3.1 Vocabulaire à apprendre à maîtriser dans ce chapitre

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3.1 Vocabulaire à apprendre à maîtriser dans ce cha pitre

Notion de stabilité et règle de l’octet

Stable/pas stable Structure électronique

Règle de l’octet Couche complète

La liaison ionique

Ion Cation Anion

Monoatomique Polyatomique Charge

Bilan des charges Positif Négatif

Liaison ionique Electrovalence Attraction électrostatique

Les liaisons covalentes

Covalent Liaisons multiples Liaison covalente pure

Liaison covalente polaire Electronégativité Polarisé

Polarité formule développée

Valence et nombre d’oxydation

Valence Nombre d’oxydation

Liaison intermoléculaire

Liaison intermoléculaire liaison intramoléculaire pôle

Dipôle Liaison (pont) hydrogène attraction électrostatique

3.2 Compétences à acquérir au cours de ce chapitre

A la fin de ce chapitre vous devriez être capable de

Notion de stabilité et règle de l’octet

• Identifier les éléments stables ou instables en fonction du nombre d’électrons externes.

• Identifier, pour les éléments non stables, le gaz rare dont ils cherchent à acquérir la structure électronique.

• Citer et appliquer la règle de l’octet.

Les ions et la liaison ionique

• Définir/expliquer ce qu’est un ion, un cation et un anion.

• Ecrire la formule brute des ions.

• Expliquer comment se crée une liaison ionique entre 2 atomes.

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Les liaisons chimiques 2

• Expliquer ce qu’est une attraction électrostatique et la reconnaître.

• Citer les propriétés des composés ioniques.

• Déterminer si un élément formera un cation ou un anion et quelle sera la charge de l’ion soit en se basant sur son nombre d’électrons externes, soit à l’aide de la différence d’électronégativité entre les 2 atomes de la liaison.

• Déterminer la formule brute d’un cation et d’un anion, ainsi que la quantité de chacun de ces ions à partir de la formule brute d’un composé ionique.

• Déterminer la formule brute d’un composé ionique en connaissant la formule brute des ions qui le compose.

• Définir et utiliser la notion d’électronégativité.

• Déterminer par le calcul à partir de l’électronégativité des éléments, la présence/l’absence de liaison(s) ionique(s) dans une molécule.

• Dessiner la formule développée des composés ioniques à partir de leur formule brute en utilisant le formalisme adéquat.

Les liaisons covalentes

• Définir, lire et utiliser l’électronégativité.

• Expliquer le principe d’une liaison covalente.

• Définir le mode de liaison de deux atomes en se basant sur leur électronégativité.

• Identifier et représenter avec le bon formalisme les différentes liaisons covalentes.

• Déterminer les charges partielles des atomes contenus dans les composés covalents.

• Dessiner la formule développée des composés covalents simples à partir de leur formule brute.

La valence et le nombre d’oxydation

• Définir et déterminer la valence et le nombre d’oxydation d’un atome.

• Différencier la valence, le nombre d’oxydation et la charge d’un atome.

• Déterminer la formule brute d’une molécule en se basant sur le nombre d’oxydation des atomes qui la compose.

Les liaisons intermoléculaires

• Décrire le principe des attractions électrostatique intermoléculaires.

• Décrire les liaisons intermoléculaires dans les composés ioniques et covalents.

• Décrire, définir et reconnaître la liaison hydrogène.

• Décrire et dessiner la liaison hydrogène dans des molécules d’eau.

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3.3 Notion de stabilité et règle de l’octet

3.2.1 Eléments stables et pas stables

Les seuls éléments que l'on trouve dans la nature sous forme d'atomes libres isolables sont les gaz inertes ou gaz rares (colonne VIIIA). Le fait qu’ils puissent rester sous cette forme montre qu'ils sont stables.

Cette stabilité est due à leur couche externe totalement remplie, car elle contient 8 électrons (4 paires). La seule exception est l'hélium qui a une seule couche remplie avec 2 électrons (1 paire). Tous les autres atomes du tableau périodique ont une couche externe non remplie (moins de 8 électrons sur la couche externe). Ceux-ci ne sont pas stables. Un atome dont la couche externe n'est pas complète, n'est pas stable.

3.2.2 La règle de l’octet (octet = huit)

Le but de chaque atome qui a une couche externe incomplète, est d’acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche .

Pour atteindre son but, il va se lier à d’autres atomes,

- soit pour donner ses électrons externes aux autres atomes, - soit pour prendre les électrons de ces autres atomes, - soit pour partager les électrons de ces autres atomes.

Lorsque l’atome aura acquis la structure électroniq ue du gaz rare le plus proche, il aura une couche externe complète et sera ainsi plus stable.

3.4.1 Les ions monoatomiques Pour obtenir la structure électronique du gaz rare le plus proche, c’est-à-dire une structure électronique stable, l'atome peut perdre ou gagner des électrons.

• Lors de ce processus, le nombre de protons contenus dans son noyau reste fixe, seul le nombre d'électrons varie.

• Une fois le gain ou la perte d’électrons, effectué, l'atome n'est plus électriquement neutre, car le nombre de proton n’est plus égal au nombre d’électrons.

He Ne; Ar; Kr; Xe; Rn

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• L’atome est alors électriquement chargé. Dans ce cas, on ne parle plus d’atome, mais d’ion .

Il existe deux types d’ions : les cations et les anions.

• Les cations sont les ions chargés positivement.

• Dans le cation, l’atome a plus de charges positives que de charges négatives, il a donc plus de protons que d’électrons.

Autrement dit :

Un cation est un atome qui est chargé positivement, car il a perdu au moins un électron.

• Les anions sont des ions chargés négativement.

• Dans l’anion, l’atome a plus de charges négatives que de charges positives, il a donc plus d’électrons que de protons.

Autrement dit :

Un anion est un atome qui est chargé négativement, car il a gagné au moins un électron.

3.4.1.1 Les cations

Un atome qui a peu d’électrons sur la couche externe (moins de 4) formera de préférence un cation, car il lui sera plus facile de perdre ses électrons externes et donc de vider sa couche externe, que d’acquérir les électrons manquant pour la compléter.

L’avant dernière couche de l’atome qui est pleine, deviendra la couche externe du cation qui aura, ainsi, acquis la structure électronique du gaz rare le plus proche.

La charge du cation est indiquée en haut à droite du symbole . Cette charge est composée d’un nombre suivi d’un signe plus .

• Le nombre indique la quantité de charges entières positives que porte le cation. Lorsque le nombre vaut 1, celui-ci n’est généralement pas indiqué.

• Le signe ‘’+’’ indique la nature de la charge électrique ; ici elle est positive.

• Les cations monoatomiques sont des métaux.

Exemples:

A) L'atome de lithium a un seul électron externe. Il aura donc plus de facilité à perdre son unique électron externe pour obtenir la structure électronique du gaz rare le plus proche, l'hélium, qu'à en prendre 7, pour compléter sa dernière couche et acquérir la structure électronique du néon.

atome : Li• ion : Li + (He)

1 2 1

perd 1 e -

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Lithium : atome perd 1 e- → ion = cation

3 p+ → 3 p+ 3 e- - 1 e- → 2 e- Bilan des charges : 0 1+ = ion positif = cation

Symbole : Li → Li +

ou Li 1+

B) L'atome d'aluminium (3 e- externes) aura plus de facilité à perdre ses 3 électrons

externes pour obtenir la structure électronique du néon qu'à en prendre 5 pour compléter sa dernière couche et acquérir la structure électronique de l'argon.

Aluminium : atome perd 3 e- → ion = cation

13 p+ → 13 p+ 13 e- - 3 e- → 10 e- Bilan des charges : 0 3+ = ion positif = cation Symbole : Aℓ → Aℓ+++ ou Aℓ3+

3.4.1.2 Les anions

Un atome qui a beaucoup d’électrons sur la couche externe (plus de 4) aura de la facilité à compléter sa couche externe pour avoir la structure électronique du gaz rare le plus proche et donc une couche externe pleine. Il formera donc de préférence un anion .

La charge de l’anion est indiquée en haut à droite du symbole . Cette charge est composée d’un nombre suivi d’un signe moins .

• Le nombre indique la quantité de charges entières négatives que porte l’anion. Souvent, lorsque le nombre vaut 1, celui-ci n’est pas indiqué.

• Le signe ‘’-’’ indique la nature de la charge électrique ; ici elle est négative.

• Les anions sont des non-métaux. Exemples :

A) L'atome de fluor (7 e- externes) aura beaucoup de peine à perdre ses 7 électrons, mais complétera très aisément sa dernière couche à 8 électrons pour obtenir la structure électronique du néon.

n = 1 2 1 2

ion : atome : gagne 1 e -

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Fluor : atome gagne 1 e- → ion = anion 9 p+ → 9 p+ 9 e- + 1 e- → 10 e- Bilan des charges : 0 1- = ion négatif = anion

Symbole : F → F -ou F 1-

B) L'atome de soufre (6 e- externes) aura beaucoup de peine à perdre ses 6 électrons,

mais complétera très aisément sa dernière couche à 8 électrons pour obtenir la structure électronique de l'argon.

Soufre : atome gagne 2 e- → ion = anion 16 p+ → 16 p+ 16 e- + 2 e- → 18 e- Bilan des charges : 0 2- = ion négatif = anion

Symbole : S → S--

ou S 2-

3.4.2 La liaison ionique (électrovalence)

3.4.2.1 La liaison ionique, qu’est ce que c’est ?

Si un métal perd des électrons pour devenir un cation, ces électrons ne se retrouvent pas à l’état libre dans la matière. Ceux-ci sont ‘’capturés’’ par un 2ème atome (un non-métal) qui deviendra un anion. Ainsi la formation d’un cation implique forcément la formation d’au moins un anion et vice-versa.

On a donc un lien qui s'établit entre le métal (donneurs d'électrons) et le non-métal (accepteurs d'électrons) lorsqu’il y a transfert d'électrons du métal vers le non-métal . C’est lors de ce transfert d’électron(s) que le métal se ‘’transforme’’ en cation et le non-métal en anion.

Lorsque le lien entre deux atomes, conduit à un transfert d’électron(s) d’un premier atome vers un deuxième atome, on parle de liaison ionique ou d’électrovalence.

Dans un composé ionique, c’est-à-dire un composé qui contient des ions, les cations et les anions restent à proximité les uns des autres, car ils sont de charges électriques opposées et s’attirent les uns, les autres. On parle alors d’attraction électrostatique.

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Exemple : le chlorure de sodium, composant principal du sel de cuisine

Le chlorure de sodium est un composé ionique formé de

� cations sodium Na+ � anions chlorure Cℓ-.

Le chlorure de sodium est un solide cristallin où les ions sodium (boules ……………) sont entourés par les anions chlorure (boules ……………...) et vice-versa.

Les cations sont donc entourés d’anions et vice-versa.

3.4.2.2 Exemples de composés ioniques

CaCl2, le chlorure de calcium est utilisé au laboratoire comme déshydratant et pour saler les routes en hiver.

NaOH, l'hydroxyde de sodium ou soude caustique est utilisé dans la fabri-cation du savon.

3.4.2.3 Les propriétés des composés ioniques

A) Les composés ioniques sont des solides cassants, dans lesquels, les anions sont entourés de cations et vice-versa. On ne peut donc pas déterminer quel cation est associé avec quel anion. C’est pour cette raison que les spécialistes ne parlent plus de molécules composant le solide, mais de mailles cristallines.

Là dedans, on mettait du gras de cuisine (graisse de viande ou huile) (beurk !) et des cendres de bois qui contiennent du Na2O. Avec l’eau, il se forme du NaOH qui réagit avec la graisse pour former du savon.

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Les mailles cristallines sont des petites parties du solide ionique où l’arrangement tridimensionnel et la répartition des anions et cations, sont identiques entre elles.

B) Les composés ioniques sont solubles dans l’eau . Lorsqu’ils se dissolvent, les anions

et les cations ne sont plus retenus les uns à proximité des autres par l’attraction électrostatique et ils se retrouvent à l’état libre et hydraté.

Hydraté signifie que les ions sont entourés de molécules d’eau indissociables de l’ion.

On appelle les solutions contenant des ions libres et hydratés, des électrolytes car elles laissent passer le courant . Nous étudierons ces solutions en détail au chapitre sur les réactions chimiques.

Dissolution du chlorure de sodium dans l’eau

+ +

+

+- + ��

+

…………………………………………. +

3.4.2.4 Déterminer la formule brute d’un composé io nique à partir d’ions monoatomiques

Nous avons vu au chapitre précédent que les molécules sont toujours électriquement neutres, c’est-à-dire que le nombre total de charges positives dans une molécule est égale au nombre total de charges négatives.

Même, si, dans un solide ionique, il n’est pas possible de déterminer quel cation est associé à quel anion, en se basant sur ce principe de la neutralité électrique, nous pouvons déterminer la formule brute du composé ionique.

Déterminons la formule brute du chlorure de sodium présenté comme exemple au paragraphe 3.4.2.1.

Ions hydratés

Ions hydratés

cristal de NaCl molécules d’eau

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Ce composé est formé de cations sodium chargés 1+ et d’anions chlorure chargés 1-.

Cation sodium Na+ 1 +

Anion chlorure Cℓ- 1 –

En prenant 1 cation et 1 anion, nous obtenons la neutralité des charges. La formule brute de notre composé est donc NaCℓ.

La formule brute d’un composé ionique correspond au rapport le plus petit entre le nombre de cations et le nombre d’anions donnant une molécule neutre . Dans la formule brute des composés ioniques, - les charges des ions n’apparaissent pas - on écrit d’abord le symbole du cation, puis celui de l’anion.

Exemple: Le chlorure de baryum est composé des ions Ba2+ et Cℓ1-.

Pour obtenir la neutralité électrique :

A) Calculer le ppcm des charges : Ici ppcm = 2 ±

B) Il y a donc 2 charges positives dans la molécule = 1 cation Ba2+ Il y a donc 2 charges négatives dans la molécule = 2 anions Cℓ1-

C) On obtient donc la formule brute : BaCℓ2

3.4.2.5 Déterminer la formule brute d’un cation et d’un anion monoatomiques, ainsi que la quantité de chacun des ces ions à partir de la formule brute d’un composé ionique.

L’exercice inverse, c’est-à-dire déterminer la formule brute des ions et leur nombre, à partir de la formule brute de la molécule, est un exercice plus complexe. Voilà un exemple avec le raisonnement détaillé permettant d’atteindre ce but.

A) le chlorure de baryum : BaCℓ2

Le baryum:

- Le baryum est le métal et il se trouve au début de la formule brute, il représente donc le cation.

- Le baryum est dans la colonne IIA, il possède donc deux électrons sur sa couche externe.

- Pour avoir la structure électronique du gaz rare le plus proche, il va devoir perdre 2 électrons (tous ceux qui sont sur la couche externe).

- Après avoir perdu ses deux électrons, il aura deux protons de plus que son nombre d’électrons. Autrement dit, il aura deux charges entières positives. Il formera donc le cation Ba 2+.

- L’indice numérique suivant le symbole Ba dans la formule brute étant absent, il vaut par défaut 1, il y a donc 1 cation dans la molécule.

La molécule contient donc 1 cation Ba 2+

Le chlore:

- Le chlore est le non-métal et se trouve après le cation dans la formule brute, il représente donc l’anion.

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- Le chlore est dans la colonne VIIA, il possède donc 7 électrons sur sa couche externe.

- Il lui manque seulement 1 électron pour avoir la structure électronique du gaz rare le plus proche.

- Après avoir gagné cet électron, il aura un électron de plus que son nombre de protons. Autrement dit, il aura une charge négative. Il formera donc l’anion C ℓ1-.

- L’indice numérique suivant le symbole Cℓ dans la formule brute étant 2, il y a 2 anions dans la molécule.

La molécule contient donc 2 anions C ℓ1-.

3.4.3 Les ions polyatomiques

Dans le paragraphe 3.4 nous avons défini un ion comme étant un atome chargé positivement ou négativement.

En fait, un grand nombre d’ions ne sont pas monoatomiques (formés d’un seul atome), mais polyatomiques, c’est-à-dire composés de plusieurs atomes.

Vous trouverez les anions et les cations polyatomiques les plus courants, dans la table CRM sous ‘’Nomenclature de quelques molécules et ions en solution’’.

Exemple de ion polyatomique :

• le ion sulfate (anion) SO4

2- Le ion sulfate est formé de 5 atomes : - 1 atome de soufre : SO4

2-

- 4 atomes d’oxygène : SO42-

Le ion sulfate a 2 charges négatives : - SO42-

Remarques :

• Même si l’ensemble d’atomes s’appelle ‘’ion’’ et contient deux charge entières négatives, les charges sont, en réalité, localisées sur certains atomes du ion, ici deux atomes d’oxygène. On appelle ces atomes de l’ion, les atomes porteurs de la charge.

Il ne faut pas confondre l’ion et les atomes porteu rs des charges.

• Lorsque la molécule contient plusieurs ions polyatomiques, la formule brute de l’ion polyatomique, dans la formule brute de la molécule, se trouve entre parenthèse (sans la charge), suivie d’un indice numérique indiquant le nombre de ces ions polyatomiques.

Exemple : Aℓ2(SO3)3 Cette molécule contient 3 anions polyatomiques SO32-.

2 charges négatives

1 atome de soufre 4 atomes d’oxygène

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3.4.3.1 Déterminer la formule brute d’un composé io nique à partir d’ions mono- et/ou polyatomiques

Le raisonnement est similaire à celui appliqué précédemment.

Exemple: Le phosphate de calcium est composé des ions suivants : Ca2+ et PO43-

Pour obtenir la neutralité électrique :

A) Calculer le ppcm des charges : Ici ppcm = 6 ±

B) Il y aura donc 6 charges positives dans la molécule = 3 cations Ca2+ Il y aura donc 6 charges négatives dans la molécule = 2 anions PO4

3-

C) On obtient donc la formule brute : Ca3(PO4)2

3.4.3.2 Déterminer la formule brute d’un cation et d’un anion mono- ou polyatomiques, ainsi que la quantité de chacun des ces ions à partir de la formule brute d’un composé ionique.

Voilà 4 exemples pour apprendre à - identifier les anions, donner leur formule brute, ainsi que leur quantité. - identifier les cations, donner leur formule brute, ainsi que leur quantité.

A) Aℓ2O3

Aℓ2O3

• On a 2 cations monoatomiques Aℓ3+ Aℓ2O3

Les arguments Le cation est au début de la formule brute.

Le cation est un métal de la colonne IIIA � charge 3+

L’indice numérique 2 qui suit le symbole Aℓ indique le nombre de cations monoatomiques. � 2 cations

• On a 3 anions monoatomiques O2- Aℓ2O3

Les arguments L’anion se trouve à la fin de la formule brute.

L’anion est un non-métal de la colonne VIA � charge 2-

L’indice numérique 3 qui suit le symbole O indique le nombre d’anions monoatomique. � 3 anions

anion monoatomique

cation monoatomique

3 anions 2 cations

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B) (NH4)2S

(NH4)2S

• On a 2 cations polyatomiques NH4+ (NH4)2S

Les arguments Le cation est au début de la formule brute.

Le cation NH4+ est répertorié dans la table CRM.

La formule brute est entre parenthèse.

L’indice numérique 2 qui suit la parenthèse indique le nombre de cations polyatomiques. � 2 cations

• On a 1 anion monoatomique S2- (NH4)2S

Les arguments L’anion se trouve à la fin de la formule brute.

L’anion est un non-métal de la colonne VIA. � charge 2-

L’indice numérique par défaut est 1. � 1 anion

C) Ba(OH)2 Ba(OH)2

• 1 cation monoatomique Ba2+ Ba(OH)2

Les arguments Le cation se trouve au début de la formule brute.

Le cation est un métal de la colonne IIA. � charge 2+

L’indice numérique par défaut est 1. � 1 cation

• 2 anion polyatomiques OH- Ba(OH)2

Les arguments L’anion est à la fin de la formule brute.

L’anion OH- est répertorié dans la table CRM.

La formule brute est entre parenthèse.

L’indice numérique 2 qui suit la parenthèse indique le nombre d’anions polyatomiques. � 2 anions

1 anion monoatomique

Cation polyatomique 2 cations

anion polyatomique

1 cation monoatomique 2 anions

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D) CaCO3

CaCO3

• 1 cation monoatomique Ca2+ CaCO3

Les arguments Le cation se trouve au début de la formule brute.

Le cation est un métal de la colonne IIA. � charge 2+.

L’indice numérique par défaut est 1. � 1 cation

• 1 anion polyatomique CO32- CaCO3

Les arguments L’anion est ce qui reste lorsqu’on a identifié le(s) cation(s).

L’anion se trouve à la fin de la formule brute.

L’anion est composé de non-métaux.

L’anion CO32- est répertorié dans la table CRM.

L’anion polyatomique n’est pas entre parenthèse, il n’y en a donc 1 seul.

3.4.4 Les formules développées des composés ionique s simples

3.4.4.1 Généralités sur la formule développée

Dans la formule développée, les atomes sont représe ntés par leur formule de Lewis.

• La formule développée d’une molécule est le dessin simplifié d’une molécule.

• La formule développée indique

A) les éléments contenus dans la molécule, ainsi que le nombre de chacun de ses éléments.

B) l’ordre dans lequel, ainsi que la manière (type de liaisons) dont ces éléments sont liés entre eux.

C) les charges présentes dans la molécule.

Remarque :

Ce n’est pas parce que deux éléments se trouvent l’un à côté de l’autre dans la formule brute d’une molécule, qu’ils sont forcément liés entre eux dans cette dernière.

Exemple : HNO3 L’atome d’hydrogène n’est pas lié à l’atome d’azote même s’ils sont côte à côte dans la formule brute.

3.4.4.2 Le formalisme

Les électrons

• Un électron célibataire est représenté par un point .

Anion polyatomique

1 cation monoatomique 1 anion

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• Une paire d’électrons est représentée par un trait .

• Lorsque le trait se trouve sur un atome , il représente la paire d’électrons de l’atome.

• Dans le cas de la liaison ionique, l’attraction électrostatique peut être représentée par un pointillé entre les 2 ions.

Les charges

• Une charge entière est dessinée à proximité de la formule de Lewis de l’élément porteur de la charge, si possible en face du contre-ion (ion de charge opposée).

3.4.4.3 Le dessin de la formule développée de compo sés ioniques simples

Voilà comment procéder pour dessiner la formule développée des composés ioniques :

Enlever les électrons de la couche externe du/des métal/métaux.

Transférer les électrons au(x) non-métal/non-métaux pour compléter son/leur octet.

Enfin, ajouter les charges des ions (et les pointillés).

Exemple : Na2O

Sodium : Symbole : Na Cation : Na+

Formule de Lewis: Na• - 1 e- Formule de Lewis: Na+

Oxygène: Symbole : O Anion : O2-

Formule de Lewis: O. .

+ 2 e- Formule de Lewis: 2-

O.. ..

= O2-

O--

ou

Comme le sodium donne son électron à l’oxygène, les deux éléments sont liés l’un avec l’autre par une liaison ionique.

Formule développée : O--

Na+Na

+

3.4.5 L'électronégativité

3.4.5.1 Généralités

Linus Carl PAULING, chimiste américain né en 1901 et décédé le 19 août 1994. Prix Nobel de Chimie en 1954 pour ses travaux sur la nature de la liaison chimique, Pauling reçut aussi le Prix Nobel de la Paix en 1962 pour son opposition aux armes atomiques. En 1932, Pauling a eu l'idée de mesurer la " facilité" qu'à un atome à attirer les électrons des autres éléments par un indice basé sur des considérations énergétiques. Il a établi ainsi une échelle des électronégativités .

�� L'indice d'électronégativité, εεεε ou E, est la mesure de la tendance que possède un atome d'un élément à attirer des électrons lorsqu'il se lie avec d'autres atomes.

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• Les valeurs de l'indice d'électronégativité se trouvent dans le tableau périodique. La valeur la plus petite est 0.7 et la plus grande 4.

Dans le tableau périodique, d'une manière générale, l'électronégativité augmente - de la gauche vers la droite dans la même période. - du bas vers le haut dans une même colonne.

Ainsi les éléments qui ont beaucoup d’électrons sur leur couche externe, comme les halogènes, ont aussi un indice d’électronégativité élevé, alors que les métaux alcalins ont les indices les plus bas.

3.4.5.2 Le cas de la liaison ionique

Jusqu’à présent nous avons utilisé le nombre d’électrons sur la couche externe pour déterminer si un atome allait former un cation ou un anion. Bien que cette technique soit simple et pratique, elle a ses limites et possède des inconvénients.

� Premièrement, elle ne nous permet pas de déterminer si les atomes feront des liaisons ioniques ou d’un autre type.

� Deuxièmement, on ne peut pas savoir si les atomes qui ont 4 électrons sur la couche externe, formeront des anions et des cations.

L’utilisation des indices d’électronégativité permet de résoudre ses problèmes.

L’expérience a montré qu’une liaison entre deux atomes avait un caractère ionique marqué, lorsque la différence d’électronégativité entre les deux atomes impliqués dans la liaison était supérieure ou égale à 1.5.

La liaison ionique est le mode de liaison utilisé entre deux atomes dont la différence d'électronégativité est plus grande ou égale à 1,5. (∆Ε ≥ 1,5 ).

Graphite

diamant

3.5.1 Généralités Nous avons vu au paragraphe précédent que deux atomes d’une molécule forment une liaison ionique, si leur différence d’électronégativité était plus grande ou égale à 1.5.

Quant est-il si la différence d’électronégativité est inférieur à 1.5 ?

Même si un atome avec un couche électronique incomplète cherche à acquérir un couche complète en perdant ou en gagnant des électrons, certains atomes ne sont pas assez électronégatifs pour pouvoir arracher les électrons de leur partenaire de liaison. Dans ce cas, les 2 atomes vont partager leur électrons externes par recouvrement des deux orbitales contenant chacune un électron célibataire.

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Une liaison où les atomes partagent leur électrons externes s’appelle une liaison covalente.

Il existe trois types de liaisons covalentes :

a) covalentes pures b) covalentes polaires c) covalentes de coordination

Dans ce cours, nous n’aborderons que les liaisons covalentes pures et polaires

3.5.2 La liaison covalente pure

La liaison covalente pure est le mode de liaison utilisé entre deux éléments dont la

différence d'électronégativité est nulle ( ∆∆∆∆ΕΕΕΕ = 0).

Exemple : Le dichlore, un gaz de formule brute: Cℓ2.

La formule développée de cette molécule est :

Lorsque les atomes partagent plusieurs paires de liaison, on dit qu'ils forment des liaisons multiples .

Exemples :

Une liaison covalente double : une liaison covalente triple : la molécule de dioxygène O2 - la molécule de diazote N2

N N

3.5.3 La liaison covalente polaire La liaison covalente polaire est le mode de liaison utilisé entre deux éléments dont la différence d’électronégativité est supérieure à 0, mais inférieure à 1.5. (0 < ∆∆∆∆ΕΕΕΕ < 1.5).

Molécule de gaz chlore

Recouvrement des orbitales et mise

en commun des 2 célibataires pour

former 1 paire d’électrons.

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Dans une liaison covalente polaire, la paire de liaison subit l'influence de l'atome le plus électronégatif vers lequel elle se déplace , engendrant ainsi une polarité (présence de pôles électriques) de la liaison.

La probabilité de rencontrer la paire formant le doublet de liaison est alors plus grande au voisinage de l'atome le plus électronégatif. Ce déplacement de la paire a pour conséquence la création de fraction de charges dans la molécule.

- sur l’atome le plus électronégatif apparaît une charge partielle (ou fraction de charge) négative (charge inférieure à la charge de l'électron), on la note : δδδδ-.

- sur l'atome le moins électronégatif apparaît une charge partielle (ou fraction de charge) positive : δδδδ+.

La liaison est dite polarisée et la polarité de la liaison augmente avec la différence d'électronégativité.

Exemples :

- La molécule d'acide chlorhydrique constituée d'un atome d'hydrogène et d'un atome de chlore.

Le chlore, plus électronégatif que l'hydrogène, a tendance à attirer les électrons de la paire de liaison.

- La molécule d'eau - Le gaz carbonique (dioxyde de carbone)

- Le chlorure de phosphore - Le monoxyde de dibrome

3.5.4 La formule développée de corps simples conten ant soit à la fois une/des liaison(s) ionique(s) et covalente(s), soit uniquem ent des liaisons covalentes

Rappels :

Dans la formule développée, les éléments sont représentés par leur formule de Lewis.

Ce n’est pas parce que deux éléments se trouvent l’un à côté de l’autre dans la formule brute d’une molécule, qu’ils sont forcément liés entre eux dans cette dernière.

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3.5.4.1 Formalisme

Les électrons

• Un électron célibataire est représenté par un point .

• Une paire d’électrons est représentée par un trait .

• Lorsque le trait se trouve sur un atome , il représente la paire d’électrons de l’atome.

• Lorsque le trait se trouve entre deux atomes , il représente la liaison covalente qui est formée par la paire d’électrons que partagent les 2 atomes.

Les charges

• Si la liaison est ionique, une charge entière est dessinée à proximité de la formule de Lewis de l’élément porteur de la charge, si possible en face du contre ion (ion de charge opposée).

• Si la liaison est covalente polaire, une charge partielle (ou fraction de charge) est dessinée à côté de la structure de Lewis de l’élément porteur de la charge, si possible à proximité de la liaison covalente polaire correspondante.

3.5.4.2 Procédure

3.5.4.2.1 La formule développée des corps simples contenant soit à la fois une/des liaison(s) ionique(s) et covalente(s)

Voilà comment procéder pour dessiner la formule développée des corps simples contenant soit à la fois une/des liaison(s) ionique(s) et covalente(s) :

Nous prendrons la molécule Na2CO3, en exemple, pour illustrer la démarche

Chercher quels sont les atomes qui forment une/des liaison(s) ionique(s) puis procéder comme pour les composés ioniques :

- Enlever les électrons de la couche externe du/des métal/métaux.

- Transférer les électrons au(x) non-métal/non-métaux pour compléter son/leur octet.

- Enfin, ajouter les charges des ions (et les pointillés).

Dans Na2CO3, les liaisons ioniques se trouvent entre les atomes de sodium et d’oxygène.

Na+

Na+O

O

--

.

.

Lier tous les autres éléments de la molécule entre eux en faisant en sorte

a) que tous les électrons célibataires soient utilisés

b) que 2 atomes identiques ne soient pas liés entre eux

Dans Na2CO3, il y a encore l’atome de carbone et 2 atomes d’oxygène à lier en utilisant tous les électrons célibataires sans lier 2 atomes identiques entre eux.

1DF


Na+

Na+

O

O

-

-.

. CO..

. .. .

Na+

Na+

O

O

-

-C

O

Dessiner toutes les charges partielles.

Voilà la formule développée de Na2CO3,

Na+

Na+

O

O

-

-C

O

4δ+

2δ−δ−

δ−

3.5.4.2.2 La formule développée des corps simples contenant uniquement une(des) liaison(s) covalente(s)

Dessiner la formule de Lewis de tous les atomes de la molécule.

Lier tous les éléments de la molécule entre eux en faisant en sorte que

a) L’atome le moins électronégatif est lié à l’atome le plus électronégatif

b) tous les électrons célibataires soient utilisés.

c) 2 atomes identiques ne soient pas liés entre eux.

3.6 La valence et le nombre d’oxydation

Dans une molécule, chaque atome peut être caractérisé par deux valeurs :

- sa valence

- son nombre d’oxydation.

3.6.1 La valence

La valence indique le nombre d'électrons que l’atome met en jeu pour former des liaisons avec d'autres atomes, quel que soit le type de liaison.

La valence est donc un nombre entier positif.

3.6.2 Son nombre d'oxydation (N.O.)

3.6.2.1 Généralités

Le nombre d’oxydation indique les charges entières ou partielles portées par un atome lorsqu'il a formé des liaisons. Il tient compte de la polarité de la liaison.

• Le nombre d’oxydation est un nombre entier précédé d’un signe ‘’+’’ ou ‘’-‘’.

• Comme pour la valence, le nombre entier indique le nombre d’électrons mis en jeu par l’atome.

1DF


• Un signe ‘’+’’ indique que l’atome à une charge entière ou partielle positive.

• Un signe ‘’-’’ indique que l’atome à une charge entière ou partielle négative.

La plupart des éléments possèdent plusieurs nombres d'oxydation suivant les molécules auxquelles ils appartiennent. Les principaux nombres d'oxydation sont répertoriés dans le tableau périodique.

3.6.2.2 Quelques règles

• Le nombre d'oxydation des éléments dans les molécules des corps purs simples est toujours 0. (il n’est pas indiqué dans le tableau périodique)

• Dans les molécules que nous étudierons : o le nombre d'oxydation de l'oxygène est généralement de -2 o le nombre d'oxydation de l'hydrogène est généralement de +1.

• La somme des nombres d'oxydation de tous les atomes d'une molécule est toujours nulle, car une molécule est toujours neutre.

• On indique toujours le nombre d’oxydation d’un seul atome, même s’il apparaît plusieurs fois dans la molécule.

Exemple : SO2 N.O. de l’oxygène : -2 (x2) N.O du soufre : +4

3.6.3 Quelques exemples

3.6.3.1 Les molécules

formule brute

formule développée atome valence N.O. somme des N.O.

Cℓ2

Cℓ

HCℓ

Cℓ

H

MgCℓ2

Recherchez le N.O. de tous les atomes dans la molécule Mg(MnO4)2.

Atome Valence N.O. Somme des N.O.

Mg

Mn

O

Trouvez la formule brute de tous les chlorures possibles de l'élément mercure.

1DF


3.6.3.2 Les ions

Dans les ions, la somme des nombre d’oxydation n’est pas nulle, comme c’est le cas dans les molécules, car les ions ne sont pas neutres. Dans un ion, la somme des nombres d’oxydation, est égale à la charge de l’ion

formule brute

formule développée atome valence N.O. somme des N.O.

NO2

-

CℓO-

3.7 Les liaisons intermoléculaires

3.7.1 Introduction

Les liaisons intermoléculaires sont les liaisons qui ont lieu entre les molécules, à l’état liquide ou solide, et qui permettent la cohésion de la matière . Celles-ci sont dues à des forces d'attraction électrostatique, qui s'exercent entre les molécules.

Dans les macromolécules (molécules très grandes), les forces d'attraction électrostatique peuvent s’exercer entre les différentes parties de la même molécule. C’est le cas dans les protéines.

En général, les liaisons intermoléculaires sont bien plus faibles que les liaisons covalentes entre les atomes d'une même molécule ; mais malgré leur faiblesse, les liaisons intermoléculaires jouent un rôle fondamental dans la nature. Elles sont à l'origine des propriétés physiques, chimiques et biologiques des corps.

3.7.2 Principe

Une liaison intermoléculaire est toujours une attraction électrostatique, c’est-à-dire qu’elle se base sur le fait qu’une zone électriquement positive d’une molécule, est attirée par une zone électriquement négative d’une autre molécule, et vice-versa.

Nous avons vu que, dans les composés ioniques, les cations sont entourés d’anions et vice-versa et que, par conséquent, il n’est pas possible de savoir quel cation est associé à quel anion. Dans les solides ioniques, il n’est donc pas possible de distinguer les attractions électrostatiques intra- et intermoléculaires d’où la notion de maille cristalline.

Ceci est différent pour les composés covalents polaires. Ces derniers contiennent des charges partielles, dans la molécule, et donc des zones positives et négatives appelées pôles. Ainsi lorsque deux molécules covalentes polaires sont à proximité l’une de l’autre, le pôle positif d’une molécule est attiré par le pôle négatif de la deuxième molécule. On a donc une attraction électrostatique entre les molécules, cette attraction forme la liaison intermoléculaire. Comme la présence d’un pôle positif dans une molécule implique forcément la présence d’un pôle négatif, car la molécule est neutre, on dit que la molécule contient un dipôle et l’attraction électrostatique intermoléculaire correspondante s’appelle une attraction dipôle-dipôle électrique.

1DF


La force de l’attraction dipôle-dipôle électrique augmente avec la polarité de la liaison entre les deux atomes de la liaison, c’est-à-dire avec la différence d’électronégativé entre les atomes. Ainsi les attractions électrostatiques sont les plus fortes dans les solides ioniques, car la différence d’électronégativé des atomes est grande (formation de charges entières).

3.7.3 La liaison hydrogène

3.7.3.1 Définition

Lorsque l’attraction électrostatique intermoléculaire de type dipôle-dipôle a lieu entre un atome d’hydrogène et un 2ème atome plus électronégatif porteur d’une paire libre (N, O, S, F, Cℓ, Br etc.), on parle de liaison (ou de pont) hydrogène. Dans cette liaison, l’hydrogène est toujours le pôle positif.

3.7.3.2 Cas de l’eau

Dans les molécules d’eau, les liaisons covalentes O−−−−H forment un angle d'environ 105 ° et sont fortement polarisées en raison de la grande différence d'électronégativité entre l'oxygène et l'hydrogène (∆E = 1,2).

Les molécules d’eau forment des liaisons hydrogène entre elles, le pôle positif étant les atomes d’hydrogène (δ+) et le pôle négatif étant l’atome d’oxygène (2δ-) avec ses deux paires libres.

Les liaisons hydrogènes sont très importantes dans l'eau, car bien que plus faibles que les liaisons covalentes, elles sont très nombreuses. Leur importance est telle qu’elles modifient considérablement les températures d'ébullition et de fusion de l’eau qui sont anormalement élevées pour sa masse moléculaire :

L’eau, étant à priori un composé léger, on s’attendrait à ce qu’elle soit gazeuse comme ses composés parents H2S et H2Se. En fait, les ponts hydrogènes lient fortement les molécules d’eau en elles, ce qui se traduit par un état liquide.

attraction électrostatique

A B

A B

-δδδδ

-δδδδ

δδδδ+

δδδδ+

A H B-δδδδ δδδδ+ -δδδδ

1DF


A l'état liquide comme dans la glace, les molécules d'eau sont associées par des liaisons hydrogène entre molécules.

De même, le point d’ébullition est élevé, car pour vaporiser les molécules, il faut fournir beaucoup d’énergie, et donc de chaleur, pour casser les ponts hydrogène.

Molécule H2O H2S H2Se Etat physique à 20°C

liquide gaz gaz

Température de fusion (°C)

0 -86 -65,3

Température d'ébullition (°C)

100 - 60,6 - 41,2

3.7.3.3 Cas de l’ADN

En biologie, il y a d'innombrables cas où les liaisons hydrogène jouent un rôle important. Citons simplement ici les liaisons entre paires de bases dans les molécules en double hélice d'acide nucléiques ADN (voir cours de biologie).

Liaisons hydrogène

Liaisons hydrogène

O

H Hδδδδ+ δδδδ+

2 -δδδδ

O


2-δδδδ

O


2 -δδδδ

O


2 -δδδδ

O


2 -δδδδ

δ+ δ+ δ+ δ+

δ+

δ+

δ+

δ+

δ+ δ+

1DF


3.7.4 La liaison métallique

Les liaisons des atomes, dans les métaux, sont différentes des liaisons des atomes dans les composés covalents ou ioniques. L’atome d'un métal ne possède généralement qu’un ou deux électrons externes et il ne peut pas, en s'unissant par paires d'électrons avec les atomes voisins, réaliser l'octet.

Le modèle actuel de la liaison métallique considère que les électrons externes des atomes métalliques sont "délocalisés " c'est-à-dire qu’ils sont mis en commun pour former un nuage dans lequel ils passeraient aisément d'un atome à l'autre.

Le métal apparaît donc comme constitué d'ions positifs (l’atome sans ses électrons externes) qui sont disposés en réseau et qui baignent dans u ne mer d'électrons mobiles. L'union entre les atomes dans les métaux est très forte, au point qu'il n'est pas aisé de les séparer.

Les forces de liaisons issues d'un atome sont distribuées sphériquement avec autant d'autres atomes qu'il est possible d'en assembler autour de lui. Il s'ensuit:

• une masse volumique élevée due à l'empilement compact des atomes.

• une bonne conductibilité électrique et calorifique due à la présence des électrons mobiles.

ion positif

3.1 Vocabulaire à apprendre à maîtriser dans ce chapitre

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