Chapitre 5 Règle de l'octet PDF

Chapitre 5 Partie 1 – La règle de l’octet  Introduction uels sont les atomes les plus tables du tableau périodique? Les gaz inertes! Introduction He Pourquoi les gaz inertes sont-ils si stables ? Ne...

Chapitre 5 Partie 1 – La règle de l’octet  Introduction uels sont les atomes les plus tables du tableau périodique? Les gaz inertes! Introduction He Pourquoi les gaz inertes sont-ils si stables ? Ne Ar  Introduction Parce que leur dernièreHe uche électronique est pleine! Ne Ar Règle de l’octet Comme les gaz inertes sont très stables, il est avantageux pour les atomes d’avoir le même nombre d’électron que les gaz inertes. Règle de l’octet Tous les atomes tendent à vouloir acquérir ou perdre les électrons nécessaires pour que leur dernière couche électronique soit remplie. Attention! Les atomes vont toujours prendre la direction « la plus rapide » pour atteindre la configuration d’un gaz inerte. Règle de l’octet pour les halogènes Les halogènes Comme les halogènes ont un électron de moins que les gaz inertes, ils ont tendance à gagner un électron pour satisfaire la règle de l’octet. Règle de l’octet pour les alcalins Les alcalins Comme les alcalins ont un électron de plus que les gaz inertes de la période précédente, ils ont tendance à perdre un électron pour satisfaire la règle de l’octet. Règle de l’octet pour les alcalino- terreux Les alcalino-terreux Comme les alcalino-terreux ont deux électrons de plus que les gaz inertes de la période précédente, ils ont tendance à perdre deux électrons pour satisfaire la règle de l’octet. Tableau général pour la règle de l’octet On peut généraliser les tendances pour chaque famille du tableau périodique. Famille IA IIA IIIA IV A VA VI A VIIA VIIIA Nom de la alcali alcali ------- ------- ------- ------- Halog Gaz famille n no- -nes ènes inerte terreu s x Tendance Perdr Perdr Perdr Gagn Gagn Gagn Gagn Ne pour e 1 e- e 2 e- e 3e- er ou er 3 e- er 2 e- er 1 rien satisfaire perdr e- faire la règle de e 4 e- l’octet Exercice 2.1.1 Déterminer si chacun des atomes suivants gagne ou perd des électrons pour satisfaire la règle de l’octet et combien d’électrons doit-il gagner ou perdre. 1. fluor 2. sodium 3.arsenic 4. bore 5. silicium 6. argon  Chapitre 5 Partie 2 – Les ions Introduction Qu’arrive-t-il aux atomes qui gagnent des électrons? Sont-ils Ex: Fluor (F) neutres? Total des charges: 9p+ + 10 e- = ? 9+ + 10- = -1 acquièrent une charge négative  Introduction Qu’arrive-t-il aux atomes qui perdent des électrons? Sont-ils neutres? Ex: Sodium (Na) Total des charges: 11p+ + 10 e- =? 11+ + 10- = +1 s acquièrent une charge positive Définition: Ion Ion Atome (ou groupes d’atomes) portant une charge électronique non nulle en raison d’une perte ou d’un gain d’électrons. Notation: La charge est inscrite en exposant à droite du symbole chimique de l’atome. Ex: Be2+ (Béryllium ayant perdu deux électrons) Exemple: Be2+ Définition: Anion/ion négatif Ion négatif (anion) Ion dont la charge est négative (donc il a gagné des électrons). Exemple: Cl- Notation de Lewis: Définition: Cation/ion positif Ion positif (cation) Ion dont la charge est positive (donc il a perdu des électrons). Exemple: Na+ Notation de Lewis: Exemple: Be2+ Notation de Lewis: Ions les plus probables de chaque famille À partir des tendances obtenues par la règle de l’octet, on peut déterminer les ions les plus probables de chaque famille Famille IA IIA IIIA IV A VA VI A VIIA VIIIA Nom de la alcali alcali ------- ------- ------- ------- Halog Gaz famille n no- -nes inerte terreu s x Tendance Perdr Perdr Perdr Gagn Gagn Gagn Gagn Ne pour la e 1 e- e 2 e- e 3e- er ou er 3 e- er 2 e- er 1 rien règle de perdr e- faire l’octet e 4 e- Charge la +1 +2 +3 +4 ou -3 -2 -1 0 plus -4 probable Ion le plus E1+ E2+ E3+ E4+ ou E3- E2- E1- E0 probable E4- Ions polyatomiques Ions polyatomiques Groupes d’atomes liés chimiquement (molécules) portant une charge électronique non nulle en raison d’une manque ou d’un surplus d’électrons. Attention! Vous devez mémoriser les formules et noms de ces différents ions.Nom Formule Formule Nom Acétate Hydroxyde Ammonium Nitrate Bicarbonate Nitrite Carbonate Phosphate Chlorate Sulfate Chromate Sulfite Exercice 2.2.1 a) Déterminer la formule chimique des ions ci-dessous: 1. brome qui gagne un électron 2. magnésium qui perd deux électrons 3. Silicium qui gagne 4 électrons b) Déterminer le nombre de protons et d’électrons des ions suivants: 1. Li+ 2. S2- 3. As3-  Chapitre 2 Partie 3 – Les types de liaisons Phénomènes: p.46-47 Section 2.1.2 et  Introduction se passe-t-il quand un ion po est près d’un ion négatif? Ils s’attirent!  Introduction se passe-t-il quand un atome qui er un électron se situe près d’un a qui veut perdre un électron? Un va donner son électron à l’autre et ils vont s’attirer pour Molécule Molécule Assemblage d’atomes constituant l’unité de base d’une nouvelle substance. Ex: CO2 (dioxyde de Ex: H2O carbone) (eau) Définition : Liaison chimique Liaison chimique Une liaison chimique est l’union de deux atomes par le transfert ou le partage d’un ou de plusieurs électrons. Il y a deux types de liaisons chimiques: - Liaison ionique - Liaison covalente Définition : Liaison ionique Liaison ionique Liaison qui se produit entre un métal et un non- métal. Dans une liaison ionique, un atome transfert un ou plusieurs électrons à l’autre atome. Comme un des atomes devient positif et l’autre négatif, ils s’attirent. Attention! L’hydrogène est un non-métal! Ex: Sel (NaCl)  Exemples de liaison ionique: NaCl 1. L’atome de Na veut perdre son électron de trop et l’atome de Cl veut gagner un électron. 2. L’atome de Na donne son électron à l’atome de Cl. 3.Puisque les charges opposées s’attirent, l’ion Na+ est attiré par l’ion Cl-.  Exemples de liaison ionique: MgCl2 1. L’atome de Mg veut perdre deux électrons et chaque atome de Cl veut gagner un électron. 2. L’atome de Mg donne un électron à chaque Cl. 3.Puisque les charges opposées s’attirent, l’ion Mg2+ attire les ions Cl-.  Introduction Est-ce possible de lier ux atomes d’oxygène ensemb Oui, par une liaison covalente! Définition : Liaison covalente Liaison covalente Liaison qui se produit entre deux non-métaux ou entre un non-métal et l’hydrogène. Dans une liaison covalente, les atomes partagent une ou plusieurs paires d’électrons entre eux. Ex: F2 Exemples de liaison covalente: F2 1. Chaque atome ne veut pas perdre ses électrons. 2. Les atomes s’approchent et partagent une paire d’électrons qui appartient aux deux atomes à la fois. 3. On considère que chaque atome respecte la règle de l’octet. Exemples de liaison covalente: H2O 1. Chaque atome ne veut pas perdre ses électrons. 2. Les atomes s’approchent et partagent une paire d’électrons qui appartient aux deux atomes à la fois. 3. On considère que chaque atome respecte la règle de l’octet. Exemples de liaison covalente: O2 1. Chaque atome ne veut pas perdre ses électrons. 2. Les atomes s’approchent et partagent une paire d’électrons qui appartient aux deux atomes à la fois. 3. On considère que chaque atome respecte la règle de l’octet. Comment lire la formule chimique d’une molécule? Les symboles des atomes Dans la formule chimique, on indique le symbole de l’élément chimique des atomes présents dans la molécule. Les indices du nombre de chacun des atomes Pour chacun des éléments, on inscrit le nombre d’atome de cet élément en indice après le symbole de l’élément. Quand il y a un seul atome d’un élément, on n’inscrit rien. Exemple: Exemple 2.3.1 Représenter la liaison Li2O dans la notation de Lewis. Exercice 2.3.1 Représenter la liaison CH4 dans la notation de Lewis. Liaisons multiples si deux atomes partagent un doublet d’électrons, ils forment une liaison simple si deux atomes partagent deux doublets d’électrons, ils forment une liaison double si deux atomes partagent trois doublets d’électrons, ils forment une liaison triple pour une paire donnée d’atomes, les liaisons triples sont plus courtes et plus stables que les liaisons doubles, qui, elles, sont plus courtes et plus stables que les liaisons simples La liaison covalente polaire dans un diatomique homonucléaire (comme le H2 ou le F2), le partage des électrons est parfait dans un diatomique hétéronucléaire (comme le HF), le partage n’est pas fait de manière égale, i.e., l’électron passe plus de temps près d’un atome que l’autre la liaison est dit covalente polaire (ou tout simplement polaire) dans une liaison ionique, le transfert de l’électron est presque complet dans une liaison polaire, il y a toujours un partage important  L’électronégativité l’électronégativité est la tendance qu’a un atome à attirer vers lui les électrons dans une liaison chimique l’électronégativité est une valeur relative, et donc sans unité plus l’électronégativité d’un élément est élevée, plus cet élément a tendance à attirer des électrons un élément qui a une affinité électronique forte et une énergie d’ionisation élevée tend à avoir une électronégativité forte Pauling a établi une méthode pour calculer l’élecronégativité de la plupart des éléments L’électronégativité  Liaisons covalentes polaires et liaisons ioniques la liaison entre un métal et un non-métal tend à être ionique la liaison entre deux éléments non-métalliques tend à être covalente polaire règle générale: si la différence d’électronégativité est égale ou supérieure à 2.0, la liaison est essentiellement ionique si la différence d’électronégativité est inférieure à 2.0, la liaison est plutôt covalente polaire si la liaison est entre deux atomes du même élément, la liaison est covalente pure ou moins de 0,4  L’électronégativité et l’état d’oxydation L’état d’oxydation indique le nombre de charges qu’aurait un atome dans une molécule si les électrons étaient transférés complètement au plus électronégatif des atomes participant à la liaison eg.; dans l’eau, l’O est plus électronégatif que l’H, donc l’O prend un électron de chaque H: l’O a une charge de -2 et chaque H a une charge de +1 eg.; dans le péroxyde d’hydrogène, chaque O a un nombre d’oxydation de seulement -1 car chaque O prend un électron d’un H mais ils partagent parfaitement les deux électrons entre les deux O`s dans un composé qui contient le F, le F est toujours -1 car il est l’élément le plus électronégatif et il ne se lie jamais à lui-même, sauf dans le F2 Les règles d’écriture des structures de Lewis étape 1: établir la structure squelettique du composé en utilisant les symboles chimiques et en plaçant côte à côte les atomes liés en cas de doute, en général, l’atome le moins électronégatif occupe la position centrale étape 2: compter le nombre total d’électrons de valence dans le cas d’un anion, ajouter le nombre de charges négatives au total dans le cas d’un cation, soustraire le nombre de charges positives du total  La charge formelle et les structures de Lewis pour un atome isolé, le nombre d’électrons qui lui sont associés correspond au nombre d’électrons de valence qu’il possède dans une molécule, un atome possède les deux électrons dans chaque doublet libre qu’il possède, mais pour les doublets liants qui sont partagés entre deux atomes, un atome possède seulement la moitié du doublet liant la charge formelle d’un atome dans une molécule est la différence entre le nombre d’électrons de valence contenu dans un atome isolé et le nombre d’électrons associés à ce même atome dans une structure de Lewis  La charge formelle et les structures de Lewis charge formelle = nombre total d’électrons de valence dans l’atome isolé - nombre total d’électrons non-liants - 1/2 (nombre total d’électrons liants) dans le cas d’une molécule neutre, la somme des charges formelles doit être zéro dans le cas d’un ion, la somme des charges formelles doit être égale à la charge de l’ion N.B. les charges formelles ne représentent pas la distribution réelle des charges dans une molécule eg.; pour le H O, il n’y a pas de charges formelles mais on sait que 2 l’électronégativité de l’O est plus haute que celle de H, donc l’O porte une petite charge négative et les H’s portent des petites charges positives La charge formelle et les structures de Lewis Exemple: Déterminez les charges formelles dans l’ion carbonate. Solution: – pour l’atome C: 1 charge formelle (4)  (0)  (8) 0 2 – pour l’atome O dans C=O 1 charge formelle (6)  (4)  (4) 0 2 – pour l’atome O dans C-O 1 charge formelle (6)  (6)  (2)  1 2 – N.B. la somme des charges formelles (- 2) est la charge de l’ion  La charge formelle et les structures de Lewis si on a plusieurs structures de Lewis qui obéissent la règle de l’octet, on peut utiliser les charges formelles pour déterminer quelle structure est la meilleure dans le cas d’une molécule neutre, une structure de Lewis qui ne comprend aucune charge formelle est préférable à une autre qui en comprend une structure de Lewis qui comprend des charges formelles élevées (2, 3, etc.) est moins plausible qu’une autre dans laquelle ces charges sont plus petites si les structures de Lewis ont une distribution similaire de charges formelles, la plus plausible est celle dans laquelle les charges formelles négatives sont placées sur les atomes les plus électronégatifs La charge formelle et les structures de Lewis Exemple: Laquelle des structures de Lewis pour N2O est la meilleure? Solution: La troisième structure est la pire structure car le N terminal possède une charge de -2. La première structure est meilleure que la deuxième car l’O est plus électronégatif que le N et la première place la charge formelle négative sur l’O tandis que la deuxième la place sur le N. Le concept de résonance si on regarde, par exemple, une molécule comme l’ozone, O3, on a deux structures de Lewis différentes, mais équivalentes chaque structure de Lewis prédit que l’ozone a une liaison double O=O et une liaison simple O-O cependant, on constate expérimentalement que les deux liaisons O-O dans l’ozone sont équivalentes (même longueur, même force) en réalité, l’ozone est une combinaison des deux structures de Lewis Le concept de résonance la résonance est l’utilisation de deux ou de plusieurs structures de Lewis pour représenter une molécule donnée chacune des structures de Lewis est appelée une structure de résonance le symbole  indique que les structures illustrées sont des structures de resonance expérimentalement, on trouve que les liaisons dans l’ozone sont plus courtes et plus fortes que la liaison simple O-O dans le H2O2 mais ils sont plus longues et plus faibles que la liaison double O=O dans le O2 Le concept de résonance il ne faut pas croire qu’une molécule comme l’ion carbonate passe successivement et rapidement de l’une à l’autre de ses structures de résonance aucune des structures de résonance représente adéquatement la molécule réelle on utilise le concept de la résonance pour expliquer pourquoi les trois liaisons C-O dans l’ion carbonate sont toutes identiques N.B. si on change la position des atomes entre deux structures de Lewis, ceci n’est pas une résonance (plutôt, on a deux molécules distinctes)  Les exceptions à la règle de l’octet: l’octet incomplet dans certains composés, il est impossible de combler l’octet d’un atome eg.; le BF3 est un molécule relativement stable même si les trois premières structures de résonance comblent l’octet du B, les expériences indiquent que la dernière structure de résonance domine  Les exceptions à la règle de l’octet: les molécules à nombre impair d’électrons certaines molécules contiennent un nombre impair d’électrons ces molécules sont des radicals libres et sont typiquement très réactives avec un nombre impair d’électrons, il est impossible d’obéir la règle de l’octet des exemples de telles molécules sont l’oxyde d’azote: le dioxyde d’azote:  Les exceptions à la règle de l’octet: l’octet étendu si l’atome central est de la troisième période (ou même plus bas dans le tableau périodique), les orbitales d de l’atome central peuvent participer aux liaisons covalentes ces orbitales d permettent à l’atome central d’accomoder plus de huit électrons, soit un octet étendu N.B. même si un atome peut avoir un octet étendu, il peut toujours choisir d’obéir la règle de l’octet des exemples de telles molécules sont: l’hexafluorure du soufre le pentafluorure de phosphore Polymères Une macromolécule constituée d'un enchaînement d'un grand nombre d'unités de répétition Page 216-217 Définition: Monomère 1 groupement Dimère 2 groupements Trimère 3 groupements Tétramère 4 groupements Polymère plus 4 groupements