Les composés chimiques et les liaisons

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1 Les composés chimiques et les liaisons
Chapitre 3

2 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.

3 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 non-métal.

4 Liaison Covalente ou moléculaire
Les atomes peuvent aussi partager des électrons. Cette sorte de liaison se forme entre deux non-métaux.

5 Exercices Dessiner les liaisons ioniques ou covalentes suivantes: NaBr
HF CaCl2 CN

6 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.

7 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.

8 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.

9 Exercices P 74 Révision de la section 1, 2, 3, 4, 5

10 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.

11 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.

12 Les Liaisons Covalentes Multiples
Quand les atomes partagent trois doublets d’électrons, ils forment une liaison triple. L’azote diatomique contient une liaison triple.

13 Exercices Représente les liaisons à l’aide de structures de Lewis:
Un atome de carbone se lie à deux atomes de soufre. Une molécule contient un atome d’hydrogène lié à un atome de carbone qui est lui-même lié à un atome d’azote. 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.

14 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.

15 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.

16 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.

17 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.

18 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.

19 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.

20 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.

21 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: F- fluorure Cl- chlorure Br- bromure S2- sulfure exception: O2- oxyde Les cations ont le nom de l’élément: Na+ sodium Mg2+ magnésium Alors: NaCl chlorure de sodium K2O oxyde de potassium CaBr2 bromure de calcium

22 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

23 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

24 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

25 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 SF6 hexafluorure de soufre CO2 dioxyde de carbone H2O monoxyde de dihydrogène PCl5 pentachlorure de phosphore AsH3 trihydrure d’arsenic

26 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.

27 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»

28 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.

29 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.

30 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.

31 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.

32 Les Étapes à Suivre 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!!!!!!!!!!!!!!!!!

33 Exercices P 118 #1 à 5

34 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

35 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

36 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. .

37 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.

38 Révision de la section P 140, 141 #1, 2, 3, 4, 6