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Chapitre 7 Les liaisons chimiques. 7.1 Un aperçu des liaisons chimiques Liaisons chimiques : forces qui assurent la cohésion des atomes dune molécule.

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1 Chapitre 7 Les liaisons chimiques

2 7.1 Un aperçu des liaisons chimiques Liaisons chimiques : forces qui assurent la cohésion des atomes dune molécule ou dun composé ionique solide. –Ce sont des forces électriques qui reflètent léquilibre existant entre les forces dattraction et les forces de répulsion quexercent les unes sur les autres les particules portant des charges électriques. Ex : Deux atomes dhydrogène dont les noyaux sont séparés par une distance de 74 pm et dont lénergie potentielle est de –436 kJ/mol correspondent à une molécule de H 2 qui se trouve à létat fondamental.

3 7.2 La théorie de Lewis sur les liaisons chimiques Les électrons, particulièrement les électrons de valence, jouent un rôle fondamental dans les liaisons chimiques. Lorsque des métaux et des non-métaux se combinent, les électrons de valence passent généralement des métaux vers les non-métaux. –Ex : NaCl, KBr, MgO Dans les combinaisons constituées uniquement datomes de non- métaux, les atomes liés partagent un ou plusieurs doublets délectrons de valence, doù lexistence de liaisons covalentes. –Ex : H 2 O, CH 4, NH 3 Lorsquils perdent, gagnent ou partagent des électrons au cours de la formation de la liaison, les atomes acquièrent généralement la configuration électronique dun gaz rare. Cest la règle de loctet. Les exceptions sont lhydrogène et lhélium qui vont se conformer à la règle du doublet à cause de leurs configurations électroniques.

4 Les notations de Lewis Dans une notation de Lewis, le symbole chimique dun atome représente son noyau et ses électrons internes, et ses électrons de valence sont désignés par des points répartis autour du symbole. Exemple: Cette notation ne reflète pas lappariement des électrons dans les différentes orbitales atomiques.

5 7.3 Les liaisons et les cristaux ioniques La réaction entre le sodium et le chlore pour former du NaCl est la suivante : 2 Na (s) + Cl 2(g) 2 NaCl (s) Dans cette réaction, le sodium perd un électron pour prendre la configuration électronique du néon; il devient alors lion Na +. Le chlore acquiert un électron pour prendre la configuration électronique de largon ; il devient alors lion Cl -. Il résulte donc une paire dions de signes opposés qui sattirent fortement lun vers lautre. Les forces électrostatiques dattraction qui maintiennent les cations et les anions ensemble sont appelées liaisons ioniques. Lassemblage solide et très structuré dions est appelé un cristal ionique.

6 7.5 Les variations dénergie associées à la formation dun composé ionique Lors de la formation dune liaison chimique, lénergie potentielle de la molécule formée doit être plus faible que les énergies potentielles de chacun des atomes participant à la molécule. Le calcul qui détaille toutes les énergies impliquées lors dune liaison (réaction) chimique sappelle le cycle de Born-Haber. Ce processus est hypothétique, et permet de calculer lénergie de formation dun cristal ionique à partir de ses éléments constitutifs.

7 Le cycle de Born-Haber Ex : Formation de NaCl à partir des éléments constitutifs : Na (s) + ½ Cl 2(g) NaCl (s) Une énergie globale de réaction, appelée enthalpie standard de formation ( H° f ), peut être mesurée et est égale à – 411 kJ. On peut décomposer la réaction en plusieurs étapes. Habituellement, le cycle de Born-Haber sert à calculer lénergie du réseau ionique, énergie qui est impossible à mesurer expérimentalement.

8 Le cycle de Born-Haber – étapes 1 et 2 1) Conversion des atomes solides de Na en atomes gazeux. Lénergie requise pour convertir 1 mol de sodium solide en 1 mol datomes gazeux sappelle lenthalpie de sublimation : Na (s) Na (g) H 1 = kJ 2) Dissociation des molécules de Cl 2 en atomes de Cl. Lénergie qui unit les atomes de Cl sappelle énergie de liaison. Elle est de 243 kJ/mol pour le Cl 2(g), donc on doit diviser cette valeur par 2 car on a ½ mol de gaz. ½ Cl 2(g) Cl (g) H 2 = kJ

9 Le cycle de Born-Haber – étapes 3 et 4 3) Formation dions Na + (g) à la suite dionisation datomes de Na (g). Cest lénergie de la première ionisation (I 1 ). Na (g) Na + (g) + 1 e - H 3 = kJ 4) Conversion datomes de Cl (g) en ions Cl - (g). Cest laffinité électronique (AE). Cl (g) + 1 e - Cl - (g) H 4 = kJ

10 Le cycle de Born-Haber – étape 5 5) Agencement dions Na + et Cl - en un cristal. Cest lénergie de réseau, qui est habituellement inconnue. Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) H 5 = ? Résultat: 1 mol de NaCl (s). Équation globale: Na (s) + ½ Cl 2(g) NaCl (s) H° f = H 1 + H 2 + H 3 + H 4 + H 5 = -411 kJ H 5 = -787 kJ

11 7.6 Les structures de Lewis de quelques molécules simples La liaison covalente est une mise en commun d'électrons. La mise en commun d'électrons a pour but latteinte dun total de 8 électrons de valence, comme les gaz rares. Ex: formation des molécules F 2 et O 2 :

12 Quelques composés Atomes de C, N, O et F forment un nombre de liaisons qui est égal à (8- le numéro du groupe auquel ils appartiennent).

13 Liaison de coordinence Cas où un même atome utilise ses deux électrons dun doublet libre pour former une liaison covalente. Ex: Formation de lion hydronium, H 3 O +, en milieu aqueux acide. H+H+

14 Liaisons covalentes multiples Deux atomes liés peuvent partager plus dun doublet délectrons; cest ce quon appelle une liaison multiple. Il existe des liaisons doubles et des liaisons triples. Ces liaisons apparaissent pour permettre à certains atomes de compléter leur octet. Inexact ++ ou Octet complété

15 7.7 Les liaisons covalentes polaires et lélectronégativité Électronégativité : tendance qu'a un atome à attirer vers lui les électrons dans une liaison covalente. Dépend des mêmes facteurs que AE et I. Électronégativité selon Pauling:

16 Électronégativité : exemple Ex: H 2 CaSSiO 2 LiCl CsF | ÉN 01,51,7 2,03,3 covalente covalente ionique polaire Lorsque ÉN > 1,7, on considère que la liaison est ionique. La valeur 1,7 est arbitraire : le passage de covalent à ionique est progressif. Dans un composé covalent (i.e. deux non-métaux), le plus électronégatif possède un degré doxydation négatif.

17 La liaison covalente polaire Une liaison est dite covalente polaire lorsque ÉN > 0 entre les deux atomes, mais que cette différence est dau plus 1,7. On observe donc une déformation du nuage électronique de la liaison du côté de lélément le plus électronégatif. Il y a donc apparition de charges partielles + et - dans la liaison. + -

18 7.8 La stratégie décriture des structures de Lewis 1.Placer les atomes ; en général: H forme 1 liaison C forme 4 liaisons N forme 3 liaisons O forme 2 liaisons Halogènes forment 1 liaison Pas de liaison O-O, F-F, Cl-Cl, Br-Br, I-I, si possible ; On place latome le moins électronégatif au centre; H est lié à O dans les oxacides (HxNOy). Non-métal

19 Stratégie pour structures de Lewis - suite 2.Additionner les e - de valence de tous les atomes, en tenant compte de la charge s'il s'agit d'un ion. 3.Placer ces e- : D'abord un doublet liant entre les atomes liés; Ensuite, compléter en doublets libres sur les atomes « périphériques », qui sont plus électronégatifs; Si jamais il reste des électrons, les placer en doublets sur latome central; Au besoin, transformer un doublet libre en doublet liant pour compléter loctet dun atome.

20 La charge formelle Charge formelle: cest la charge que les atomes porteraient si les électrons étaient répartis également entre les deux atomes. –On ne tient pas compte de lélectronégativité; –La charge formelle est différente du degré doxydation. Charge formelle = nb délectrons périphériques dun atome - nb délectrons dans les doublets libres - ½ (nb délectrons dans les doublets liants) La somme des charges formelles est égale à: –0 dans le cas dune molécule neutre –La charge de lion dans le cas dun ion Lorsque, pour une molécule donnée, plusieurs structures de Lewis sont possibles, on choisit celle(s) dont la somme des valeurs absolues des charges formelles est minimale.

21 La résonance et la délocalisation Les électrons des liaisons multiples peuvent se délocaliser. Ceci arrive lorsque plusieurs structures de Lewis ont des charges formelles minimales et identiques. Ex: NO 3 - Ce sont les formes limites de résonance; La réalité est représentée par une moyenne de ces structures, appelée hybride de résonance (voir exemples vus en classe).

22 La résonance et la délocalisation On nécrit que les formes limites où les charges formelles sont équivalentes. Ex: On rejette la 2e forme car les charges formelles y sont plus importantes.

23 7.9 Les molécules non régies par la règle de loctet. Déficit électronique: –Éléments du groupe IIA: 4 e- au lieu de 8. –Éléments du groupe IIIA: 6 e- au lieu de 8. –Loctet se complète parfois autrement. –Ex: BeH 2, AlCl 3, AlCl 4 - (vus en classe). Surplus électronique: –On place les e- excédentaires sur latome central. –Possible pour les atomes de la 3e ligne et suivantes; –Ces éléments possèdent des orbitales d non remplies qui peuvent accepter les e- excédentaires. –Ex: PCl 5, SF 6, XeF 2 (vus en classe).

24 7.10 La liaison: sa longueur et son énergie Voir le tableau 7.1 page 312 pour quelques valeurs dénergie de liaison; Ce tableau est utile pour les calculs faits dans un cycle de Born-Haber.


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