Transcript Liaisons types

Les composés chimiques et les
liaisons
CHAPITRE 3
Qu’est-ce qu’une liaison?
 Liaison chimique : Les forces qui attirent les atomes
l’un vers l’autre dans un composé.
 Une liaison est causée par l’interaction entre les
électrons de valence.
 Les atomes peuvent soit transférer soit partager les
électrons.
Liaison Ioniques
 Quand deux atomes transfèrent des électrons, un des
deux perd ses électrons de valence et l’autre les gagne.
 Une attraction s'exerce alors entre les deux atomes
chargés, permettant la formation d'une molécule.
 Cette sorte de liaison se produit entre un métal et un nonmétal.
Liaison Covalente ou moléculaire
 Les atomes peuvent aussi partager des électrons.
 Cette sorte de liaison se forme entre deux non-
métaux.
Exercices
 Dessiner les liaisons ioniques ou covalentes




suivantes:
NaBr
HF
CaCl2
CN
L’électronégativité
 C’est la capacité d’attirer les électrons.
 Quand 2 atomes forment une liaison chacun attire
les électrons de l’autre atome.
 Quand 2 atomes ont des électronégativités très
différentes, (F et K) l’atome qui a la plus faible ÉN
perd un électron. K cède son électron de valence au
Fluor, ainsi c’est une liaison ionique.
L’électronégativité
 Pour déterminer si une liaison est ionique ou
covalente on peux calculer la différence en ÉN.
 KF K=0,82 F=3,98 ÉN= 3,98-0,82= 3,16
 HCl H=2,20 Cl= 3,16 ÉN=3,16-2,20= 0,96
 Lorsque la différence est supérieure à 1,7 la
liaison est ionique; si elle est inférieure à 1,7
elle est covalente.
La Règle d’octet
 Les atomes se lient afin d’acquérir une configuration
électronique semblable à celle d’un gaz rare.
 Quand 2 atomes ou ions ont la même configuration
électronique, on dit qu’ils sont isoélectroniques.
 Cl- est isoélectroniques avec l’argon, car tous les
deux ont 18 électrons et leur niveau d’énergie
périphérique est rempli.
Exercices
 P 74 Révision de la section
 1, 2, 3, 4, 5
 P 84 Révision de la section
 1, 2, 3, 4
Les Liaisons Covalentes Multiples
 Les atomes transfèrent quelquefois plus d’un
électron dans une liaison ionique.
 Dans une liaison covalente, ils ont parfois besoin de
partager deux ou trois doublets d’électrons.
 Considère l’élément diatomique oxygène, chaque
atome a besoin de 2 électrons pour acquérir un octet
stable.
 Alors 2 atomes d’oxygène vont partager 2 doublets
d’électrons, pour former une liaison double.
Les Liaisons Covalentes Multiples
 Les liaisons double peuvent aussi former entre des
éléments différents.
 Par exemple: Carbone et oxygène pour former
dioxyde de carbone.
 Carbone a besoin de 4, :C: , et oxygène a besoin de
deux, :Ö:
 Donc deux oxygène se lient à un atome de carbone.
Les Liaisons Covalentes Multiples
 Quand les atomes partagent trois doublets
d’électrons, ils forment une liaison triple.
 L’azote diatomique contient une liaison triple.
Exercices
 Représente les liaisons à l’aide de structures de
Lewis:
1. Un atome de carbone se lie à deux atomes de
soufre.
2. Une molécule contient un atome d’hydrogène lié à
un atome de carbone qui est lui-même lié à un
atome d’azote.
3. Deux atomes de carbone et deux atomes
d’hydrogène se lient ensemble pour former une
molécule. Chaque atome acquiert un niveau
d’électrons périphériques rempli.
Les forces intermoléculaires
 Les forces qui lient les atomes l’un à l’autre dans
une molécule sont appelées des forces
intramoléculaires.
 Ex. Les liaisons covalentes sont des forces
intramoléculaires.
 Les forces qui lient les molécules l’une à l’autre
sont appelées des forces intermoléculaires.
Les forces van der Waals
 Les forces dipôle-dipôle, les forces ion-dipôle, les
forces de dispersion (London), et les liaisons
d’hydrogène.
 Ce type de liaison est une attraction électrique et
gravitationnelle entre des molécules. Elles
permettent d’expliquer certains phénomènes
comme : l’adhérence, le frottement, la diffusion, les
propriétés de surface et la viscosité.
Les forces dipôle-dipôle
 À l’état liquide, les molécules polaires (dipôles)
s’orientent de façon à ce que les extrémités positifs
soient près des extrémités négatifs.
Les forces ion-dipôle
 Le chlorure de sodium et autres solides ioniques se
dissoudent dans les solvants polaires tels que l’eau à
cause de forces ion-dipôle.
 C’est une force entre un ion et une molécule polaire.
Les forces de dispersion (London)
 Les paires d’électrons partagées des liaisons
covalentes vibrent de façon constante.
 Les vibrations dans une molécule non-polaire
causent des distributions inégales momentanées de
la charge. (La molécule devient polaire pendant un
instant)
 Au moment où une molécule devient polaire elle
peut induire un dipôle dans une molécule voisine.
Liaisons d’hydrogène
 Une liaison qui se forme entre un atome d’oxygène
d’une molécule et les atomes d’hydrogène d’une
autre molécule. Les atomes d’azote, fluor et
d’oxygène permettent plus facilement les liaisons
hydrogène. On les retrouve dans les processus
biologiques comme dans la molécule d’ADN et l’eau.
Les liaisons métalliques
 Ce type de liaison se forme entre deux métaux. Les atomes
libèrent leurs électrons pour qu’ils soient mis en communs et
partagés.
 Cette liaison est différente d’une liaison covalente même si l’on
parle de partage d’électrons.
 La principale différence est que les atomes ne possèdent pas assez
d’électrons de valences pour atteindre la stabilité d’un octet en
partageant les électrons.
 Dans un morceau de métal solide, les ions sont très ordonnés et
la force qui lie les atomes de métal entre eux est la liaison
métallique.
Nomenclature
 Composés binaires ioniques
Ce sont les composés ioniques qui sont formés de deux éléments différents.
Rappel: les composés ioniques sont formés d’un métal et d’un non-métal.
Comment les nomme-t-on?
Les anions se terminent en ure:
exception:
Les cations ont le nom de l’élément:
Alors:
NaCl
K2O
CaBr2
FClBrS2O2-
fluorure
chlorure
bromure
sulfure
oxyde
Na+
Mg2+
sodium
magnésium
chlorure de sodium
oxyde de potassium
bromure de calcium
Composés binaires ioniques
Comment écrit-on leurs formules?
Règles
1) les charges doivent s’annuler pour faire un composé
neutre, et dans certains cas, se simplifier
2) le cation (+) s’écrit à la gauche, et l’anion (-) à la droite
chlorure de magnésium:
Mg2+ Cl-
MgCl2
oxyde de calcium:
Ca2+
O2-
CaO
phosphure de baryum:
Ba2+
P3-
Ba3P2
les ions polyvalentes
Les métaux de transition peuvent avoir plusieurs charges, et donc, on écrit la
charge du cation en chiffres romains entre parenthèses.
Si un métal n’a qu’une seule charge, on ne l’écrit pas entre parenthèses.
Fe2+
fer (II)
Cu+
cuivre (I)
Fe3+
fer (III)
Zn2+
zinc
Mn4+
manganèse(IV)
Ag+
argent
FeCl3
chlorure de fer (III)
sulfure de cuivre (I)
Cu2S
FeO
oxyde de fer (II)
oxyde de plomb (IV)
PbO2
Composés formés d’ions polyatomiques
Ce sont des composés ioniques qui contiennent un ion
formé de deux ou plusieurs éléments.
sulfure d’ammonium:
NH4+ S2- (NH4)2 S
carbonate de cuivre(II):
CuCO3 Cu2+ CO32-
sulfate de sodium:
Na+ SO42- Na2SO4
nitrate de sodium:
Na+ NO3- NaNO3
Composés moléculaires binaires
Ce sont les composés moléculaires (liaison covalente) qui sont formés de deux
éléments différents.
Rappel: les composés moléculaires sont formés de deux non-métaux.
La formule s’écrit en commençant par l’élément situé le plus à gauche dans le
tableau périodique.
NO
CO2
PCl5
SF6
H2O
On nomme d’abord l’élément de droite avec la terminaison yde ou ure, et avec un
préfixe qui indique le nombre d’atomes. On nomme ensuite l’élément de gauche
avec un préfixe qui indique le nombre d’atomes - sauf si c’est un seul atome.
Les préfixes sont: mono (1), di (2), tri (3), tétra (4), penta (5), hexa (6), hepta (7),
octa (8), nona (9), déca (10)
NO monoxyde d’azote
CO2 dioxyde de carbone
PCl5 pentachlorure de phosphore
SF6
H2O
AsH3
hexafluorure de soufre
monoxyde de dihydrogène
trihydrure d’arsenic
Les équations chimiques
 Les substances qui participent à une réaction
chimique sont appelées des réactifs.
 Les substances formées au cours d’une réaction
chimique portent le nom de produits.
 On se sert d’équations chimiques pour exprimer ce
qui se passe au cours d’une réaction chimique.
Équation nominative
 On appelle les réactifs et les produits d’une réaction
chimique par leur nom.
 Sodium + chlore  chlorure de sodium
 Le «+» signifie «réagit avec» et la flèche «pour
former»
Exercices
 Décris chacune des réactions suivantes à l’aide d’une
équation nominative.
 A) Le calcium et le fluor réagissent pour former du
fluorure de calcium.
 B) Le chlorure de baryum et le sulfate d’hydrogène
réagissent pour former du chlorure d’hydrogène et
du sulfate de baryum.
Les équations squelettes
 On utilise une formule chimique plutôt que le nom de la
substance.
 Na(s) + Cl2 (g)  NaCl (s)
 Exercices




Du zinc à l’état solide réagit avec du chlore gazeux pour former du
chlorure de zinc à l’état solide.
Du calcium à l’état solide et de l’eau à l’état liquide réagissent pour
produire de l’hydroxyde de calcium à l’état solide et l’hydrogène
gazeux.
Du baryum à l’état solide réagit avec du soufre à l’état solide pour
produire du sulfure de baryum à l’état solide.
Du nitrate de plomb(II) en solution aqueuse réagit avec du
magnésium à l’état solide pour former du nitrate de magnésium en
solution aqueuse et du plomb à l’état solide.
La loi de la conservation de la masse
 Dans toute réaction chimique, la masse des produits
est toujours égale à la masse totale des réactifs.
 La matière ne peut être ni détruite ni créée.
Les équations chimiques équilibrées
 Une équation chimique équilibrée respecte la loi de
la conservation de la masse.
 Pour équilibrer une équation, on peut commencer
par ajouter des nombres devant les formules
chimiques appropriées.
 Ces nombres s’appellent les coefficients.
Les Étapes à Suivre
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Écris l’équation squelette.
Commence par équilibrer les atomes les plus nombreux
d’un côté ou de l’autre de l’équation. Réserve
l’hydrogène, l’oxygène et tout autre élément pour plus
tard.
Équilibre les ions polyatomiques qui se retrouvent des
deux côtés de l’équation.
Équilibre ensuite les atomes d’hydrogène ou d’oxygène.
Équilibre tout autre élément qui n’est pas combiné à un
autre.
Vérifie ta réponse!!!!!!!!!!!!!!!!!
Exercices
 P 118
 #1 à 5
La classification des réactions chimiques
 Les Réactions de synthèse


Deux ou plusieurs éléments ou composés se combinent pour former
une nouvelle substance.
A + B  AB
 Les Réactions de décomposition


Un composé se sépare en ses divers éléments ou en d’autres
composés.
AB A + B
 Les réactions de combustion


Une réaction entre un composé ou un élément et de l’oxygène. Elle
entraîne la formation des oxydes les plus courants des éléments
présents dans le composé.
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
La classification des réactions chimiques
 Les réactions de déplacement simple
 Un élément d’un composé est déplacé par un autre élément.
 A + BC  B + AC
 Les réactions de déplacement double
 Ou réaction de double remplacement
 Il y a échange de cations entre deux composés ioniques,
généralement en solution aqueuse.
 AB + CD  AC + BD
Énergie dans les réactions chimiques
 Les réactions qui dégagent de l’énergie s’appellent
des réactions exothermique.


Respiration cellulaire
C6H12O6 + 6O2 →6CO2 + énergie+ 6H2O
 Les réactions qui absorbent de l’énergie s’appellent
des réactions endothermique.


Photosynthèse
6CO2 + 6H2O + énergie→ C6H12O6 + 6O2.
.
Précipité
 Un précipité est un solide qui se sépare d’une
solution à la suite d’une réaction chimique.
 Un grand nombre de réactions de déplacement
double entraînent la formation d’un précipité.

BaCl2(aq) + K2SO4(aq)  BaSO4(s) + 2KCl(aq)
 Les ions Ba2+ et Cl- combine avec K+ et SO42-, les ions
Ba2+ entrent en contact avec des ions SO42-, mais
sulfate de baryum est insoluble et le produit sépare
de la solution sous une forme solide. Les ions K+ et
Cl- entrent en contact mais étant soluble ils restent
dans la solution.
Révision de la section
 P 140, 141 #1, 2, 3, 4, 6