Transcript Chapitre 3 Les composés chimiques et les liaisons

Chapitre 3 Les composés chimiques et les liaisons
1. Classification des composés
On peut classer les composés selon leurs propriétés :
Point de fusion
Dureté
Point d’ébullition
Conductivité
Solubilité
Composé
Ionique
(métal +nonmétal)
Solide
Point de fusion élevé
Covalent (2
non-métaux)
Liquide, solide, gaz
Point de fusion peu élevé
La plupart sont solubles dans
l’eau
Ne conduit pas l’électricité
Conducteur d’électricité en
solution
Faible solubilité dans l’eau
Très dur
Cassant, friable
2.La liaison chimique
• La liaison chimique est formée lorsqu’un
atome se lie avec un autre atome.
• Plusieurs types de liaisons chimiques:
– Ionique:
– Covalente:
transfert d’électrons du métal vers le
non-métal.
partage d’électrons entre 2 atomes.
• Non-polaire: partage égal d’électrons
• Polaire:
partage inégal d’électrons
• On détermine le type de liaison en se servant
de la différence d’électronégativité entre les
atomes. (Capacité d’attirer les électrons d’une
liaison chimique)
• Si ΔÉN (différence d’électronégativité)
0 ≤ ΔÉN ≤ 0,5
liaison covalente non-polaire
0,5 ‹ ΔÉN ‹1,7
ΔÉN ≥ 1,7
liaison covalente polaire
liaison ionique
• On peut également trouver le pourcentage de
caractère ionique et covalent en se servant du
tableau ci-dessous.
3. Règle de l’octet
 Cette règle stipule que les atomes se combinent
ensemble de sorte à acquérir la configuration
électronique du gaz rare le plus près d’eux.
 Deux atomes ou ions avec cette même structure
sont dits isoélectroniques.
Ex: Le sodium,
 perd un électron et devient un ion Na+1.
 Il a donc la structure du gaz le plus près de lui
le Néon, Ne. Na+1 et Ne sont donc dits
isoélectroniques.
4. Formation de la liaison ionique
a) Transfert d’un électron
+
+
-
b) Transfert de plusieurs électrons
-2
+2
+
c) Plus de deux ions
-1
+2
+
-1
5.
Formation de la liaison covalente
• Liaison simple (CH4)
Liaison simple
Électrons partagés
• Liaison double (C2H4)
Est-ce que la loi de l’octet
est respectée?
• Liaison triple (C2H2)
Est-ce que la loi de l’octet
est respectée?
6. Les types de forces moléculaires
• Forces intermoléculaires
– Forces qui lient les molécules les unes aux autres.
• Forces intramoléculaires
– Forces qui lient les atomes les uns aux autres dans
une molécule.
intramoléculaire
intermoléculaire
• Liaison métallique
– Dans une liaison métallique, les électrons de
valence sont capables de se déplacer librement
formant ainsi une mer d’électrons.
Exercices de révision
p.84 #1 à 5
7. Disposition des électrons
Règles:
1. Autour de l’atome central d’une molécule,
les paires d’électrons liants (formant une
liaison) et les paires non-liants s’arrangent
afin de minimiser la répulsion entre euxmêmes. Donc, les paires liants et les paires
non-liants prennent position aussi loin que
possible les uns des autres.
Doublet non liant
Doublet liant
2.
Les doubles et les triples liaisons sont
traitées comme les liaisons simples.
8.
Formes des molécules
A – tétraédriques
4 paires d’électrons liants et 0 paire
d’électrons non-liants.
À l’avant du plan
À l’arrière du plan
B – pyramidales
3 paires d’électrons liants et 1 paire
d’électrons non-liants.
C – coudées ou angulaires
2 paires d’électrons liants et 2 paires
d’électrons non-liants.
D – linéaires
Les molécules ayant une paire d’électrons liants
prennent cette forme.
9.
Polarité des molécules
• Bien que les liaisons soient polaires ou nonpolaires (calculées à partir de la ∆ÉN), la
molécule peut être polaire ou non-polaire
également.
• On regarde donc les dipôles (liaison entre deux
atomes)dans la molécule et on recherche s’il y a
ou non symétrie.
– Si les dipôles s’annulent, la molécule est non-polaire
– S’il y a symétrie dans la molécule, elle sera nonpolaire.
Résumé de la polarité des molécules
• Linéaire simple, double ou triple
– Non-polaire si les atomes sont semblables
– Polaires si les atomes sont différents
• Coudée ou angulaire
– Toujours polaires
• Pyramidale
– toujours polaires
• Tétraédrique
– Polaire s’il n’y a pas de symétrie dans la molécule
– Non-polaire s’il y a symétrie dans la molécule
10. Nomenclature des composés
chimiques
LES SELS
1. Composés ioniques binaires (binaire = 2)
a) Monovalents ( élément métallique possède une
seule charge )
• Formés de 1 cation et de 1 anion
• Méthodes pour former les composés ioniques:
– À l’aide du « chassé-croisé »
On se sert d’indices pour indiquer le nombre
d’atomes de chaque élément.
Mg +2
F-1
• Indice: Nombre placé après et légèrement sous un
symbole chimique qui indique dans quelle
proportion se combine chacun des éléments d’un
composé.
• Dans cette méthode, la charge des ions devient
l’indice (on ne doit pas écrire les signes ni les
indices 1.
• MgF2
• Lorsqu’on nomme le composé, on suit les étapes
suivantes:
– nommer le nom du non-métal en premier
– Ajouter le suffixe «ure»
– ajouter «de»
– Nommer l’élément métallique.
• Ex: MgF2 = fluorure de magnésium
BaCl2 = chlorure de baryum
élément
Symbole
Nom de l’ion
Carbone
C
Carbure
Silicium
Si
Siliciure
Azote
N
Nitrure
Phosphore
P
Phosphure
Arsenic
As
Arséniure
Oxygène
O
Oxyde
Soufre
S
Sulfure
Sélénium
Se
Séléniure
Tellure
Te
Tellure
Fluor
F
Fluorure
Chlore
Cl
Chlorure
brome
Br
Bromure
iode
I
Iodure
hydrogène
H
hydrure
b) polyvalents
• Formés de 1 cation et de 1 anion
• Dans ce cas le cation, peut porter des charges
différentes selon les situations.
– Ex:
Le fer  Fe+2 ou Fe +3
• Pour ces composés il existe deux systèmes de
nomenclature… à apprendre!
– Classique:
• Si le cation porte la plus petite charge qu’il peut adopter, on
ajoute « eux » à la fin du nom de l’élément.
Ex: FeCl2 chlorure ferreux car le fer porte la charge +2.
• Si le cation porte la plus grande charge qu’il peut adopter, on
ajoute « ique » à la fin du nom de l’élément.
Ex: FeCl3 chlorure ferrique car le fer porte la charge +3.
- Système stock:
 On met entre parenthèse le chiffre romain représentant la
charge portée par l’ion polyvalent après le nom du composé.
• Ex: FeBr2 se nomme: bromure de fer (II)
• Ex: PbCl2 se nomme: chlorure de plomb (II)
Un peu de pratique:
– Étain (IV) avec Br
– Cr(III) avec Azote
– Vanadium (V) avec Se
– Fer (II) avec Arsenic.
2.
Les composés ioniques ternaires ou
polyatomiques ( poly = plusieurs atomes)
• Pour ces composés les anions sont des composés formés de
plusieurs éléments portant une charge.
• Vous avez un tableau vous indiquant le nom et la charge de
chacun.
– Lorsqu’on les nomme, on prend les noms du tableau qui vous est
fourni.
– Pour écrire la formule chimique, on doit indiquer par une parenthèse
le nombre d’ions polyatomiques requis afin que la charge ionique
totale soit zéro. (N.B. si on a besoin d’un seul ion polyatomique on
omet les parenthèses)
• Ex: Mg(NO3)2 se nomme: nitrate de magnésium
• Ex: NaHCO3 se nomme: hydrogénocarbonate de sodium
3.
Les composés moléculaires
• Ces composés sont généralement formés de non-métaux
seulement.
– Ces composés forment des liaisons covalentes. Il y a donc
partage des électrons entre les atomes.
– Puisqu’on ne peut se fier aux charges des ions pour savoir
combien d’atomes forment les composés on doit le spécifier à
l’aide des préfixes suivants:
Les composés moléculaires
• Pour écrire la formule des composés moléculaires on doit
faire attention à l’ordre des symboles:
– Généralement on place en premier l’élément le plus à gauche
dans la même période du tableau périodique ou le plus bas…
– L’hydrogène et l’oxygène font parfois exception à cette règle…
– Certains éléments ne sont jamais seul. Ils se promènent toujours
en groupe.
• H2, O2, F2 Cl2, Br2, I2, N2, P4 et S8.
– Lorsqu’on les retrouve sous la forme d’élément ils sont toujours en
paquet de 2 ou 4 ou 8.
– Pensez au Clown H O F Br I N Cl
LES ACIDES
a) Binaires
•
Hydrogène + un non-métal du groupe 7 et le
soufre.
On peut les avoir sous deux formes:
•
•
•
Liquide ou aqueux
On les nomme en écrivant:
–
–
–
Acide
Le nom de l’élément non-métallique
Et on ajoute le suffixe «hydrique»
Ex: HI(l)
HCl (aq)
HBr (l)
HF (aq)
acide iodhydrique
acide chlorhydrique
acide bromhydrique
acide fluorhydrique
Il y a une exception : Un ion polyatomique
se comporte comme les acides binaires.
HCN (l)
acide cyanhydrique
•
•
gazeux
On les nomme comme les sels en commençant par la
fin.
–
–
–
Ex:
Nom de l’élément non-métallique
On ajoute le suffixe «ure»
On ajoute d’hydrogène
HCl (g)
HBr (g)
HCN (g)
chlorure d’hydrogène
Bromure d’hydrogène
cyanure d’hydrogène
b) ternaires
•
Hydrogène + un ion polyatomique sur la feuille
d’ions distribuée.
• S’ils sont sous forme liquide
– On les nomme en écrivant tout d’abord le nom:
• Acide
• Ensuite, on cherche le nom de l’ion polyatomique dans
le tableau d’ions et on utilise la règle suivante:
– Les ions en «ate» forment des acides en «ique».
– Les ions en «ite» forment des acides en «eux».