Chapitre 3. Les molécules, les liaisons chimiques PDF

Cours de chimie pour COPAD, DUBS Chapitre 3. LES MOLÉCULES – LIAISONS CHIMIQUES I. DEFINITIONS, FORMULES - Une molécule est une entité formée d'atomes, électriquement neutre. - Chaque molécule possède une formule e...

Cours de chimie pour COPAD, DUBS Chapitre 3. LES MOLÉCULES – LIAISONS CHIMIQUES I. DEFINITIONS, FORMULES - Une molécule est une entité formée d'atomes, électriquement neutre. - Chaque molécule possède une formule et un nom qui lui sont propres. 1. LA FORMULE BRUTE DES MOLECULES Une molécule se représente par un symbole, appelé « formule brute ». La formule brute donne uniquement la composition chimique des molécules, c'est-à-dire le nombre et le type d'atomes qui les composent, et la charge électrique des composés si ce sont des ions.  La formule brute ne donne pas le type des liaisons chimiques ni l'agencement spatial des atomes. Pour écrire une formule brute on indique : - l'élément chimique à l'aide de son symbole, - la quantité de cet élément par un nombre en indice à la droite de l'élément concerné. (H2SO4) - La charge électrique du composé, s'il en a une, est indiquée en exposant à la fin de la formule. Le nombre de charges élémentaires est indiqué par un nombre suivi d'un + si le composé est chargé positivement (Al3+), ou d'un – si le composé est chargé négativement (S2–).  On se dispense d’écrire le nombre 1 Exemples L’acide perchlorique Le cation ammonium HClO4 NH4+ 1 charge positive 1 atome d’hydrogène 4 atomes d’oxygène 1 atome d’azote 4 atomes d’hydrogène 1 atome de chlore - Si l’on veut considérer plusieurs molécules, on le mentionnera par un nombre (facteur) placé devant la formule brute : 3 HClO4 10 NH4+ 3 molécules d’acide perchlorique 10 cations ammonium [email protected] 1 Cours de chimie pour COPAD, DUBS 2. LA FORMULE DEVELOPPEE (LEWIS) DES MOLECULES La formule de Lewis permet de représenter : - les liaisons assemblant les atomes entre eux, et - les paires d’électrons de valence ne participant pas aux liaisons.  Le modèle de Lewis ne permet pas de montrer la forme de la molécule dans l'espace. Pour écrire une formule développée on fait apparaître : - tous les atomes de la molécule - toutes les liaisons chimiques (deux électrons mis en commun entre deux atomes = doublet liant) - toutes les paires non liantes (paires d'électrons qui ne servent pas de liaisons entre deux atomes). II. FORMATION DE MOLÉCULES 1. LA REGLE DE L’OCTET Pour former une molécule, les atomes ne se groupent pas au hasard mais bien selon des règles précises. Un atome augmente sa stabilité lorsque sa couche de valence est complète, c'est-à- dire qu'elle contient le nombre maximum d'électrons qu'elle peut contenir. Règle de l'octet : dans une molécule, les atomes se lient les uns aux autres en utilisant leurs électrons externes dans le but d'obtenir la structure électronique du gaz rare le plus proche (8 électrons externes) Les atomes peuvent s'associer dans des liaisons avec d'autres atomes, soit en cédant, soit en acquérant ou encore en mettant en commun ses électrons.  Grâce à cette règle, nous pouvons justifier la structure d'une molécule ! [email protected] 2 Cours de chimie pour COPAD, DUBS 2. LA VALENCE Dans une molécule ou un ion, la valence d'un atome est le nombre de liaisons que cet atome a formé. Un élément univalent est un élément chimique qui formera des molécules ou ions en se liant une seule fois. Exemple : H Un élément bivalent est un élément chimique qui formera des molécules ou ions en se liant deux fois. Exemple : O Un atome utilise obligatoirement tous ses électrons célibataires dans une molécule, c’est la valence minimale.  Dans certains cas, les atomes qui en possèdent peuvent également utiliser leurs paires.  Exercice d’application Donnez les valences possibles de : P: Ca : Ar : 3. CONVENTIONS GENERALES POUR FORMER DES LIAISONS : Dans une molécule, tous les électrons célibataires d'un atome doivent être liés à des électrons célibataires d'atomes d'un autre élément : - Il n'y a pas d'électrons célibataires libres dans une molécule ! - Liaisons seulement entre atomes d'éléments différents sauf pour les molécules biatomiques : H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2 - Seulement le carbone qui peut former des chaînes (C-C-C-C-C-C-C) ou des cycles. - On supposera, que pour tous les éléments de transitions, la règle de l’octet est vérifiée. [email protected] 3 Cours de chimie pour COPAD, DUBS Construction de molécules à 1 ou 2 éléments (exemples ne faisant intervenir que les électrons célibataires)  Procédé du chiasme : on croise les valences et on obtient les indices ; veiller à ce que les indices soient premiers entre eux, sinon il faut les diviser par leur PGCD.  Procédé de la structure qui permet une meilleure compréhension par la visualisation. La Valence Formule Construction Formule développée molécule brute contient Fluor F (I) F2 (seulement) Hydrogène H (I), H2O et oxygène O (II) Aluminium Al (III), Al2O3 et oxygène O (II) SiO2 Silicium et Si (IV), et pas oxygène O (II) Si2O4  Exercices d’application : 1) Donner les formules brutes et les formules développées des molécules formées de: a) O et F b) O et P 2) En utilisant les valences, trouver les formules brutes des molécules formées de : a) P et Br ; b) Cl et Fe, Fe de valence II ; c) O et Fe, Fe de valence III 3) Quelle est la valence : a) du Nickel dans NiO b) du Chrome dans Cr2O3 [email protected] 4 Cours de chimie pour COPAD, DUBS 4. L’ELECTRONEGATIVITE En chimie, l'électronégativité d'un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément (elle est indiquée sur le tableau périodique). Valeur : comprise entre 0,6 et 3,9 (selon Mulliken), sans unité - Plus le chiffre est grand, plus l'élément attire les électrons  Éléments électronégatifs : ce sont les non métaux - Plus le chiffre est petit, plus l'élément a tendance à perdre les électrons  Éléments électropositifs : ce sont les métaux 5. LE NOMBRE D'OXYDATION (N.OX.) Le nombre d'oxydation correspond au nombre d'électrons perdus ou gagnés par un atome lorsqu'il se lie avec un autre atome.  Il est égal à sa valence, mais il est précédé d'un signe + ou – - L’atome qui à l'électronégativité la plus grande capte un ou plusieurs électrons (signe –) - L’atome qui à l'électronégativité la plus petite perd un ou plusieurs électrons (signe +) - Si les deux atomes ont la même électronégativité, les 2 atomes restent neutres et leurs n.ox. = 0 Une molécule est globalement neutre : la somme algébrique des n.ox. de ses atomes est TOUJOURS égale à ZERO.  Exercices d'application : 1. Donner les n.ox. du sodium et du chlore quand ces 2 éléments sont liés. 2. Donner le n.ox. de l'azote quand un atome d'azote est lié à un autre atome d'azote. 3. Quel est le nombre d’oxydation de l’O et de l’H dans la molécule H2O ? 4. Un atome de Ca peut-il se lier à un autre atome de Ca ? [email protected] 5 Cours de chimie pour COPAD, DUBS III. LES DIFFERENTES LIAISONS La liaison chimique est le phénomène qui lie les atomes entre eux. Pour rompre une liaison chimique, il faut fournir de l’énergie au système, sous forme de chaleur, de rayonnement électromagnétique ou d’un potentiel électrique.  La différence d'électronégativité (EN) entre les deux éléments qui se lient détermine la nature de la liaison On distingue trois différents types de liaison chimique : - Covalentes - Ioniques - Métalliques EN Type de la liaison EN  0,2 COVALENTE NON-POLAIRE dite COVALENTE PURE 0,2 < EN < 1,7 COVALENTE POLAIRE NORMALE (si la liaison est formée de deux électrons célibataires) ou COVALENTE POLAIRE COORDINATIVE (si la liaison est formée d’une paire d’électron donné par un des atomes) EN > 1,7 IONIQUE Une liaison covalente est une liaison dans laquelle deux électrons de valence sont partagés entre deux non-métaux. [email protected] 6 Cours de chimie pour COPAD, DUBS 1. LIAISON COVALENTE PURE : EN  0,2 Cette liaison a lieu entre deux atomes de même électronégativité. Il s'agit de la mise en commun de deux électrons célibataires, chacun des deux atomes liés en fournissant un. Les deux atomes ayant la même tendance à attirer les électrons, ceux-ci graviteront de façon tout à fait similaire autour des deux atomes impliqués dans la liaison.  Les atomes restent neutres : pas de charge, leur nombre d'oxydation = 0 Liaisons covalentes multiples Pour compléter leur couche de valence les atomes peuvent parfois mettre en commun plusieurs électrons chacun.  Exercice d’applications : La valence formule formule EN n.o. molécule brute développée contient Cl Cl Cl Cl seulement C: C: C: C et S S: S: S: [email protected] 7 Cours de chimie pour COPAD, DUBS 2. LIAISON COVALENTE POLAIRE : 0,2 < EN < 1,7 Formons une molécule d’acide chlorhydrique constituée d'un atome de chlore et d’un atome d’hydrogène. Le chlore, étant plus électronégatif (EN = 3,1) que l'hydrogène (EN = 2,2), attire davantage les électrons vers lui. Le nuage électronique est déformé et son centre ne coïncide plus avec le centre de la molécule. Il apparaît une fraction de charge négative δ– sur le chlore et une fraction de charge positive δ+ sur l’hydrogène. Dans une liaison covalente polarisée les atomes ne restent pas neutres (les électrons ne sont pas également partagés entre deux atomes) : - L'atome le plus électronégatif prend des charges partielles –  son n.ox. est négatif. - L'atome le moins électronégatif prend des charges partielles +  son n.ox. est positif. - On ajoute – et + à chaque liaison de la formule développée. - Le nombre de charge + ou – sont égales aux nombres d’oxydation  Exercice d’applications : La molécule formule formule valence EN n.o. contient brute développée O: O: O: O et H H: H: H: Ga : Ga : Ga : Ga et S S: S: S: [email protected] 8 Cours de chimie pour COPAD, DUBS 3. LIAISON COVALENTE COORDINATIVE = liaisons avec les paires (0,2 < EN < 1,7) On appelle liaison covalente coordinative la liaison au cours de laquelle l'atome (le moins électronégatif) met un ou plusieurs de ses propres pairs en commun avec un autre atome (souvent avec l'oxygène). Cette liaison est symbolisée par une flèche allant du donneur à l’accepteur. - L'élément ne peut utiliser ses paires qu'après avoir lié tous ses électrons célibataires. - L'élément peut utiliser toutes ses paires ou seulement une partie. - Les éléments possédant des paires (sauf le fluor) peuvent faire des covalences de coordination avec l'oxygène - Pour chaque liaison, il se crée 2 fractions de charges – sur l'oxygène et donc 2 + sur l'autre élément Considérons la molécule théorique SO ; sa formule développée est : Si on veut développer SO2, il faut introduire les liaisons coordinatives. Etape 1. : L'oxygène met ses 2 électrons célibataires ensemble. Etape 2. : Le soufre met en commun l’une de ses paires avec l’oxygène :  La molécule SO3, donc, se développera : [email protected] 9 Cours de chimie pour COPAD, DUBS  Exercice d’application : En fonction de ce qui a été énoncé précédemment, développer les molécules : Cl2O ; Cl2O3 ; Cl2O5 ; Cl2O7 4. LA LIAISON IONIQUE :  EN ≥ 1,7 Les liaisons ioniques sont formées par transfert complet d’un ou de plusieurs électrons de valence d’un atome à l’autre ayant une grande différence d'électronégativité, typiquement entre un non-métal et un métal. Il y a la formation d'ions. C'est l'attraction électrostatique entre charges opposées qui assure la liaison. Pour les éléments des trois premières lignes du tableau périodique il est possible de prévoir la structure électronique des ions stables en utilisant les règles du duet et l’octet selon lesquelles un atome, lorsqu’il se transforme en ion cherche à acquérir la même structure électronique que le gaz noble dont il est le plus proche. - L'atome le plus électronégatif gagne un (ou plusieurs) électron(s) et devient un ion négatif (n.o. négatif). - L'atome le moins électronégatif en perd un (ou plusieurs) électron(s) et devient un ion positif (n.o. positif). - On ajoute les charges entières + et – à chaque liaison de la formule développée. [email protected] 10 Cours de chimie pour COPAD, DUBS Exemple : réaction du magnésium avec l’oxygène L’oxygène étant plus électronégatif que le magnésium, attire l'électron de valence du Mg afin de réaliser l'octet périphérique. L'atome Mg perd deux électrons et devient ainsi l'ion Mg2+ afin de réaliser également l'octet périphérique. L'atome O gagne deux électrons et devient ainsi l'ion O2– Les ions, Mg2+ et O2–ainsi formés, étant de signes contraires, s'attirent mutuellement par attraction électrostatique et forment une liaison ionique. Lorsque des atomes sont liés par des liaisons ioniques, il ne se forme pas de molécules diatomiques, mais un réseau cristallin, un assemblage infini de cations et d'anions. Les ions sont empilés régulièrement en trois dimensions de manière à mettre en présence des partenaires de charges opposées tel que l'ensemble soit électrostatiquement neutre.  Les ions peuvent être aussi bien minéraux qu'organiques (acétate CH 3COO–) et monoatomique (F–) aussi bien que polyatomiques (NO3–)  Exercices d’application : Complétez le tableau La molécule valence formule formule EN n.o. ions contient brute développée Na : Na : Na : Na et Cl Cl : Cl : Cl : Ca : Ca : Ca : Ca et F F: F: F: [email protected] 11 Cours de chimie pour COPAD, DUBS 4.1. Ion monoatomique Un ion monoatomique est un ion formé à partir d'un atome (exemples : K+, Na+) ayant, par définition courante, gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Lors de la "transformation" de l'atome en ion, le noyau reste inchangé. Les ions sont donc des espèces chimiques chargées. La charge est précisée en haut à droite du symbole de l'atome d'origine. Un atome ayant perdu un ou plusieurs électrons forme un ion positif : cation. Un atome ayant gagné un ou plusieurs électrons forme un ion négatif : anion. Cations monoatomiques Les cations monoatomiques sont des ions métalliques sauf le H+. Un cation de type I contient un atome qui forme un seul type d'ion : Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Al3+, Ag+, Zn2+… Un cation de type II contient un atome qui forme au moins deux types d'ions, c'est-à- dire avec différents nombres de charges. Fe2+, Fe3+, Cu+, Cu2+, Cr3+, Cr6+… Anions monoatomiques Les anions monoatomiques sont généralement obtenus par déprotonation d'hydracides. Exemples : H‒, F‒, Cl‒, Br‒, I‒, O2‒, S2‒, Se2‒, N3‒, P3‒, C4‒ Les ions polyatomiques (ions moléculaires) Ce sont les ions constitués de deux ou plusieurs atomes. Exemples : cation ammonium (NH4+) ; OH− (anion hydroxyde) ; SO42− (anion sulfate) En chimie, le terme "sel" peut désigner n'importe quelle substance ionique (organique ou minérale), composé de cations chargés positivement (ex. : Na+) et d'anions chargés négativement (Cl–) formant un produit neutre et sans charge nette.  Un sel est généralement soluble dans l'eau. Les solutions de sels dans l'eau sont appelées électrolytes.  Tant les électrolytes que les sels fondus conduisent l'électricité. [email protected] 12 Cours de chimie pour COPAD, DUBS  Exercices d’application : Donner toutes les molécules globalement neutres que l'on peut construire avec les ions suivants : Cation Chlorures Hydroxydes Carbonates Phosphates Manganèse Cl– OH– CO32– PO43– Mn2+ MnCl2 Mn(OH)2 MnCO3 Mn3(PO4)2 Mn3+ Mn4+ Mn6+ Mn7+ 5. LA LIAISON METALLIQUE Dans les métaux, les atomes existent sous forme de cation autour duquel se trouvent les électrons. La cohésion du cristal se fait par attraction électrostatique entre les cations et les électrons.  Les électrons périphériques sont délocalisés à toute la pièce métallique. Ils assurent ainsi la cohésion de l'ensemble, mais restent extrêment mobiles  Cette forme de liaison explique la conductibilité électrique et thermique, la ductilité, la malléabilité et le reflet métallique des métaux. Comme les électrons ont une grande liberté à l'intérieur du métal, ils se déplacent aisément dès qu'une tension y est appliquée : [email protected] 13 Cours de chimie pour COPAD, DUBS L'influence de la chaleur est double : D'une part, la mobilité ses électrons explique que leur excitation par la chaleur se propage rapidement dans tous les sens, d'autre part, le mouvement désordonné des troncs ioniques entrave un peu le mouvement des électrons dans un sens déterminé quand ils sont soumis à une tension : la conductivité électrique diminue avec la température. Quand le métal est déformé, les couches formées par les troncs ioniques glissent tout simplement l'une sur l'autre sans que le nuage électronique soit affecté. Le métal se laisse déformer et aplatir en feuilles minces. Quand la surface du métal est bien polie, tous les photons de lumière incidents excitent les électrons de conduction des métaux. En retombant sur leur niveau énergétique normal, ces électrons émettent des photons de même fréquence que ceux de la lumière incidente, d'où éclat métallique. Si le métal est en poudre, les photons allant dans tous les sens s'annulent mutuellement comme les vagues dans un bassin plein d'obstacles. La poudre métallique apparaît souvent noire. Les alliages Un alliage est un mélange homogène (pas de combinaison chimique définie) contenant différents éléments dont l’un au moins est un métal. Propriétés des alliages : température de fusion plus basse, ductilité, malléabilité moins bonne; dureté et solidité supérieures que celle du métal pur. [email protected] 14 Cours de chimie pour COPAD, DUBS Exemples d’alliages IV. CONSTRUCTION DES FORMULES DÉVELOPPÉES POUR TOUS TYPES DE LIAISONS 1. LES MOLÉCULES À DEUX ÉLÉMENTS - Donner les électrons de valence et les électronégativités pour chaque atome (tableau périodique) - Il faut toujours utiliser d’abord tous les célibataires. - On n’est pas obligé d’utiliser toutes les paires ; on peut utiliser qu’une partie Exemples : [email protected] 15 Cours de chimie pour COPAD, DUBS 2. LES MOLÉCULES À PLUS DE DEUX ÉLÉMENTS - L’oxygène se place toujours et d’abord entre le métal et non-métal ou entre hydrogène et non-métal - Un même atome d’oxygène ne peut être lié simultanément à deux atomes d’un même métal ou à deux atomes d’un même non-métal 3. DÉVELOPPEMENT DES MOLÉCULES À L’AIDE DU TABLEAU 1 2 3 4 5 Métal Oxygène Non-métal Reste d’oxygènes et/ou hydrogène Mettre autant d'atomes Lier les électrons Mettre les atomes qu'il y a d'électrons célibataires avec d'oxygène qui reste (s'il y célibataires dans la 1ère ceux restant sur en a) et les lier soit par colonne et lier chaque les atomes covalence si le non-métal Formule célibataire avec 1 seul d'oxygène de la possède encore des développée ème des 2 célibataires de 2 colonne célibataires libres, soit par l'atome d'oxygène. covalence de coordination. Exemple : HNO3 EN : 2.1 EN : 3.4 EN : 2.9 EN : 3.4 Liaison covalente Liaisons covalente polaire polaire Liaison coordinative [email protected] 16 Cours de chimie pour COPAD, DUBS V. GEOMETRIE DES MOLECULES Les atomes s’attachent les uns aux autres pour former des molécules plus ou moins complexes. Les liaisons s'orientent dans l'espace avec un angle précis les unes par rapport aux autres. Type Forme Exemple Type Forme Exemple AX1En AX3 linéaire H-Cl triangulaire plane AX2 AX3E linéaire pyramide trigonale AX2E2 coudée en AX4 forme de V tétraédrique  La stabilité des liaisons covalentes et l'orientation dans l'espace des différents atomes les uns par rapport aux autres sont deux caractéristiques qui confèrent aux différentes molécules leurs propriétés chimiques essentielles. Une règle consiste à disposer les atomes de façon symétrique autour de l’atome central : Règles de GILLESPIE ou modèle VSEPR Ce modèle repose sur l’idée que les électrons de valence, groupés par paires liantes et non-liantes se repoussent mutuellement et se placent de ce fait aussi loin que possible les unes des autres. On note la molécule comme: AXmEn A : l’atome central, X : une paire liante (atome lié à l’atome central) E : une paire d’électron non liante m = nombre d’atomes X liés à A n = nombre de paires non liantes autour de A 444  Les molécules diatomiques sont notées comme : AX1En  on donne à une liaison double ou triple la valeur d’une seule liaison. [email protected] 17 Cours de chimie pour COPAD, DUBS Exemple Formule brute SO SO2 SO3 Atome central (A) pas défini S S Atome lié (X) pas défini O O nombre d’atomes X pas défini 2 3 liés à A (m) paire d’électron pas défini 1 0 non liante (E) autour de A (n) Type : AXmEn AX1En AX2E AX3 forme linéaire coudée, forme de V triangulaire plane Formule développée  Donner la formule développée avec la bonne géométrie : PH3 ; SiCl4 ; CO2 Résumé liaisons  [email protected] 18 Cours de chimie pour COPAD, DUBS QUESTIONS – EXERCICES 1. Donner la valence et le nombre d'oxydation des éléments suivants : Fe dans Fe2O3 Cu dans CuCl2 Cl dans Cl2O5 2. Peut-il y avoir une covalence pure entre : (justifiez la réponse) S et C O et Br 3. Vous avez à votre disposition l'élément CHLORE : a) Choisir un AUTRE élément avec lequel le chlore forme une covalence pure. Donner la formule développée et brute de ce composé. b) Choisir un élément avec lequel le chlore forme une covalence polaire. Donner la formule développée et brute de ce composé. c) Choisir un élément avec lequel le chlore forme une liaison ionique. Donner la formule développée et brute de ce composé. 4. Former molécules avec les atomes donnés : Sb et H Si et O - Donner la configuration électronique de la couche externe, la valence, l’électronégativité et le nombre d’oxydation pour chaque type d’atome. - Donner les formules brutes des molécules formées - Déterminer le type de la liaison chimique - Déterminer le type (AXnEm) et la forme géométrique de la molécule (voir tableau ci-dessous) AX2 AX2E AX2E2 linéaire coudée en forme de V coudée en forme de V AX3 AX4 AX3E triangulaire plane tétraédrique Pyramide trigonale 5. Donner les formules des corps ioniques formés à partir des ions suivants : Ag+ et Br- Ag+ et S–2 Cu+2 et O–2 Pb+2 et HO– Fe+3 et O–2 Pb+4 et O–2 Pb+4 et Cl– : Cr+6 et O–2 : [email protected] 19 Cours de chimie pour COPAD, DUBS Corrigé 1. Fe (III) n.o. (Fe) = +3 Cu (II) n.o. (Cu) = +2 Cl (V) n.o. (Cl) = +5 2. S et C oui (ΔΕN = 0,2) O et Br non (ΔΕN = 0,4) 3. a) N (1p,3c ; EN=2,9) Cl (3p,1c ; EN=3,1) ΔΕN = 0,2 NCl3 b) H (1c ; EN = 2,2) Cl (3p,1c ; EN=3,1) ΔΕN = 0,9 HCl c) K (1c ; EN = 0,7) Cl (3p,1c ; EN=3,1) ΔΕN = 2,4 KCl 4. a) Sb et H configuration élément valence électronégativité n.o. (couche externe) Sb 1p,3c III 2,1 0 H 1c I 2,2 0 SbH3 Liaison covalente pure: EN = 0,1 Type AX3E ; Pyramide trigonale b) Si et O configuration élément valence électronégativité n.o. (couche externe) Si 4c IV 2,3 +4 O 2p,2c II 3,4 -2 SiO2 Liaison covalente polaire : EN = 1,1 Type AX2 : linéaire 5. Donner les formules des corps ioniques formés à partir des ions suivants : AgBr Ag2S CuO Pb(OH)2 Fe2O3 PbO2 PbCl4 CrO3 [email protected] 20