Bc 1 Polarite

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Chimie 3e/2e Module 3 La polarité Les liaisons polaires Une liaison covalente est dite polaire, si la différence entre les électronégativités des deux atomes n’est pas nulle : L’atome de chlore est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène. Il attire plutôt vers lui les deux électrons de la liaison covalente. Par la suite la partie de la molécule HCl entourant l’atome de chlore a un léger excédent de charge négative (noté δ -, évidemment inférieur à une charge élémentaire négative complète, comme dans l’ion Cl - ) ; la partie entourant l’atome d’hydrogène a un léger excédent de charge positive (noté δ +, évidemment inférieur à une charge élémentaire positive complète, comme dans l’ion H + ) Il apparaît un dipôle, grandeur vectorielle dirigée du δ + vers le δ - : L’intensité du vecteur dipôle dépend évidemment de la différence d’électronégativité entre les deux atomes : Référence: bc-1-polarite.pdf page 1 de 12

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    La polarit

    Les liaisons polaires

    Une liaison covalente est dite polaire, si la diffrence entre les + lectrongativits des deuxatomes nest pas nulle :

    Latome de chlore est plus lectrongatif que latome dhydrogne. Il attire plutt vers lui lesdeux lectrons de la liaison covalente. Par la suite la partie de la molcule HCl entourant latomede chlore a un lger excdent de charge ngative (not , videmment infrieur une chargelmentaire ngative complte, comme dans lion Cl) ; la partie entourant latome dhydrognea un lger excdent de charge positive (not +, videmment infrieur une charge lmentairepositive complte, comme dans lion H+)

    Il apparat un diple, grandeur vectorielle dirige du + vers le :

    Lintensit du vecteur diple dpend videmment de la diffrence dlectrongativit entre les deuxatomes :

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    La gomtrie des molcules

    Voici les structures molculaires les plus frquentes en chimie minrale :

    Le modle de Gillespie (VESPR) est une mthode empirique trs simple pour prvoir quel typede structure appartient une molcule. En voici les rgles :

    On compte les "groupes" : On dtermine latome central

    On crit la structure de Lewis en noubliant pas les doublets

    Chaque liaison double, simple ou triple partant de latome central est compte pour un"groupe"

    Chaque doublet situ sur latome central est compt pour un "groupe"

    On dtermine la structure :Groupes Gomtrie

    2 linaire3 trigonale planaire4 ttradrique5 trigonale bipyramidale6 octadrique

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    Exemples :

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    Vous pouvez vous exercer + ici : sur de nombreux exemples. Nous aurons besoin de ces structures

    par la suite.

    Les molcules polaires

    Les molcules possdent souvent plusieurs vecteurs diples. Ces vecteurs sadditionnent pour for-mer un diple rsultant.

    Exemples:

    La molcule deau possde un diple rsultant dirig vers latome doxygne, la molcule dammoniaqueun diple rsultant dirig vers latome dazote.

    Les vecteurs diples des molcules de mthane, ttrachlorure de carbone et thane sannullentparce que ces molcules sont symtriques. Leur diple rsultant est nul.

    Voyez ici + ici : quelques modles simples

    + Exercices :

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    Les substances polaires et apolaires

    On appelle substance polaire toute substance dont les molcules sont polaires, substance apolairetoute substance dont les molcules sont apolairesUne simple exprience permet de dterminer si un liquide est polaire ou non:

    +

    La burette renferme de leau, le bton dbonite est charg ngativement par frottement. Leauest attire par le bton charg.

    Sous linfluence de la charge ngative, les molcules deau polaires sorientent en tombant, leple + form par les deux atomes dhydrogne bascule vers la charge ngative.

    Puisque la distance de la charge ngative au ple + est alors pour chaque molcule deauinfrieure la distance au ple , la force dattraction prvaut sur la force de rpulsion, lesmolcules deau sont attires vers le bton dbonite.

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    Interaction entre molcules polaires

    Les molcules polaires sattirent mutuellement:

    Lattraction est dautant plus forte que les charges partielles + et sont leves et que la dis-tance entre les atomes qui sattirent est petite.Un cas particulirement important est celui o une charge partielle + rside sur un atomedhydrogne (petit!). Dans ce cas lattraction entre les molcules est considrable et est par-fois considre comme une vraie "liaison". On parle de "ponts hydrogne":

    Lattraction entre les molcules du fluorure dhydrogne est tellement forte quon peut considrerquil y a formation de "pseudo-molcules" beaucoup plus grandes.

    Les ponts hydrogne jouent un rle central en biologie molculaire parce quil assurent la formedes + protines et des acides nucliques, comme par exemple l + ADN.

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    Consquences de la polarit

    Tempratures de fusion et dbullition

    Les tempratures de fusion et dbullition des substances augmentent en gnral avec lamasse molaire. En effet des molcules plus lourdes sont plus inertes et donc plus difficiles mettre en mouvement, par exemple pour les alcanes non polaires:

    substance CH4 C2H6 C3H8 C4H10toeb 161, 7oC 88, 6oC 42, 1oC 0, 5oC

    Le diagramme suivant montre quen gnral les tempratures dbullition et de fusion sontplus leves pour des substances polaires de masse molaires comparables:

    La temprature dbullition de lammoniac (polaire, structure pyramidale!) est par exemplebeaucoup plus leve que celle du mthane (apolaire, structure ttreadrique symtrique!)

    Il montre encore qu partir de la troisime priode, les tempratures dbullition et defusion augmentent en gnral aussi avec la masse molaire:Ainsi, to

    eb(H2S) < t

    o

    eb(H2Se) < t

    o

    eb(H2Te)

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    Il montre surtout qu il y a une anomalie pour les substances polaires de la deuxime pri-ode, dont les tempratures de fusion et dbullition sont trs leves au regard de leur massemolaire:Ainsi, to

    eb(H2O) >> t

    o

    eb(H2S) malgr une masse molaire de H2S plus grande! Cette anomalie

    sexplique par les importants ponts hydrogne quexercent ces molcules entre elles!

    Nous devons donc le fait que leau est liquide la temprature moyenne de notre terreuniquement la polarit.

    Cest cause de la polarit que la terre est bleue!

    Leau et la glace

    Pour la plupart des substances, ltat solide possde une densit plus leve que ltat liquide. Cenest pas le cas pour leau. Dans la glace, les ponts hydrogne forcent les molcules H2O dans unrseau hexagonal trs lacunaire, donc peu dense.

    Voil pourquoi + la glace est moins dense que leau et elle surnage. Si ctait linverse, les ocansauraient toujours gel du fond vers la surface et aucune vie naurait jamais pu sy dvelopper.

    Cest grce la polarit que la vie a pu se dvelopper sur terre!

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    Les mlanges

    Chacun sait que lessence (alcanes = non polaires) et leau (polaire) ne se mlangent pas alorsque des substances polaires comme lalcool et leau se mlangent. L + exprience prouve quengnral

    des substances polaires (dont au moins une est liquide) se mlangent entre elles

    des substances non polaires (dont au moins une est liquide) se mlangent entre elles

    des substances polaires et non polaires ne se mlangent pas entre eux

    Lattraction mutuelle des molculespolaires empche les molcules nonpolaires de se mlanger elles.

    Les molcules de deux substancespolaires sattirent mutuellement et

    sinterpntrent.

    Sans polarit, pas de vin!

    Lhydratation des ions

    Limage montre + comment se dissout le sel de cuisine (Na+Cl).Les molcules deau polairesse fixent autour des ions positifs (avec leurs ples ) et ngatifs (avec leurs ples +). On ditquelles hydratent les ions. Les ions hydrats peuvent facilement pntrer dans leau cause de lapolarit des molcules H2O qui les entourent.Si la cohsions des ions dans le rseau ionique est trop forte, lhydratation suivie de la dissolutionest impossible: les substances sont insolubles (Exemple: Ag+Cl)Les cations mtalliques (p.ex + le sulfate de cuivre) cristallisent souvent ensemble avec leursmolcules deau dhydratation (ce qui est souvent la cause de la couleur des + sels hydrats)

    Sans polarit, la soupe est fade!

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    Les complexes de coordination

    La complexation

    Lhydratation des cations est un cas particulier dun phnomne trs rpandu: Des cations depetite taille sentourent souvent de molcules polaires ou danions pour former des "complexes decoordination". En + ajoutant de lammoniaque une solution de chlorure de cobalt(II) on peutpar exemple obtenir lespce suivante:

    Lion Co3+ se trouve entour ici de trois molcules dammoniac (NH3 de structure pyramidaleavec sur latome dazote), ainsi que de deux ions chlorure (Cl)

    Co3+ est lion central

    NH3 et Cl sont les ligands

    [CoCl2(NH3)4]+ est le complexe de coordination

    Les ligands NH3 et Cl forment la sphre de coordination

    Le nombre de coordination est gal au nombre de ligands, dans notre cas 6.

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    La nomenclature

    Voici quelques ligands courants:

    H2O aquaOH hydroxoNH3 ammineCN cyanoSCN thiocyanoNO2 nitroF fluoroCl chloroBr bromoI iodoS2O

    2

    3 thiosulfato

    Le nombre de ligands est indiqu par les prfixes di, tri, ttra, penta, hexa, hepta, octo, nona,dca, undca, dodca ou encore bis, tris, ttrakis, pentakis, ... souvent utiliss au cas ou le nom duligand est plus long.Pour trouver la charge globale du complexe, on additionne la charge de lion central et les chargesdes ligands ngatifs. Si le complexe est globalement positif ou neutre, lion central garde son nomdlment, sil est globalement ngatif, il prend un des noms suivants:

    Pb plombateCu cuprateAu aurateAl aluminateAg argentateFe ferrateZn zincateNi nickelateCo cobaltateHg mercurateSn stannate

    La charge de lion central est le plus souvent indique par des chiffres latins.

    [Cu(H2O)5]2+ pentaaquacuivre(II)

    [Cu(CN)4]2 ttracyanocuprate(II)

    [Ag(NH3)2]+ diammineargent(I)

    [Co(NO2)6]3 hexanitrocobaltate(III)

    + [Cu(NH3)4]2+ ttramminecuivre(II)

    Sil y a des ligands diffrents, les anions prcdent dans la formule, sinon lordre alphabtiqueprvaut:

    [CoCl2(NH3)4]+ ttraamminedichlorocobalt(III)

    [Ni(NH3)5(H2O)]2+ pentaammineaquanickel(II)

    + Exercices

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  • Chimie 3e/2e Module 3

    La force des ligands

    Des ligands lchement lis lion central (ligands "faibles") peuvent tre dplacs par des ligands"forts", + par exemple:

    [Cu(H2O)5]2+ + 4Cl [CuCl4]

    2 + 5H2Opentaquacuivre(II)(bleu clair) + chlorure ttrachlorocuprate(jaune-verdtre) + eau

    ou encore + le "masquage":

    [Fe(SCN)]2+ + 6F [FeF6]3 + SCN

    thiocyanatofer(III)(rouge sang) + fluorure hexafluoroferrate(III) + thiocyanate

    Les chlates

    Certains ligands possdent plusieurs pointsdattache ngatifs () ou partiellement n-gatifs (). Ils insrent le cation centralcomme un homard insre la proie dans sespinces (chlicres). Le complexe de coordi-nation ainsi form sappelle un chlate. Le homard, un chlicrate.

    Exemple:

    Le 1,2-diaminothane (nom trivial: thylnediamine) H2N CH2 CH2 NH2 possde descharges partielles ngatives sur ses atomes dazote par lesquelles il sattache au cation Ni2+

    pour former le chlate

    tris(thylnediamino)nickel(II)

    + Exercice

    Beaucoup de substances importantes en biochimie sont des chlates, par exemple l + hmoglobineou la + chlorophylle.

    Sans polarit, pas de respiration, pas de plantes vertes!

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