réduction !! - Pour calculer un nombre d’oxydation (no), il faut imaginer que la liaison est ionique afin d’attribuer les électrons de la liaison à un seul atome. Un atome d’une liaison a 2 e- alors que l’autre n’en a aucun. Principe Les électrons seront attribués à l’atome le plus électronégatif ®. - Le no est un nombre entier qui s’écrit en chiffre romain. 9  no = nombre d’électron de valence de l’atome libre nombre d’électrons des Formule doublets libres nombre d’électron des paires liantes attribué à l’atome le plus électronégatif ® - Dans le cas d’une molécule polyatomique (> 2 atomes) : Les deux électrons d’une paire liante sont attribués à l’élément le plus électronégatif Propriétés Si les deux atomes sont identiques, il y a alors partage des électrons (1 chacun). - La somme des no est égale à la charge de la molécule ®. Exemples - HCl est le chlorure d’hydrogène (un gaz !). - En terme d’électronégativité : H < Cl - no (Cl) = 7 – 6 2 = -I HCl - no (H) = 1 – 0 – 0 = +I - = no (Cl) + no (H) = - I + (+I) = 0 (la molécule est neutre). - H2S est le sulfure d’hydrogène (un gaz !). - En terme d’électronégativité : H < S - no (S) = 6 – 4 4 = -II H2S - no (H) = 1 – 0 – 0 = +I - (H) = - II + (2 x +I) = 0 (la molécule est neutre). - SCl2 est le dichlorure de soufre. - En terme d’électronégativité : S < Cl - no (S) = 6 – 4 0 = +II SCl2 - no (Cl) = 7 – 6 2 = -I - + II + (2 x -I) = 0 (la molécule est neutre). 10  E. Forme et hybridation - La forme d’une molécule est définie par les angles de liaison. - Les angles de liaisons se déduisent des structures de Lewis en considérant que les paires d’électrons se repoussent mutuellement. Théorie VSEPR - Cette théorie est appelée la théorie de la répulsion des paires électroniques de valence (VSEPR = Valence-Shell Electron-Pair Repulsion) ® - - Ecrire la structure de Lewis, X étant l’atome central (X a le plus petit coefficient dans la formule brute. Généralement, le coefficient de X vaut 1). - Compter le nombre (a) de paires liantes à X : Y(a) (Pour une liaison double ou triple, a vaut 1). - Compter le nombre (b) de doublets libres sur X : E(b). Principes - Les doublets (a) et (b) adoptent une position d’interactions minimales. - Déduire la forme de la molécule grâce à la notation XYaEb ®. - Dans la théorie VSEPR, il faut considérer les liaisons multiples exactement comme si elles étaient simples ® - La répulsion est plus forte pour deux doublets libres que deux paires liantes. Cela permet d’expliquer les variations d’angles dans la forme des molécules. L’angle 109° représente l’angle parfait dans le tétraèdre. Il est présent dans le Répulsions méthane alors que dans l’ammoniac, il est plus petit (106°). Il en est de même pour l’eau (104°). (Un doublet non liant est plus volumineux qu’une paire liante). Cette observation est due à une hiérarchie des répulsions ® : (Doublet Libre – Doublet Libre) > (Doublet Libre – Paire Liante) > (Paire Liante - Paire Liante) 11 - Tableau des géométries des molécules (molécules simples ou à liaisons doubles et molécules avec atome central à octet étendu) ® : XYaEb a+b a Géométrie de la molécule Angle Exemples XY2 2 2 Linéaire 180° CO2 XY3 3 Trigonale plane 120° BH3, H2C=CH2 3 XY2E 2 Coudée 104° NO2- XY4 4 Tétraédrique 109° CH4 XY3E 4 3 Trigonale pyramidale 106° NH3 XY2E2 2 Coudée 104° H2O XY5 5 Trigonale bi-pyramidale 90° et 120° PCl5 Ciseaux XY4E 4 90° et 120° SF4 (= Tétraèdre déformé) 5 XY3E2 3 En T 120° ClF3 XY2E3 2 Linéaire 180° XeF2, I3- XY6 6 Octaédrique 90° SF6, WF6 XY5E 6 5 Pyramidale à base carrée 90° BrF5 XY4E2 4 Carré plan 90° XeF4 Exemples - Figure de répulsion : tétraèdre. - Géométrie de la molécule : tétraédrique. Méthane - Figure de répulsion : tétraèdre. - Géométrie de la molécule : trigonale pyramidale. Ammoniac 12  - Figure de répulsion : tétraèdre. - Géométrie de la molécule : coudée. Eau - Notation : XY2E. Ion nitrite - Figure de répulsion : trigonal plan. NO2- - Géométrie de la molécule : coudée. - 3 paires électroniques attribuées à chaque atome de carbone. - Notation : XY3. - Géométrie de la molécule : trigonale plane. - 2 axes de symétrie dans la molécule. - Différences d’angles entre HCH et CCH expliquée par la hiérarchie entre la répulsion Ethylène sur les paires d’adjacente : liaisons double > liaison simple. - Notation : XY3. - Géométrie de la molécule : trigonale plane. - 1 axe de symétrie dans la molécule. Formaldéhyde F. Les molécules polaires - Une molécule est polaire si elle possède un moment dipolaire non nul, qui s’aligne dans un champ électrique ®. - Le moment dipolaire est non nul si la somme vectorielle des vecteurs dipolaires est non nulle (autrement dit, si la somme vectorielle est égale au vecteur nul, la molécule est apolaire). - Une molécule polaire est attirée par les charges positives et négatives des ions. Molécules polaires - Une molécule non polaire (= apolaire) peut être formée : Molécule apolaire de liaisons non polaires, ou de liaisons polaires si la somme des moments dipolaires est nulle ®. 13  Exemples - Géométrie de la molécule : tétraédrique. - Le méthane possède 4 vecteurs dipolaires C-H (différence égale à 0,4 D). L’addition de ces derniers constitue le moment dipolaire global de la molécule et il est égal à 0. La molécule de méthane est apolaire. Méthane De façon générale, si Y est le même atome, toutes les molécules du type XY2, XY3, XY4, XY5, XY6, XY2E3 et XY4E2 sont apolaires ! - Figure de répulsion : tétraèdre. - Géométrie de la molécule : Coudée. Eau - L’addition des 2 vecteurs dipolaires µOH n’est pas égale au vecteur nul. La molécule d’eau est polaire. 14  G. Hybridation des orbitales - La théorie VSEPR, qui explique la forme de molécules, suppose que les paires électroniques libres (DL) et liantes (PL) occupent des orbitales hybrides ® issues de la combinaison d’orbitales atomiques s, p et d. - Les orbitales hybrides ont toutes un large lobe pouvant être dirigé vers d’autres atomes Orbitales hybrides plus facilement que des orbitales atomiques. - Une orbitale hybride peut se superposer avec une orbitale atomique. - Une orbitale hybride peut se superposer plus efficacement avec une autre orbitale hybride. Exemples - Formule chimique : CH4 - Configuration électronique du carbone : [He] 2s2 2p2 - Géométrie : molécule de type XY4, donc géométrie tétraédrique. - L'hybridation pour le carbone revient à combiner les 4 orbitales pour former 4 orbitales atomiques hybrides équivalentes de nom sp3 car construites à partir d'une orbitale « s » et 3 orbitales « p ». Méthane - Formule chimique : BF3 - Configuration électronique du Bore : [He] 2s2 2p1 - Géométrie : molécule de type XY3, donc géométrie trigonale plane. Trifluorure de bore - L'hybridation du bore revient à combiner les 3 orbitales atomiques pour former 3 orbitales hybrides équivalentes de nom sp2 car construites à partir d'une orbitale « s » et 2 orbitales « p ». - Molécule : H2C=CH2 - Configuration électronique du carbone : [He] 2s2 2p2 - Géométrie : molécule de type XY3, donc géométrie trigonale plane. Ethylène - 3 orbitales atomiques du carbone se combinent pour former 3 orbitales hybrides : hybridation de type sp2. Il reste une orbitale p non hybridée occupée par un électron. Cet électron va permettre de créer la double liaison ( ). - Molécule : H C C H - Configuration électronique du carbone : [He] 2s2 2p2 - Géométrie : molécule de type XY2, donc géométrie linéaire. Acétylène - 2 orbitales atomiques du carbone se combinent pour former 2 orbitales hybrides : hybridation de type sp. Il reste deux orbitales p non hybridées chacune occupée par un électron. C’est deux électrons vont permettre de créer la triple liaison. 3  H. 1. Liaison - Liaison simple (ordre de liaison 1). Orbitales - Fusion d’orbitales hybrides et/ou atomiques de deux atomes. - Fusion d’une orbitale hybride sp3 du C avec l’orbitale 1s de H créée une liaison C-H Exemple dans le méthane CH4. 2. La liaison - Liaison double ou triple. Liaison Liaison double : ordre de liaison 2) Liaison triple : 2 ordre de liaison 3) Orbitales - Fusion d’orbitales atomiques non impliquées dans la formation des orbitales hybrides. - Fusion de 2 orbitales 2p1z Exemple C dans la molécule d’éthylène. 3. Les liaisons délocalisées - Dans certains cas, les électrons de liaison ( ou ne sont pas précisément localisés Délocalisation entre deux atomes. - Tous les carbones sont équivalents (hybridés sp2), les orbitales non hybridées de type pZ vont fusionner pour former des liaisons et ainsi se délocaliser sur toute la molécule. - Il y a 2 formes mésomères pour le benzène : Exemple du - La longueur des liaisons C-C est intermédiaire entre une liaison simple et une liaison benzène ® double (dCC = 139 pm). - Le benzène est stable grâce à son aromaticité (= liaisons conjuguées). 4 III. LES COMPOSES IONIQUES A. Nomenclature et formule unitaire - Dans un composé ionique (qui est électriquement neutre), il y a attraction mutuelle des charges opposées des anions et des cations. Généralités - Les composés ioniques peuvent être constitués d’ions polyatomiques. - La formule unitaire du composé ionique indique d’abord le cation puis l’anion ® sans indication de charge (NaCl, MgO). - Masse d’un composé ionique. Elle est obtenue en sommant les masses atomiques Masse formulaire des atomes qui le composent. (MF) ® - Elle correspond à la masse moléculaire des ions. - Exemple : MF(MgCl2) = MA(Mg) + 2 MA(Cl) = 24,305u + 2 x 35,45u = 95,205u Unité de masse - 1 uma (ou 1 u) = 1,6605.10-24 g atomique (uma) - 1 u correspond à 1/12ème de la masse d’un atome de 12C ®. Règle de nomenclature ® - Un cation monoatomique prend le nom de l’atome, par exemple : Na+ : sodium, Ca2+ : calcium. Cations - Pour les éléments existant sous plusieurs formes cationiques, la charge est indiquée monoatomiques entre parenthèse, avec des chiffres romains. (Fe2+ : fer(II) ; Fe3+ : fer(III) ; Cu+ : cuivre(I) ; Cu2+ : cuivre(II)). - Les anions monoatomiques sont nommés d’après leur élément, avec un suffixe -ure. Anions monoatomiques - Par exemple : F- fluorure, Cl- chlorure, S2- sulfure, H- hydrure, à l’exception de l’oxygène : O2- oxyde. - Les ions polyatomiques ont leur propre nom. Dans les anions, les terminaisons -ate et -ite indiquent la présence de l’oxygène. (sulfate : SO42-, sulfite : SO32-). - Dans la formule unitaire, on écrit d’abord le cation puis l’anion. - Dans le nom, on désigne d’abord l’anion et ensuite le cation (inverse de la formule unitaire). Exemples : NaCl : chlorure de sodium, Fe2O3 : oxyde de fer(III), HF : fluorure d’hydrogène, CaH2 : hydrure de calcium, MgCl2 : chlorure de magnésium, FeCl2 : chlorure de fer (II), NH4NO3 : nitrate d’ammonium. Ions polyatomiques - La description de la stœchiométrie est facultative (préfixe multiplicateur n’est pas souvent mis). - Un préfixe multiplicateur alternatif est utilisé si le nom d’un ion comprend un préfixe multiplicateur usuel : 2 : bis ; 3 : tris ; 4 : tetrakis ; 5 : pentakis ; 6 : hexakis ; 7 : heptakis ; 8 : octakis ; 9 : nonakis ; 10 : decakis ; 11 undecakis ; 12 : dodecakis ; 20 : icosakis. H2PO4- : ion dihydrogénophosphate Ca(H2PO4)2 : bisdihydrogénophosphate de calcium - CdSO4.6NH3 : sulfate de cadnium (II) – ammoniac (1/6). Solides ioniques hétérogènes - MgSO4.7H2O : sulfate de magnésium – eau (1/7) mais plus fréquemment heptahydrate de sulfate de magnésium ou sulfate de magnésium heptahydraté. 5  B. Stabilité des solides ioniques - Les composés ioniques sont des solides à la pression standard et aux températures ordinaires. - Les ions s’organisent en réseau cristallin, dont la plus petite unité est la maille élémentaire. - L’attraction électrostatique entre les ions de charge opposée assure la cohésion de l’édifice. - Exemple : représentation de la maille élémentaire de NaCl. Les ions chlorures sont sur les extrémités des arrêtes d’un cube : 8 Cl- o Dans un réseau en 3D, chaque ion Cl- est partagé sur 8 cubes. o Au milieu de chaque face (6 faces) d’un cube se trouve un ion Cl-, il est donc partagé entre 2 cubes. o En termes de charge, cela représente ( ) + ( ) = 4 charges négatives. Les ions Na+ sont au centre de chaque arrêtes d’un cube : 12 Na+ Cristaux ioniques o Dans un réseau en 3D, chaque ion Na+ est partagé sur 4 cubes. o Il y a également au centre du cube 1 ion Na+. o En termes de charge, cela représente ( ) + 1 = 4 charges positives. Dans une maille de NaCl, il y a autant de charges positives que de charges négatives ; donc il y a électroneutralité. Ecriture unitaire : NaCl. - Le réseau favorise la liaison ionique entre cation et anion et minimise la répulsion entre anions (ou entre cations). - L’organisation du réseau est déterminée par la taille des ions. CsCl n’est pas organisé de la même façon que NaCl car Cs est un atome bien plus gros que Na. Tout ça c’est très bien mais jamais on vous demandera de savoir refaire cette démonstration au CC-1 6 IV. LES COMPLEXES DE COORDINATION - Ils ne rentrent pas dans la catégorie des molécules et des composés ioniques. - Le complexe est composé d’un métal du bloc d lié à des molécules ou des ions. - Le métal est entouré de 4-6 atomes donneurs de doublets libres (nombre de coordination). Définitions - Le complexe peut être chargé. - Le complexe possède une géométrie spécifique. - Le complexe a des propriétés différentes de celles des constituants pris séparément. - C’est un complexe de fer (II). - C’est le fer qui va lier l’oxygène grâce à une liaison de coordination. Hémoglobine - Configuration électronique de Fe2+ : [Ar] 3d6. Il reste donc des orbitales vacantes au niveau 3d. Les doublets libres de l’oxygène de O2 vont pouvoir aller s’engager dans les orbitales vacantes 3d. - Dans une liaison de coordination, il n’y a pas un partage d’électron mais c’est un atome qui utilise son doublet électronique non liant pour créer la liaison. - CO est un meilleur ligand du fer car le doublet électronique non liant du carbone va créer une liaison de coordination avec Fe2+ (C est moins électronégatif que l’oxygène, son doublet est plus disponible et la liaison en sera d’autant plus forte). - Hexacyanure de fer (III) : Hexacyanure de fer (III) - Charge du complexe = 3 charges négatives (3 positives provenant du fer + 6 négatives provenant de CN-). - Nombre de coordination = 6 (6 ligands CN-). - Le complexe n’étant pas toxique, le cyanure n’est plus toxique/mortel. - Charge de l’ion platine : 2+ car 2 chlores (1 charge négative pour chaque chlore) et NH3 est neutre. Cisplatine 7