Structure de la matière

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Molécules et composés ioniques
Interactions entre molécules
La classification périodique
Rappels
La liaison covalente
La liaison covalente est la mise en commun d’une ou plusieurs paires
d’électrons entre deux atomes. Elle peut être simple (1 paire d’électrons en
commun), double (2 paires) ou triple (3 paires).
La liaison covalente se fait dans une direction bien définie. On dit qu’elle est
unidirectionnelle.
Dans une molécule, les atomes doivent respecter la règle de l’octet (ou du
duet pour l’hydrogène).
Les atomes se lient entre eux de manière à acquérir la structure électronique
du gaz rare le plus proche dans la classification périodique :
soit 2 électrons sur la dernière couche pour H (duet)
Soit 8 électrons sur la dernière couche pour les autres atomes (octet)
Seuls les électrons de la dernière couche (électrons de valence) interviennent
dans les liaisons covalentes.
La valence d’un atome est le nombre de doublets que cet atome partage
avec les atomes qui lui sont liés.
Rappels
Exemples de molécules diatomiques
Exemple : le dihydrogène H2 (H : Z = 1)
Pour chaque H : Z = 1 : 1s1 soit deux électrons à répartir au total.
L’hydrogène doit respecter la règle du duet
H–H
Une liaison covalente simple (un doublet en commun : doublet liant).
L’hydrogène est monovalent.
Exemple : le dichlore Cl2 (Cl : Z = 17)
Pour chaque Cl : 1s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5 soit 2 x 7 = 14 électrons à répartir soit
7 doublets. Le chlore doit respecter la règle de l’octet.
Une liaison covalente simple (1 doublet liant) et 6 doublets libres
Cl – Cl
Exemple : le dioxygène O2 (O : Z = 8)
Pour chaque O : 1s2 2 s2 2 p4 soit 2 x 6 = 12 électrons à répartir soit 6 doublets.
L’oxygène doit respecter la règle de l’octet.
O O
Une liaison covalente double (deux doublets en commun) et 4 doublets libres
L’oxygène est bivalent.
Exemple : le diazote N2 (N : Z = 7)
Une liaison covalente triple et deux doublets libres.
N
N
Structure de Lewis
Définitions
La structure de Lewis est une représentation des molécules ou des
ions polyatomiques qui indique l’enchaînement des atomes et les
électrons de leur couche de valence en distinguant les paires libres et
les paires liées.
La molécule d’eau : H2O
H : Z = 1 : 1s1 et O : Z = 8 : 1s2 2 s2 2 p4
Donc 6 + 2 = 8 électrons à répartir soit 4 doublets
Deux doublets liants (2 liaisons covalentes simples)
et deux doublets libres
O–H
H
Structure de Lewis
L’ion H3O+
L’ion oxonium : H3O+
3 + 6 – 1 = 8 électrons à répartir soit 4 doublets
Trois doublets liants (3 liaisons covalentes simples) et un
doublet libre
Où est la charge + ?
Compter le nombre d’électrons appartenant en propre à
chaque atome dans la molécule (en partageant les doublets
de liaison)
Le comparer au nombre d’électrons de l’atome isolé.
Il manque un électron à l’atome d’oxygène (5 e- dans la
molécule au lieu de 6 dans l’atome isolé), la charge positive
est donc sur l’atome d’oxygène.
On vérifie que l’atome d’hydrogène possède le même nombre
d’électrons dans la molécule et dans l’atome isolé.
+
H–O–H
H
Structure de Lewis
Les règles
Déterminer le nombre total d’électrons de valence présents dans la molécule
en additionnant le nombre d’électrons de valence de chaque atome (ne pas oublier
la charge globale de l’ion). En déduire le nombre de doublets.
Placer les atomes dans leur position relative les uns par rapport aux autres.
Les atomes monovalents étant à la périphérie et l’atome de plus grande valence au
centre.
Répartir les paires d’électrons en paires libres et paires liées de telle sorte que
les règles de l’octet et du duet soient respectées.
Déterminer la charge formelle de chaque atome en comparant son nombre
d’électrons de valence dans la molécule à son nombre d’électrons de valence dans
l’atome isolé. Si l’atome a plus d’électrons dans la molécule que dans l’atome isolé
il a une charge formelle négative. Dans le cas contraire il a une charge formelle
positive.
Si il y a plusieurs solutions possibles, il faut retenir celle où les charges
formelles sont les plus petites.
Structures de Lewis
Exemples
HCl ; CH4 ; NH3 ; NH4+ ; CO2 ; H2CO ; HCO2- ; CHCl3 ; HCN ; O3
H
H – Cl
H
H
C
H
H
N
H
H
H
H
O
H
Cl
C
O
H
N+
H
O=C=O
H
Cl
O
C
H
C
-
Cl
H
H–C≡NƖ
O
+
O
O
-
Géométrie des molécules et des ions
La méthode V.S.E.P.R.
Règles de Gillepsie (méthode V.S.E.P.R.)
Les paires d’électrons périphériques (liantes et libres) de l’atome central d’un
édifice polyatomique se repoussent entre elles.
Elles cherchent à minimiser leur répulsion en se plaçant le plus loin
possible les unes des autres.
Géométrie des molécules et des ions
Prévision de la géométrie.
L’atome central est noté A
Un atome périphérique est noté X
Une paire d’électrons libres est notée E
Les angles :
AX2 : 180°
AX3 : 120°
AX4 : 109°
Géométrie des molécules et des ions
Prévision de la géométrie
L’atome central est noté A
Une paire d’électrons libres est notée E
Un atome périphérique est noté X
Exemples : CO2 et HCN
sont de type AX2E0 angle 180°
H–C≡NƖ
O=C=O
Exemple : H2CO
est de type AX3 angle 120°
H
C O
H
Exemple : O3
est de type AX2E1 angle < 120°
O
+
O
O
-
O
O
+
O
-
Géométrie des molécules et des ions
Prévision de la géométrie
Exemples : CH4, NH3, H2O
AX4E0
Un doublet libre
prend plus de place
qu’un doublet de
liaison
AX3E1
AX2E2
Hachette
H-prépa
Polarité d’une molécule
Liaison polarisée
Exemple : H – Cl :
L’électronégativité de l’hydrogène est
inférieure à celle du chlore
H
+ δe
Cl
- δe
Les atomes H et Cl liés par liaison covalente présentent des
électronégativités différentes ; le doublet électronique se rapproche de
l’atome le plus électronégatif : ici Cl.
L’atome d’hydrogène prend alors une charge partielle + δe, et l’atome de
chlore une charge partielle – δe.
La liaison est polarisée
Polarité d’une molécule,
Molécules polaires et molécules apolaires
Exemple : la molécule d’eau H2O
L’électronégativité de H est inférieure à celle de O
Molécule polaire
Exemple : la molécule de dioxyde de carbone CO2
L’électronégativité de C est inférieure à celle de O
Molécule apolaire
- 2δe
O
H
+ δe
+ 2δe
- δe O = C = O - δe
Une molécule est apolaire si le barycentre de ses charges positives
coïncide avec le barycentre de ses charges négatives.
Elle est polaire dans le cas contraire.
H
+ δe
Les forces de van der Waals
Interaction entre deux molécules polaires
A et B : 2 molécules polaires
Les interactions électrostatiques entre
deux molécules polaires, tendent à
orienter les dipôles dans l’une des
directions ci-contre.
A
B
δ- δ+
δ- δ+
A
Interactions entre deux molécules polaires :
effet d’orientation
B
δ-
δ+
δ+
δ-
Les forces de van der Waals :
Interaction entre une molécule polaire
et une molécule non polaire
Si une molécule apolaire X2 est
proche d’une molécule polaire,
son nuage électronique se
déforme et un dipôle induit
apparaît.
Molécule polaire
δ+
δ-
δ’ -
δ’+
Molécule apolaire
Dipôle induit
Interactions entre une molécule polaire et une molécule apolaire (un
dipôle permanent et un dipôle induit) :
effet d’induction
Les forces de van der Waals :
Interactions entre deux molécules non polaires
2 molécules apolaires
δ-
δ+
δ-
δ+
Déformation des deux nuages électroniques.
Formation de deux dipôles instantanés
Interactions entre deux molécules apolaires :
effet de dispersion
La liaison hydrogène
Définition
Une liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome d’hydrogène lié à un
atome A très électronégatif, interagit avec un atome B, également
très électronégatif et porteur d’un doublet libre.
L’énergie d’une liaison hydrogène est environ dix fois plus faible que celle
d’une liaison covalente mais elle est supérieure à celle des interactions de
van der Waals.
A — H ------│B
-δ +δ
La liaison hydrogène : conséquences sur
les températures de changement d’état
L’existence de liaison hydrogène intermoléculaire augmente
considérablement les températures de changement d’état.
C’est ce qui explique que tous les alcools de 1 à 10 atomes de
carbone sont liquides et les autres solides (aucun n’est gazeux)
La liaison hydrogène : conséquence
sur la solubilité
Plus les molécules d’un soluté peuvent donner d’interactions
intermoléculaires avec celles du solvant, plus ce soluté est
soluble dans le solvant considéré.
Ceci explique la grande solubilité des alcools dans l’eau.
Le diiode, apolaire qui ne peut participer à des liaisons hydrogène, est
très faiblement soluble dans l’eau alors qu’il est très soluble dans le
cyclohexane C6H12 apolaire et dépourvu lui aussi de liaison hydrogène.
La liaison hydrogène : la double
hélice de l’A.D.N.
la double hélice de l’A.D.N.
Composés ioniques
Exemples
Le chlorure de
sodium de formule
statistique NaCl
La cohésion du cristal est due à des
forces électrostatiques entre les ions
Le fluorure de calcium de
formule statistique CaF2
Composés ioniques
Dissolution de NaCl dans l’eau
Cl-
Na+
Dans un premier temps, il y a dissociation
du cristal et dispersion des ions.
Composés ioniques
Dissolution de NaCl dans l’eau
Les ions Cl- et Na+ sont dispersés puis ils
sont solvatés
Lorsque le solvant est l’eau, on parle
d’hydratation des ions.
Les métaux
Dans les métaux, les atomes perdent leur
influence sur les électrons externes.
Ils forment alors un réseau d’ions positifs.
Les électrons externes sont délocalisés
sur l’ensemble du réseau et assurent ainsi la
liaison métallique.
Ils se comportent comme s’ils étaient libres,
tout en restant confinés dans le métal.

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