Liaisons chimiques - 2nd S

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 nL peut être calculé par la relation :
n=nmaxp
 
nmax nombre d'électrons pour saturer la couche externe et p nombre d'électrons périphériques d'un atome
 
Pour les couches K : n=2p
 
Pour les couches L et M : n=8p

Exemples :

AtomeZFormule électroniqueNombre de liaisonsHydrogène H1(K)1n=21=1Chlore Cl17(K)2(L)8(M)7n=87=1Oxygène O8(K)2(L)6n=86=2Azote N7(K)2(L)5n=85=3Carbone C6(K)2(L)4n=84=4
 
  Le nombre des doublets non liants nd est : nd=(pnL)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 : AB
 
  une liaison double, entre les atomes A et B, est notée : A=B
 
  une liaison triple, entre les atomes A et B, est notée : AB

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 : 

H2, O2, Cl2, NH3, CH4, C2H6

3.3 Atomicité d'une molécule

L'atomicité d'une molécule représente le nombre de d'atomes qu'elle comporte
MoléculeH2NH3CH4C2H6KMnO4K2Cr2O7Atomicité2458611

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

EauMéthaneAmmoniacDioxyde de carboneMéthanalDiazote

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 XH (CH, NH, OHetc.) ne sont pas représentées

Exemples :

H2NNH2
 
CH2=CH2
 
CH3CH2CH3
 
CH3CH2OH
 
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 δ) ;
 
  L'atome B porte un défaut de charges négatives (noté δ+).
 
Les symboles δ et δ+ représentent des fractions de la charge élémentaire e (e=1.61019C) : 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 (Ca2+ ; 2F) ou (Ca2++2F)
 
  Chlorure de magnésium (Mg2+ ; 2Cl) ou (Mg2++2Cl)
 
  Sulfate de sodium (2Na+ ; SO24) ou (2Na++SO24)

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 : CaF2
 
  Chlorure de magnésium : MgCl2
 
  Sulfate de sodium : Na2SO4

2.2 Nomenclature de quelques ions

CATIONSANIONSIon portant une seule chargeH+ protonF ion fluorureNa+ ion sodiumNO3ion nitrateAg+ ion argentClion chlorureH3O+ ion hydroniumHOion hydroxydeK+ ion potassiumMnO4ion permanganateNH+4 ion ammoniumIon portant deux chargeMg2+ magnésiumO2 ion oxydeCa2+ ion calciumS2ion sulfureBa2+ ion baryumSO23ion sulfiteFe2+ ion fer IISO24ion sulfateNi2+ ion nickelCO23ion carbonateCu2+ ion cuivre IICr2O27ion dichromateZn2+ ion zincS2O23ion thiosulfateSn2+ ion étainS2O26ion tétrathionatePb2+ ion plombIon portant trois chargeAl3+ ion aluminiumPO34 ion phosphateFe3+ ion fer IIIN3ion nitrateAu3+ ion or

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

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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

Pourquoi vous n'avez pas donner des exercices sur la partie SVT?

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Merci les gars vous faites du bon boulots

Veu être scientifique

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