MOLECULES, IONS ET LIAISONS

Chapitre 4 : S 4 F

I) Règle de l’octet :

Lors des réactions chimiques, les atomes perdent ou gagnent des électrons

afin d’acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche dans le

tableau de la classification des éléments.

Chapitre 4 : MOLECULES, IONS ET LIAISONS

Remarque : Pour les atomes de la deuxième et troisième périodes du tableau

périodique, la couche externe est complétée à 8 électrons, d’où

le nom de règle de l’octet.

S 4 F

1) Définition :

II) La liaison covalente et les molécules :

La molécule est la plus petite quantité d'un corps qui possède encore les

propriétés chimiques de ce corps. Une molécule est un assemblage

électriquement neutre d’atomes.

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2) Liaison covalente :

II) La liaison covalente et les molécules :

La liaison covalente résulte de la mise en commun d'électrons par deux

atomes.

Exemple : La molécule de dihydrogène résulte de la mise en commun de

leurs électrons par les deux atomes :

H H H --- H

Cette paire d’électrons localisée entre les deux atomes assure un lien très

fort entre les deux noyaux et constitue un doublet électronique liant.

Exemple : La liaison entre un atome de chlore et un atome d’hydrogène

résulte de la mise en commun de leurs électrons célibataires : --- --- | Cl H | Cl --- H --- ---

Un doublet électronique partagé entre deux atomes voisins est appelé

doublet liant (en noir).

Un doublet électronique localisé sur un atome et qui lui appartient en

propre est appelé doublet non-liant (en rouge).

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3) Valence d’un atome :

II) La liaison covalente et les molécules :

Exemple : On considère le cas de l’atome de carbone C dans son aptitude à

se lier à des atomes d'hydrogène :

H H C H H

Dans les molécules, chaque atome partage ses électrons de valence avec

ses voisins afin d’acquérir la structure électronique du gaz rare qui les suit

dans la classification périodique.

La valence d’un atome est le nombre de doublets liants qu’il forme avec ses

voisins dans une molécule ; c’est généralement (mais pas toujours), le

nombre d’électrons qui lui manque dans sa couche externe.

Il existe des molécules de méthane CH4, d'eau H2O ou d'ammoniac NH3.

Exemple : En général, le carbone C est tétravalent, l'azote N est trivalent,

l'oxygène est divalent et le fluor F est monovalent.

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4) Différents types de liaisons covalente :

II) La liaison covalente et les molécules :

Lorsque la liaison covalente qui lie deux atomes n’est formée que d’un

seul doublet, on dit qu’il s’agit d’une liaison covalente simple.

Exemple : Les molécules de méthane CH4, d’ammoniac NH3 ou d’eau H2O

ne contiennent que des liaisons covalentes simples :

a) Liaison covalente simple :

Un doublet qui appartient en propre à un atome est appelé doublet non-

liant (en rouge).

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4) Différents types de liaisons covalente :

II) La liaison covalente et les molécules :

Lorsque la liaison covalente qui lie deux atomes est formée de plusieurs

doublets, il s’agit d’une liaison covalente multiple (double ou triple).

Exemple : Les molécules de dioxygène O2, de dioxyde de carbone CO2 ou

de diazote N2 contiennent des liaisons covalentes doubles ou

triples :

b) Liaison covalente multiple :

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5) Introduction à l’étude de la géométrie des molécules :

II) La liaison covalente et les molécules :

La longueur d’une liaison est la distance qui sépare les centres des deux

atomes liés. Elle est de l’ordre de 100 pm (1 picomètre = 10-12 m).

a) Définitions :

Pour minimiser l'énergie d'une molécule, les atomes se répartissent dans

l’espace de façon à ce que les liaisons soient le plus éloignées possible.

La gonalité (notée S) d'un atome (central) dans une molécule est le

nombre (noté L) de liaisons (simples ou multiples) qu'il réalise avec ses

voisins, plus le nombre (noté N) de doublets non-liants : S = L + N.

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5) Introduction à l’étude de la géométrie des molécules :

II) La liaison covalente et les molécules :

b) Les trois types de géométrie :

- Si S = 4, on dit que l'atome central est tétragonal.

Exemple : Dans la molécule de méthane CH4, autour de l’atome de

carbone, les 4 liaisons ont des directions qui forment, deux à

deux, des angles de 109,5 °.

Autres exemples :

méthane eau ammoniac

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5) Introduction à l’étude de la géométrie des molécules :

II) La liaison covalente et les molécules :

b) Les trois types de géométrie :

- Si S = 3, on dit que l'atome central est trigonal.

Exemple : Dans la molécule d’éthène (éthylène) C2H4, autour d’un atome

de carbone, les 3 liaisons ont des directions qui forment, deux à

deux, des angles de 120 °.

Autres exemples :

éthène ou

éthylène

méthanal

ou formol

acide

éthanoïque

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5) Introduction à l’étude de la géométrie des molécules :

II) La liaison covalente et les molécules :

b) Les trois types de géométrie :

- Si S = 2, on dit que l'atome central est digonal.

Exemple : Dans la molécule d’éthyne (acétylène) C2H2, autour d’un atome

de carbone, les 2 liaisons ont des directions qui forment un

angle de 180 °.

Autres exemples :

éthyne ou

acétylène

dioxyde de

carbone

acide

cyanhydrique

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6) Cas du benzène :

II) La liaison covalente et les molécules :

Le benzène (C6H6) est formé d’une molécule très stable, plane, dans

laquelle les 6 atomes de carbone sont trigonaux.

En fait, il existe deux conformations mésomères ; la molécule passe sans

cesse d’une conformation à l’autre :

On schématise les deux conformations par la

représentation conventionnelle de Kekulé :

Modèle éclaté du benzène

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7) Etude des ions polyatomiques :

II) La liaison covalente et les molécules :

Avant d’imaginer la constitution d’un ion, il faut d’abord ioniser les atomes

afin d’obtenir l’ionicité de l’ion final.

Exemple :

Plusieurs cas sont possibles, mais ils mènent tous au même résultat !

Lors de la formation d’un ion polyatomique, la règle de l’octet doit être

satisfaite.

Ion ammonium NH4+, ion hydroxyde OH-, ion hydronium H3O

+,

ion sulfate SO42-, ion phosphate PO4

3- ...

ion

ammonium

ion

hydronium

ion sulfate

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1) Introduction :

III) La liaison ionique :

Pour satisfaire à la règle de l'octet, des atomes peuvent perdre ou gagner

totalement un ou plusieurs électrons.

Exemple : Structure électronique de l'atome de sodium : 11Na : (K)2 (L)8 (M)1

L'atome cède l'électron de la couche (M), il devient l'ion Na+ :

(K)2 (L)8

Structure électronique de l'atome de chlore : 17Cl : (K)2 (L)8 (M)7

Il accepte un électron dans la couche (M), il devient l'ion Cl- :

(K)2 (L)8 (M)8.

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1) Introduction :

III) La liaison ionique :

Les composés ioniques ne sont pas constitués d'unités moléculaires

distinctes, mais d'un empilement plus ou moins régulier (cristal) de cations

et d'anions (ionique).

Exemple : Un échantillon solide de chlorure de sodium (NaCl) est constitué

d'un très grand nombre d'ions chlorure (Cl-) et d'un très grand

nombre d'ions sodium (Na+) formant un réseau tridimensionnel.

L'ensemble est électriquement neutre, et dans cet ensemble le

nombre de cations (Na+) est égal au nombre d'anions (Cl-) : d'où

la formule conventionnelle empirique NaCl.

Exemple : Un échantillon solide d'oxyde d'aluminium ou alumine (Al2O3) est

constitué d'un très grand nombre d'ions oxygène (O2-) et d'un très

grand nombre d'ions aluminium (Al3+) formant un réseau cristallin

électriquement neutre. Dans un cristal d'alumine, il y a 2 ions

aluminium (Al3+) pour 3 ions oxygène (O2-) : d'où la formule

conventionnelle empirique Al2O3.

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2) Définition :

III) La liaison ionique :

Dans un solide cristallin ionique, il existe des forces électriques attractives

entre ions de signes différents et des forces électriques répulsives entre

ions de même signe.

Globalement, les forces attractives l'emportent sur les forces répulsives :

l'ensemble de ces forces constitue la liaison ionique.

Exemple : Dans le cas du chlorure de

sodium (NaCl), un ion

chlorure (Cl-) et un ion

sodium (Na+) qui s'attirent,

se trouvent sur l'arrête

d'un carré, alors que deux

ions chlorure ou deux ions

sodium qui se repoussent,

se trouvent sur une

diagonale du carré.

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3) Réseau et maille :

III) La liaison ionique :

Un réseau est un ensemble de points (ou nœuds) à l’intersection de lignes

régulièrement espacées dans l'espace à trois dimensions.

Il existe une périodicité spatiale à l'origine de la régularité du cristal.

La maille d'un cristal est la plus petite partie du cristal qui, lorsqu’on la

translate dans trois directions particulières de l’espace, reconstitue le cristal

dans son ensemble.

Tous les réseaux cristallins peuvent être décrits à partir de 7 mailles

élémentaires qui définissent 7 systèmes cristallins.

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1) Liaison :

IV) La liaison métallique :

On peut considérer les atomes métalliques dans un cristal comme un

assemblage d'ions positifs (cations) baignant dans une "mer" d'électrons de

valence délocalisés (électrons libres) qui constitue la liaison métallique.

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2) Propriétés :

IV) La liaison métallique :

- La grande force de cohésion qui résulte de la délocalisation des électrons

libres est responsable de la "ténacité" (résistance à la rupture) du métal.

- La mobilité des électrons libres rend les métaux bons conducteurs de la

chaleur.

- La mobilité des électrons libres rend les métaux bons conducteurs de

l'électricité.

- Ce sont les électrons libres qui produisent, à la surface du cristal, "l'éclat

métallique" qu'on trouve dans les métaux (argenture, dorure, étamage …).

- La température de fusion (solide liquide) d’un métal augmente avec le

nombre d'électrons de valence.

Exemple : Le sodium qui n'a qu'un électron de valence fond vers 98 °C,

alors que l'aluminium qui en a 3, fond vers 660 °C.

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