Cours Chimie Chapitre 3 Remplis - Université Mohammed V de Rabat - 2023-2024 PDF

Filière : Médecine Département : Biologie Médicale Clinique UPR : Biochimie Module : Chimie – Biochimie / composante : chimie Semestre : 1 Niveau d’étude : 1ère année Intitulé de cours : Liaisons Chimiques (Chapitre 3) Nature de cours : CM/TD Enseignants : Pr. A. RIDHA / Pr. S. EL GHAMMARTI / Pr. A....

Filière : Médecine Département : Biologie Médicale Clinique UPR : Biochimie Module : Chimie – Biochimie / composante : chimie Semestre : 1 Niveau d’étude : 1ère année Intitulé de cours : Liaisons Chimiques (Chapitre 3) Nature de cours : CM/TD Enseignants : Pr. A. RIDHA / Pr. S. EL GHAMMARTI / Pr. A. MOUSTAGHFIR Année Universitaire : 2023-2024 1ère Année Médecine – S1 / Module : Chimie-Biochimie / Cours de Chimie Chapitre 3 : LIAISONS CHIMIQUES Pr. Abdellah MOUSTAGHFIR 1 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  PLAN Introduction 1. Schéma de Lewis, Règle de l’octet 2. Les liaisons interatomiques 2.1. La liaison métallique 2.2. La liaison ionique 2.3. La liaison covalente 3. Les liaisons intermoléculaires 3.1. Liaison hydrogène 3.2. Les forces de Van der Waals et les interactions hydrophobes 4. Liaison chimiques et Effets Electroniques 5. Géométrie des molécules simples : modèle VSEPR ou méthode de Gillespie 6. Hybridation des orbitales Conclusion Application QCM 2 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  Objectif global Comprendre le processus de formation d’une liaison chimique et son incidence sur la nature, la géométrie et les propriétés réactives des molécules. Objectifs spécifiques - Identifier la nature des liaisons interatomiques dans une molécule - Déterminer la représentation spatiale de molécules simples - Dénombrer dans une structure covalente les électrons σ et π, les électrons non liants et les lacunes électroniques - Expliquer la délocalisation des électrons π que l’on observe dans certaines structures moléculaires. - S’initier à l’hybridation des molécules les plus simples. 3 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  Introduction Dans la nature, les atomes se rencontrent très rarement à l’état isolé. Ils s’associent entre eux pour former des édifices polyatomiques :  éléments moléculaires (corps simple) : assemblage d’atomes de même nature Exemple :……………H2, F2, O3 …  molécules (corps composé): comportent 2 à plusieurs milliers d’atomes Exemple : …… CH4, C6H12O6, C8H9O2N Les éléments peuvent se combiner entre eux de plusieurs façons différentes pour former de nouveaux composés chimiques. Pour connaître les propriétés physico-chimiques de ces composés, il faut connaître la nature de la liaison chimique et le processus de sa formation. Des questions se posent :  Pourquoi tous les atomes ne peuvent-ils former des molécules ? Pourquoi H2 existe et C2 n’existe pas?  Pourquoi tous les atomes ne peuvent-ils former des molécules de même proportion ? Pourquoi O2 et O3 existe alors qu’il n’existe que H2 et non H3 ?  Pourquoi la molécule CO2 est linéaire tandis que SO2 est triangulaire? Pour répondre à ces questions, deux principes fondamentaux à retenir : Principe 1 : 2 atomes ne peuvent établir une liaison que si, leur interaction est favorable sur le plan énergétique … Principe 2 : A la formation des liaisons participent les électrons périphériques, ou électrons des couches de valence (les électrons de cœur sont trop liés au noyau pour pouvoir participer aux liaisons chimiques), et la nature des liaisons dépend de l’électronégativité des atomes. Exemple : dihydrogène H2 4 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  Exemple : difluor F2 F : Z = 9 : 1s2 2s2 2p5 F : Z = 9 : 1s2 2s2 2p5 Molécule de difluor F2 (F ̶ F) Dés qu’elle se forme, une liaison chimique est classée en deux groupes :  Les liaisons interatomiques : sont fortes au sens énergétique entre les atomes qui permettent de former l’édifice, ces liaisons nécessitent une énergie importante pour être détruites (300 a 500 kJ/mol), sont : - la liaison métallique - la liaison ionique - la liaison covalente  Les Liaisons Intermoléculaires : sont faibles entre les entités qui permettent d'assurer la cohésion dans le solide ou le liquide, dont la destruction est relativement faible (< 50 KJ/mol), sont : - liaison hydrogène - la force de Van der Waals - l’interaction hydrophobe. 1. Schéma de Lewis, Règle de l’octet Gilbert Lewis propose l’utilisation de schémas simples pour représenter les atomes ou les molécules, permettant la compréhension du processus de formation des liaisons : on représente uniquement la dernière couche électronique, donc seuls les électrons de valence apparaissent sur le schéma. Dans les schémas de Lewis, on essaie de respecter la règle de l’octet, afin que chaque atome soit entouré de 8 électrons. La règle de l’octet : c’est la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’électrons, afin que chaque atome lié par une liaison chimique soit entouré de 8 électrons et avoir la configuration stable des gaz rares le plus proche (ns2np6) 5 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR Remarque : - Gaz rares  Configuration stable  Huit électrons sur la couche externe  OCTET (sauf pour He : 2 électrons) - Chaque atome engagé dans une liaison cherche à acquérir la configuration électronique du gaz rare le + proche dans la classification périodique  OCTET. ► Schéma de Lewis d’un atome La représentation de Lewis consiste à décrire tous les électrons de valence d’un atome ou d’une d'une molécule, par : - Un électron célibataire est représenté par un point : - Une paire d’électron (doublet) est représentée par un tiret : ― La liaison chimique est représentée par un ou plusieurs traits. Chaque liaison est constituée par un doublet d'électrons partagé par deux atomes. ►Schéma de Lewis d’un atome : 1H , 5B , 7N , 8O , 17Cl , 18Ar Hydrogène H (Z=1) 1s1 Bore B (Z=5) 1s2 2s2 2p1 ……………………..……………………………………………………………………………. Schéma avec cases quantiques Schéma Lewis 1 doublet libre et 1e- célibataire Autres exemples 6 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR Le tableau ci-dessous donne la structure électronique et schéma de Lewis des éléments chimiques de la 1er et 2ème ligne du tableau périodique. ► Schéma de Lewis d’un élément moléculaire : H2 , Cl2 7 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR ► Schéma de Lewis d’une molécule : HCl , NH3 , H2S 8 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR Méthode pratique pour donner le schéma de Lewis des molécules simples : Pour donner la structure de Lewis des molécules simples, on adopte les démarches suivantes : Étape 1 : calcul le nombre d’électron de valence total des éléments constituant la molécule Étape 2 : proposition d’un squelette reliant l’atome central aux atomes terminaux (AX4 : A atome central X atome terminal) : attribue en premier les électrons des atomes terminaux par des doublets, les électrons si restants seront attribués à l’atome central Application Représentation de Lewis pour les molécules suivantes : CCl4, HCl , NH3 ,CO2 ……………………………………………………………………………………………………………………………………………..……… 9 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  10 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  11 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  12 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  2. Les liaisons interatomiques 2.1. La liaison métallique Plus de 75% des éléments connus sont des métaux En Médecine, les métaux purs sont en général moins d’importance : - les instruments chirurgicaux sont fabriqués à partir du tantale (Ta) - l’or (Au) ainsi que les amalgames constitués d’étain (Sn), d’argent (Ag) et de mercure (Hg) joue un rôle dans les amalgames dentaires. - Titane (Ti) et très utilisé dans les implants dentaires et les prothèses orthopédiques. Question: Comment peut on définir la liaison métallique? Quel est le modèle typique de la liaison métallique ? Définition : C’est une liaison chimique qui permet la cohésion des atomes d’un métal. Elle fait intervenir des millions d’atomes d’un métal formant un bloc solide. La liaison métallique s’explique par la formation d’un réseau constitué des atomes chargés positivement et d’un nuage électronique chargé négativement, le tout se déplace librement en maintenant la cohésion du solide métallique. C’est cette mobilité des électrons qui donne aux métaux le caractère de très bons conducteurs électriques et thermiques. 13 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  Exemple 1 : le modèle du sodium métallique (Na) Les cations de sodium Na+ sont maintenus par la force électrostatique exercée par la mer d’électron. Exemple 2 : Le métal titane 22Ti à l’état pur est constitué des ions métalliques Ti4+ qui sont placés de manière ordonnée dans toutes les directions. Ils plongent dans une mer d’électrons libres de charge négative assurant la liaison métallique permettant des bonnes propriétés physiques. 2.2. La liaison ionique Le chlorure de Sodium (NaCl, sel de cuisine), le carbonate de Sodium (Na2CO3, soude) et le sulfate de magnésium (MgSO4, sel d’Epsom) sont des corps rencontrés aussi en médecine. Ils sont qualifiés de composés ioniques ou de sel. Les sels de l’alimentation se dissocient en ions dans l’appareil digestif et accomplissent de nombreuses tâches. Autres exemples : Formule Nom Application NaF Fluorure de sodium dans les dentifrices NH4F fluorure d’ammonium composant de bain de bouche NaHCO3 hydrogénocarbonate de sodium contre l’hyperacidification de l’estomac Hg2Cl2 chlorure mercureux utilisé autrefois comme diurétique Laxatif de remède contre la syphilis BaSO4 sulfate de baryum agent de contraste radiographique 14 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  Question : quelle est la condition essentielle pour qu’une liaison ionique se forme entre deux atomes ? Réponse : une très forte différence d’électronégativité entre les deux atomes  Δ>1,7 (en général)  il y a un transfert total d’un ou de plusieurs électrons de l’élément le moins électronégatif vers le plus électronégatif  formations de deux ions de charge opposée : En pratique, elle apparaît essentiellement entre les métaux et les non métaux : les éléments colonnes 1 et 2 du tableau périodique (les alcalins et les alcalino-terreux) forment toujours des liaisons de type ionique avec ceux de l’avant dernière colonne (17) les halogènes. Exemple : Na (=0,9) et Cl(=3)  Δ = (3-0,9) = 2,1>1,7 La différence d'électronégativité est telle que l'élément le moins électronégatif (souvent atome métallique ‘Na’) cède un de ses électrons à l'élément le plus électronégatif (atome non métallique ’Cl’). Le premier devient positif et le deuxième devient négatif. Définition : la liaison ionique c’est une liaison chimique résultant d’un transfert d’e- entre atomes ayant des électronégativités très différentes. Dans la liaison ionique, les ions formés s’organisent à l’état solide sous forme d’un cristal, formant ainsi un réseau ionique Représentation schématique du réseau cristallin du chlorure de sodium (NaCl)  L’écriture de la formule des composés ioniques utilise la plus petite combinaison possible de cations et d’anions. Elle doit rendre compte de la neutralité électrique du composé. Exemple : quel type de liaison se forme entre le calcium et le chlore, donner la formule chimique du composé formé ? 15 Chap 3. FMPR. 1ère année. Pr. A. MOUSTAGHFIR  2.3. La liaison covalente C’est une liaison dans laquelle les électrons de valence des deux atomes sont partagés. C’est la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’électrons entre deux atomes. Cette liaison se forme entre les atomes d’éléments ayant des électronégativités très voisines. En pratique, elle apparaît essentiellement entre les non métaux, ce qui correspond généralement à une différence d'électronégativité inférieure à 1,7 (Δ < 1,7). La liaison formée est représentée par un trait. 3 types de liaison covalente : a) Liaison covalente simple b) Liaison covalente multiple c) Liaison covalente dative a) liaison covalente simple C’est une mise en commun d’électron(s) entre deux atomes identiques ou deux atomes ayant des électronégativités voisines (Δ1,7 : transfert d’e- entre atomes ayant  très différentes, Ionique NaCl, MgSO4 formation des ions sous de charge opposée simple Δ=0 : liaison covalente parfaite H2, Cl2 Covale polaire Δ