Transcript Classification des composés chimiques - Énergie d
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Classification des
composés chimiques
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+ rayon atomique -
- Énergie d’ionisation +
- Énergie d’ionisation +
+ Rayon atomique -
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Propriétés des composés
ioniques et covalents.
• On peut distinguer les composés
covalents et ioniques en observant leurs
propriétés.
(Voir tableau 3.1 page 67)
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Propriétés
Ioniques
Covalents
État
(température
ambiante)
Solides
Liquides, gazeux
cristallins durs
ou solides
Points de
fusion et
ébullition
Très élevée
Bas
Conductivité
électrique
Oui (liquide ou
dissout)
Non
Solubilité dans
l’eau
Généralement
très solubles
Faiblement
solubles
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Un composé ionique : Le sel (NaCl)
• Solide cristallin à la température de la
pièce.
• Fond à température très élevée : 801 oC
• Se dissout facilement dans l’eau
• L’eau salée conduit le courant
électrique.
• Le sel fondu (à + de 801 oC ) conduit
aussi le courant électrique.
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Un composé covalent : Le dioxyde
de carbone (CO2)
• Gazeux à la température de la pièce.
• Devient liquide à –79 oC (à –80oC il est
solide)
• Lorsque le CO2 est liquide (à basse
température par exemple) il conduit mal
l’électricité.
• On peut dissoudre un peu de CO2 dans
l’eau, surtout sous une haute pression
(mais il ressort vite si la pression diminue
ouvrir une bouteille de boisson gazeuse.)
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• Composés ioniques
MgCl2, Pb(NO3)2, FeBr2, CaSO4, K3PO4,
Al2S3, Cu2I, NaF…
• Composés covalents
H2O, C6H12O6, O2, CH4, C2H5OH, C3H8 ,
NH3, CH3COOH…
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• En plus des propriétés que l’on peut
observer chez les composés
ioniques et covalents, on peut aussi
prédire le type de liaison qui devrait
se former entre deux atomes par leur
différence d’électronégativité.
(ÉN)
Slide 9
Une troisième tendance
périodique : L’électronégativité.
Lors des réactions chimiques,
certains atomes cherchent à
s’approprier des __________
des
électrons
autres atomes afin de remplir leur
dernier niveau (8 ou 2 électrons).
Certains atomes attirent plus
fortement ces électrons que
d’autres.
Slide 10
Cette tendance à attirer les
électrons des autres s’appelle
______________.
électronégativité
Chaque élément a un indice
d’électronégativité qui varie de
3.97
0.7 (-) à ____(+).
_____
Slide 11
Plus le rayon atomique est _______,
plus
grand
les électrons voisins sont loin du noyau.
L’indice d’électronégativité est donc plus
faible
________.
Les valeurs d’électronégativité
sont donc de plus en plus _______
petites en
descendant dans une famille et de plus en
plus _______
grandes en avançant dans la même
période.
Les ________
gaz rares n’ont pas de valeur
d’électronégativité car ils ne cherchent
pas à s’approprier des électrons. (voir
tableau p. 71)
Slide 12
Les valeurs d’électronégativité sont
aussi indiquées sur le tableau en
couverture de votre manuel de chimie.
• L’électronégativité varie de la même façon
l’énergie d’ionisation
que _____________________
(excepté
les gaz rares)
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- Énergie d’ionisation +
+ rayon atomique -
- Électronégativité +
- Électronégativité +
- Énergie d’ionisation +
+ Rayon atomique -
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• On compare les forces des atomes en
faisant la différence des
éléctronégativités entre les deux
atomes. (ÉN)
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Slide 16
ÉN 1.7 : liaison ionique
ÉN 1.7 : liaison covalente
0.4 ÉN 1.7 liaison covalente polaire
ÉN 0.4 liaison covalente non-polaire
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Représentations des liaisons
interatomiques.
1. La liaison ionique.
Une liaison ionique est le résultat d’un
transfert d’électrons entre des atomes
afin d’obtenir la stabilité d’un octet
(ressembler à un gaz rare) Ce transfert
d’électrons se produit lorsqu’il y a une
grande différence d’électronégativité
entre deux atomes ( 1.7)
Slide 18
Lorsqu’un atome obtient la même
configuration électronique qu’un gaz
rare, on dit qu’il est isoélectronique à ce
gaz rare.
Ex :
2 2s2 2p6 3s1 veut perdre 1 e- afin
Na
:
1s
11
d’être isoélectronique avec le néon
2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl
:
1s
veut gagner 1
17
e- afin d’être isoélectronique avec
l’argon
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Représentation de la liaison ionique
par le modèle de Bohr-Rutherford
+1
-1
11Na
17Cl
) 2 ) 8 )1
8
)2)8)7
Na+1 + Cl-1
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Autre exemple avec Mg et Cl.
+2
-1
12Mg
17Cl
)2)8) 2
)2)8)7
8
-1
17Cl
Mg+2
+2
Cl-1
) 2 ) 8 ) 87
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e) Représente cette liaison par la notation
de Lewis
..
...
-1
Cl x
..
.
+1
Na
Na+1 + Cl-1
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Les particules formées se
nomment des ions.
Les liaisons ioniques se forment
entre des métaux et des nonmétaux.
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LES LIAISONS CHIMIQUES
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LES LIAISONS INTERATOMIQUES
Dans la nature, les atomes se retrouvent le
plus souvent sous forme de composé
__________,
à l'exception des __________.
gaz rares
- Lorsqu'ils sont combinés, le niveau
d'énergie des atomes est plus faible
_______
que lorsqu'ils sont seuls. Les atomes
configuration électronique
prennent la même ___________________
que le gaz rare le plus rapproché dans le
tableau.
Slide 25
- Les liaisons _______________________
interatomiques
(entre les atomes) sont responsables de la
formation des composés. Il en existe trois
sortes:
ioniques
- liaisons i_____________
covalentes
- liaisons c____________
- _____________
polaires
- _____________
non-polaires
- liaisons métallique
m_________________
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ions
1.LA LIAISON IONIQUE (forme des ____)
• - La liaison ionique est formée entre un
_______
métal et un __________.
non-métal
•
- Le métal ______
perd un (1) ou plusieurs
électrons (le non-métal les _______).
gagne
• Lorsqu'un ou plusieurs électrons sont
cations
__________,
transférés il y a formation de ________
(ions+) et d'________
anions (ions-). Ces ions
s'attirent parce qu'ils sont de charges
___________.
opposées
contraires
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- Les composés formés de liaisons ioniques
forment un ________
réseau ionique. Ces
réseaux sont très ________
et ont une
durs
apparence de ________.
cristal
Exemple: Na+ et ClChaque Na+ est entouré de ______
6 Cl- .
Chaque Cl- est entouré de _______.
6 Na+
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On ne peut pas dire qu'un Cl- appartient
avec un Na+ en particulier, mais on sait
qu'il y a un nombre _________
de chaque
égal
ion. Le rapport est 1:1. Les composés
ioniques ont une formule ___________.
empirique
Classification des
composés chimiques
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+ rayon atomique -
- Énergie d’ionisation +
- Énergie d’ionisation +
+ Rayon atomique -
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Propriétés des composés
ioniques et covalents.
• On peut distinguer les composés
covalents et ioniques en observant leurs
propriétés.
(Voir tableau 3.1 page 67)
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Propriétés
Ioniques
Covalents
État
(température
ambiante)
Solides
Liquides, gazeux
cristallins durs
ou solides
Points de
fusion et
ébullition
Très élevée
Bas
Conductivité
électrique
Oui (liquide ou
dissout)
Non
Solubilité dans
l’eau
Généralement
très solubles
Faiblement
solubles
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Un composé ionique : Le sel (NaCl)
• Solide cristallin à la température de la
pièce.
• Fond à température très élevée : 801 oC
• Se dissout facilement dans l’eau
• L’eau salée conduit le courant
électrique.
• Le sel fondu (à + de 801 oC ) conduit
aussi le courant électrique.
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Un composé covalent : Le dioxyde
de carbone (CO2)
• Gazeux à la température de la pièce.
• Devient liquide à –79 oC (à –80oC il est
solide)
• Lorsque le CO2 est liquide (à basse
température par exemple) il conduit mal
l’électricité.
• On peut dissoudre un peu de CO2 dans
l’eau, surtout sous une haute pression
(mais il ressort vite si la pression diminue
ouvrir une bouteille de boisson gazeuse.)
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• Composés ioniques
MgCl2, Pb(NO3)2, FeBr2, CaSO4, K3PO4,
Al2S3, Cu2I, NaF…
• Composés covalents
H2O, C6H12O6, O2, CH4, C2H5OH, C3H8 ,
NH3, CH3COOH…
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• En plus des propriétés que l’on peut
observer chez les composés
ioniques et covalents, on peut aussi
prédire le type de liaison qui devrait
se former entre deux atomes par leur
différence d’électronégativité.
(ÉN)
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Une troisième tendance
périodique : L’électronégativité.
Lors des réactions chimiques,
certains atomes cherchent à
s’approprier des __________
des
électrons
autres atomes afin de remplir leur
dernier niveau (8 ou 2 électrons).
Certains atomes attirent plus
fortement ces électrons que
d’autres.
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Cette tendance à attirer les
électrons des autres s’appelle
______________.
électronégativité
Chaque élément a un indice
d’électronégativité qui varie de
3.97
0.7 (-) à ____(+).
_____
Slide 11
Plus le rayon atomique est _______,
plus
grand
les électrons voisins sont loin du noyau.
L’indice d’électronégativité est donc plus
faible
________.
Les valeurs d’électronégativité
sont donc de plus en plus _______
petites en
descendant dans une famille et de plus en
plus _______
grandes en avançant dans la même
période.
Les ________
gaz rares n’ont pas de valeur
d’électronégativité car ils ne cherchent
pas à s’approprier des électrons. (voir
tableau p. 71)
Slide 12
Les valeurs d’électronégativité sont
aussi indiquées sur le tableau en
couverture de votre manuel de chimie.
• L’électronégativité varie de la même façon
l’énergie d’ionisation
que _____________________
(excepté
les gaz rares)
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- Énergie d’ionisation +
+ rayon atomique -
- Électronégativité +
- Électronégativité +
- Énergie d’ionisation +
+ Rayon atomique -
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• On compare les forces des atomes en
faisant la différence des
éléctronégativités entre les deux
atomes. (ÉN)
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ÉN 1.7 : liaison ionique
ÉN 1.7 : liaison covalente
0.4 ÉN 1.7 liaison covalente polaire
ÉN 0.4 liaison covalente non-polaire
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Représentations des liaisons
interatomiques.
1. La liaison ionique.
Une liaison ionique est le résultat d’un
transfert d’électrons entre des atomes
afin d’obtenir la stabilité d’un octet
(ressembler à un gaz rare) Ce transfert
d’électrons se produit lorsqu’il y a une
grande différence d’électronégativité
entre deux atomes ( 1.7)
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Lorsqu’un atome obtient la même
configuration électronique qu’un gaz
rare, on dit qu’il est isoélectronique à ce
gaz rare.
Ex :
2 2s2 2p6 3s1 veut perdre 1 e- afin
Na
:
1s
11
d’être isoélectronique avec le néon
2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl
:
1s
veut gagner 1
17
e- afin d’être isoélectronique avec
l’argon
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Représentation de la liaison ionique
par le modèle de Bohr-Rutherford
+1
-1
11Na
17Cl
) 2 ) 8 )1
8
)2)8)7
Na+1 + Cl-1
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Autre exemple avec Mg et Cl.
+2
-1
12Mg
17Cl
)2)8) 2
)2)8)7
8
-1
17Cl
Mg+2
+2
Cl-1
) 2 ) 8 ) 87
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e) Représente cette liaison par la notation
de Lewis
..
...
-1
Cl x
..
.
+1
Na
Na+1 + Cl-1
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Les particules formées se
nomment des ions.
Les liaisons ioniques se forment
entre des métaux et des nonmétaux.
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LES LIAISONS CHIMIQUES
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LES LIAISONS INTERATOMIQUES
Dans la nature, les atomes se retrouvent le
plus souvent sous forme de composé
__________,
à l'exception des __________.
gaz rares
- Lorsqu'ils sont combinés, le niveau
d'énergie des atomes est plus faible
_______
que lorsqu'ils sont seuls. Les atomes
configuration électronique
prennent la même ___________________
que le gaz rare le plus rapproché dans le
tableau.
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- Les liaisons _______________________
interatomiques
(entre les atomes) sont responsables de la
formation des composés. Il en existe trois
sortes:
ioniques
- liaisons i_____________
covalentes
- liaisons c____________
- _____________
polaires
- _____________
non-polaires
- liaisons métallique
m_________________
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ions
1.LA LIAISON IONIQUE (forme des ____)
• - La liaison ionique est formée entre un
_______
métal et un __________.
non-métal
•
- Le métal ______
perd un (1) ou plusieurs
électrons (le non-métal les _______).
gagne
• Lorsqu'un ou plusieurs électrons sont
cations
__________,
transférés il y a formation de ________
(ions+) et d'________
anions (ions-). Ces ions
s'attirent parce qu'ils sont de charges
___________.
opposées
contraires
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- Les composés formés de liaisons ioniques
forment un ________
réseau ionique. Ces
réseaux sont très ________
et ont une
durs
apparence de ________.
cristal
Exemple: Na+ et ClChaque Na+ est entouré de ______
6 Cl- .
Chaque Cl- est entouré de _______.
6 Na+
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On ne peut pas dire qu'un Cl- appartient
avec un Na+ en particulier, mais on sait
qu'il y a un nombre _________
de chaque
égal
ion. Le rapport est 1:1. Les composés
ioniques ont une formule ___________.
empirique