Liaisons chimiques - 2nd

Classe: 
Seconde
 
 
Exceptés, les gaz rares, les éléments chimiques n'existent pas l'état libre mais en combinaison pour former des édifices moléculaires

I. Liaison covalente ou liaison de covalence

1. Définition

La liaison de covalence (ou liaison covalente) résulte de la mise en commun par deux atomes d'une ou plusieurs paires d'électrons célibataires appelées doublets de liaison ou doublets liants

Exemple :

 

2. La valence d'un atome

La valence d'un atome est le nombre de liaisons de covalence qu'il peut former
 
Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d'électrons qu'il doit acquérir pour saturer sa couche externe à un octet d'électrons (ou un duet pour l'atome d'hydrogène).
 
Le nombre de liaisons $n_{L}$ peut être calculé par la relation :
$$n=n_{max}-p$$
 
$n_{max}$ nombre d'électrons pour saturer la couche externe et $p$ nombre d'électrons périphériques d'un atome
 
Pour les couches $K$ : $n=2-p$
 
Pour les couches $L$ et $M$ : $n=8-p$

Exemples :

$$\begin{array}{|c|c|c|c|} \hline \text{Atome}&Z&\text{Formule électronique}&\text{Nombre de liaisons}\\ \hline \text{Hydrogène }H&1&(K)^{1}&n=2-1=1\\ \hline \text{Chlore }Cl&17&(K)^{2}(L)^{8}(M)^{7}&n=8-7=1\\ \hline \text{Oxygène }O&8&(K)^{2}(L)^{6}&n=8-6=2\\ \hline \text{Azote }N&7&(K)^{2}(L)^{5}&n=8-5=3\\ \hline \text{Carbone }C&6&(K)^{2}(L)^{4}&n=8-4=4\\ \hline \end{array}$$
 
$\surd\ $ Le nombre des doublets non liants $n_{d}$ est : $n_{d}=\dfrac{(p-n_{L})}{2}$
 
 

3. La molécule

3.1 Définition

Une molécule est une entité chimique électriquement neutre formée d'un nombre limité d'atomes liés entre eux par des liaisons de covalence

Remarque :

Dans une molécule, on retrouve :
 
$-\ $ une liaison simple, entre les atomes $A$ et $B$, est notée : $A-B$
 
$-\ $ une liaison double, entre les atomes $A$ et $B$, est notée : $A=B$
 
$-\ $ une liaison triple, entre les atomes $A$ et $B$, est notée : $A\equiv B$

3.2 Formule brute d'une molécule

La formule brute d'une molécule est constituée des symboles des éléments qui composent cette molécule affectés en indice de coefficients indiquant leur nombre dans la molécule

Exemples : 

$H_{2}$, $O_{2}$, $Cl_{2}$, $NH_{3}$, $CH_{4}$, $C_{2}H_{6}$

3.3 Atomicité d'une molécule

L'atomicité d'une molécule représente le nombre de d'atomes qu'elle comporte
$$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|} \hline \text{Molécule}&H_{2}&NH_{3}&CH_{4}&C_{2}H_{6}&KMnO_{4}&K_{2}Cr_{2}O_{7}\\ \hline \text{Atomicité}&2&4&5&8&6&11\\ \hline \end{array}$$

3.4 Représentation de Lewis d'une molécule

La représentation de Lewis d'une molécule est une représentation des atomes et de tous les doublets d'électrons périphériques liants et non-liants de cette molécule

Exemples :

3.5 Formule développée et formule semi-développée

3.5.1 Formule développée

La formule développée d'une molécule est une représentation de Lewis de la molécule où les doublets non liants ne sont pas représentés

Exemples

$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|} \hline \text{Eau}\qquad\qquad&\text{Méthane}\qquad&\text{Ammoniac}\qquad&\text{Dioxyde de carbone}\qquad&\text{Méthanal}\qquad&\text{Diazote}\\ \hline \end{array}$

3.5.2 Formule semi-développée

La formule développée d'une molécule est une écriture simplifiée de la formule développée dans laquelle, les liaisons de type $X-H$ $(C-H\;,\ N-H\;,\ O-H\ldots\;etc.)$ ne sont pas représentées

Exemples :

$H_{2}N-NH_{2}$ ; 
 
$CH_{2}=CH_{2}$ ; 
 
$CH_{3}-CH_{2}-CH_{3}$ ; 
 
$CH_{3}-CH_{2}-OH$ ; 
 
$HN=NH$

3.6 Structure et géométrie de quelques molécules

 

4. Liaison covalente polarisée et liaison dative

4.1 L'électronégativité

$-\ $ L'électronégativité est la tendance d'un atome à capter. 
 
Elle traduit l'aptitude de l'atome à attirer les électrons des liaisons

Remarque :

L'électronégative augmente de la gauche vers la droite le long d'une période du bas vers le haut le long d'une colonne dans la classification périodique
 
Le fluor est l'élément le plus électronégatif
 
$-\ $ L'électropositivité est la tendance d'un élément chimique à céder des électrons

4.2 Liaison covalente polarisée

Une liaison entre deux atomes, $A$ et $B$, ayant des électronégativités différentes est polarisée : ils forment une liaison covalente polarisée (ou polaire)
 
Les électrons ne sont alors pas répartis de manière symétrique entre les deux atomes. 
 
On considère alors que :
 
$-\ $ L'atome $A$ porte un excès de charges négatives $($noté $\delta^{-})$ ;
 
$-\ $ L'atome $B$ porte un défaut de charges négatives $($noté $\delta^{+}).$
 
Les symboles $\delta^{-}$ et $\delta^{+}$ représentent des fractions de la charge élémentaire $e$ $(e=1.6\cdot10^{-19}C)$ : on parle de charges partielles (négative ou positive) sur la liaison

Exemples :

 
$-\ $ Dans une liaison polaire, le barycentre des charges électriques $(-)$ n'est pas confondu avec celui des charges électriques $(+).$
 
$-\ $ Plus la différence d'électronégativité entre les $2$ atomes est importante, plus la liaison est polarisée

4.3 Liaison covalente dative

C'est une liaison covalente dans laquelle le doublet d'électrons de liaison à partager est apporté par un seul atome. 
 
L'atome qui donne le doublet s'appelle donneur, l'autre s'appelle accepteur.
 
La liaison dative se représente par une flèche allant du donneur à l'accepteur. 
 
Une fois formée, cette liaison est égale aux autres liaisons covalentes.

Exemple :

 

II. Liaison ionique

1. Définition

La liaison ionique est une liaison établie par attraction électrostatique entre deux ions de signes opposés dans les composés ioniques
 
Sa cohésion est assurée par la force de l'attraction électrostatique qui unit les deux ions

2. Le cristal ionique

2.1 Formule ionique et formule statistique d'un solide ionique

2.1.1 La formule ionique

La formule ionique représente un ensemble électriquement neutre écrit avec des ions constituant le composé

Exemples :

$-\ $ Chlorure de sodium $(Na^{+}$ ; $Cl^{-})$ ou $(Na^{+}+Cl^{-})$
 
$-\ $ Fluorure de calcium $(Ca^{2+}$ ; $2F^{-})$ ou $(Ca^{2+}+2F^{-})$
 
$-\ $ Chlorure de magnésium $(Mg^{2+}$ ; $2Cl^{-})$ ou $(Mg^{2+}+2Cl^{-})$
 
$-\ $ Sulfate de sodium $(2Na^{+}$ ; $SO_{4}^{2-})$ ou $(2Na^{+}+SO_{4}^{2-})$

2.1.2 La formule statistique

La formule statistique d'un composé ionique représente un ensemble électriquement neutre et indique la proportion de chacun des ions (cations et anions) qui la compose

Exemples :

$-\ $ Chlorure de sodium : $NaCl$
 
$-\ $ Fluorure de calcium : $CaF_{2}$
 
$-\ $ Chlorure de magnésium : $MgCl_{2}$
 
$-\ $ Sulfate de sodium : $Na_{2}SO_{4}$

2.2 Nomenclature de quelques ions

$$\begin{array}{|l|l|l|} \hline &\text{CATIONS}&\text{ANIONS}\\ \hline \text{Ion portant une seule charge}&H^{+}\text{ proton}&F^{-}\text{ ion fluorure}\\ &Na^{+}\text{ ion sodium}&NO_{3}^{-}\text{ion nitrate}\\ &Ag^{+}\text{ ion argent}&Cl^{-}\text{ion chlorure}\\ &H_{3}O^{+}\text{ ion hydronium}&HO^{-}\text{ion hydroxyde}\\ &K^{+}\text{ ion potassium}&MnO_{4}^{-}\text{ion permanganate}\\ &NH_{4}^{+}\text{ ion ammonium}&\\ \hline \text{Ion portant deux charge}&Mg^{2+}\text{ magnésium}&O^{2-}\text{ ion oxyde}\\ &Ca^{2+}\text{ ion calcium}&S^{2-}\text{ion sulfure}\\ &Ba^{2+}\text{ ion baryum}&SO_{3}^{2-}\text{ion sulfite}\\ &Fe^{2+}\text{ ion fer }II&SO_{4}^{2-}\text{ion sulfate}\\ &Ni^{2+}\text{ ion nickel}&CO_{3}^{2-}\text{ion carbonate}\\ &Cu^{2+}\text{ ion cuivre }II&Cr_{2}O_{7}^{2-}\text{ion dichromate}\\ &Zn^{2+}\text{ ion zinc}&S_{2}O_{3}^{2-}\text{ion thiosulfate}\\ &Sn^{2+}\text{ ion étain}&S_{2}O_{6}^{2-}\text{ion tétrathionate}\\ &Pb^{2+}\text{ ion plomb}&\\ \hline \text{Ion portant trois charge}&Al^{3+}\text{ ion aluminium}&PO_{4}^{3-}\text{ ion phosphate}\\ &Fe^{3+}\text{ ion fer }III&N^{3-}\text{ion nitrate}\\ &Au^{3+}\text{ ion or}&\\ \hline \end{array}$$

2.3 Exemples de cristal de métal

Dans un solide cristallin ionique, il existe des forces électriques attractives entre ions différents, mais également, des forces électriques répulsives entre ions identiques
 
Globalement les forces attractives l'emportent sur les forces répulsives : l'ensemble de ces forces constitue la liaison ionique
 
Dans le cas du chlorure de sodium $(NaCl)$, un ion chlorure $(Cl^{-})$ et un ion sodium $(Na^{+})$ qui s'attirent, se trouvent sur le côté d'un carré, alors que deux ions chlorure ou deux ions sodium qui se repoussent, se trouvent sur une diagonale du carré
 

 

Commentaires

Ion tétrathionate c'est S4O62- au lieu de S2O62-

Merci bcp

Merci pour la lesonnn

Merci pour la lesonnn

Très bien détaillée et très claire. J'adore votre site. J'espère que vous ameliorerez certains problèmes comme les corrigés d'exos manquants

merci beaucoup

Ajouter un commentaire

Plain text

  • Aucune balise HTML autorisée.
  • Les adresses de pages web et de courriels sont transformées en liens automatiquement.