Molécules et composés ioniques Interactions entre molécules

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1 Molécules et composés ioniques Interactions entre molécules

2 La classification périodique

3 Rappels La liaison covalente
La liaison covalente est la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’électrons entre deux atomes. Elle peut être simple (1 paire d’électrons en commun), double (2 paires) ou triple (3 paires). La liaison covalente se fait dans une direction bien définie. On dit qu’elle est unidirectionnelle. Dans une molécule, les atomes doivent respecter la règle de l’octet (ou du duet pour l’hydrogène). Les atomes se lient entre eux de manière à acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche dans la classification périodique : soit 2 électrons sur la dernière couche pour H (duet) Soit 8 électrons sur la dernière couche pour les autres atomes (octet) Seuls les électrons de la dernière couche (électrons de valence) interviennent dans les liaisons covalentes. La valence d’un atome est le nombre de doublets que cet atome partage avec les atomes qui lui sont liés.

4 Rappels Exemples de molécules diatomiques
Exemple : le dihydrogène H2 (H : Z = 1) Pour chaque H : Z = 1 : 1s1 soit deux électrons à répartir au total. L’hydrogène doit respecter la règle du duet Une liaison covalente simple (un doublet en commun : doublet liant). L’hydrogène est monovalent. H – H Exemple : le dichlore Cl2 (Cl : Z = 17) Pour chaque Cl : 1s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5 soit 2 x 7 = 14 électrons à répartir soit 7 doublets. Le chlore doit respecter la règle de l’octet. Une liaison covalente simple (1 doublet liant) et 6 doublets libres Cl – Cl Exemple : le dioxygène O2 (O : Z = 8) Pour chaque O : 1s2 2 s2 2 p4 soit 2 x 6 = 12 électrons à répartir soit 6 doublets. L’oxygène doit respecter la règle de l’octet. Une liaison covalente double (deux doublets en commun) et 4 doublets libres L’oxygène est bivalent. O O Exemple : le diazote N2 (N : Z = 7) Une liaison covalente triple et deux doublets libres. N N

5 Structure de Lewis Définitions
La structure de Lewis est une représentation des molécules ou des ions polyatomiques qui indique l’enchaînement des atomes et les électrons de leur couche de valence en distinguant les paires libres et les paires liées. La molécule d’eau : H2O H : Z = 1 : 1s1 et O : Z = 8 : 1s2 2 s2 2 p4 Donc = 8 électrons à répartir soit 4 doublets Deux doublets liants (2 liaisons covalentes simples) et deux doublets libres O – H H

6 Structure de Lewis L’ion H3O+
L’ion oxonium : H3O+ 3 + 6 – 1 = 8 électrons à répartir soit 4 doublets Trois doublets liants (3 liaisons covalentes simples) et un doublet libre Où est la charge + ? Compter le nombre d’électrons appartenant en propre à chaque atome dans la molécule (en partageant les doublets de liaison) Le comparer au nombre d’électrons de l’atome isolé. Il manque un électron à l’atome d’oxygène (5 e- dans la molécule au lieu de 6 dans l’atome isolé), la charge positive est donc sur l’atome d’oxygène. On vérifie que l’atome d’hydrogène possède le même nombre d’électrons dans la molécule et dans l’atome isolé. + H – O – H H

7 Structure de Lewis Les règles
Déterminer le nombre total d’électrons de valence présents dans la molécule en additionnant le nombre d’électrons de valence de chaque atome (ne pas oublier la charge globale de l’ion). En déduire le nombre de doublets. Placer les atomes dans leur position relative les uns par rapport aux autres. Les atomes monovalents étant à la périphérie et l’atome de plus grande valence au centre. Répartir les paires d’électrons en paires libres et paires liées de telle sorte que les règles de l’octet et du duet soient respectées. Déterminer la charge formelle de chaque atome en comparant son nombre d’électrons de valence dans la molécule à son nombre d’électrons de valence dans l’atome isolé. Si l’atome a plus d’électrons dans la molécule que dans l’atome isolé il a une charge formelle négative. Dans le cas contraire il a une charge formelle positive. Si il y a plusieurs solutions possibles, il faut retenir celle où les charges formelles sont les plus petites.

8 Structures de Lewis Exemples
HCl ; CH4 ; NH3 ; NH4+ ; CO2 ; H2CO ; HCO2- ; CHCl3 ; HCN ; O3 C H N+ H H – Cl N H O = C = O C H Cl C O H O + - H – C ≡ N Ɩ

9 Géométrie des molécules et des ions La méthode V.S.E.P.R.
Règles de Gillepsie (méthode V.S.E.P.R.) Les paires d’électrons périphériques (liantes et libres) de l’atome central d’un édifice polyatomique se repoussent entre elles. Elles cherchent à minimiser leur répulsion en se plaçant le plus loin possible les unes des autres.

10 Géométrie des molécules et des ions Prévision de la géométrie.
L’atome central est noté A Un atome périphérique est noté X Une paire d’électrons libres est notée E Les angles : AX2 : 180° AX3 : 120° AX4 : 109°

11 Géométrie des molécules et des ions Prévision de la géométrie
L’atome central est noté A Une paire d’électrons libres est notée E Un atome périphérique est noté X Exemples : CO2 et HCN sont de type AX2E0 angle 180° O = C = O H – C ≡ N Ɩ Exemple : H2CO est de type AX3 angle 120° C O H Exemple : O3 est de type AX2E1 angle < 120° O + -

12 Géométrie des molécules et des ions Prévision de la géométrie
Exemples : CH4, NH3, H2O AX4E0 Un doublet libre prend plus de place qu’un doublet de liaison AX3E1 AX2E2

13 Hachette H-prépa

14 Polarité d’une molécule Liaison polarisée
H Cl Exemple : H – Cl : L’électronégativité de l’hydrogène est inférieure à celle du chlore + δe - δe Les atomes H et Cl liés par liaison covalente présentent des électronégativités différentes ; le doublet électronique se rapproche de l’atome le plus électronégatif : ici Cl. L’atome d’hydrogène prend alors une charge partielle + δe, et l’atome de chlore une charge partielle – δe. La liaison est polarisée

15 Polarité d’une molécule, Molécules polaires et molécules apolaires
Exemple : la molécule d’eau H2O L’électronégativité de H est inférieure à celle de O Molécule polaire H O + δe + δe + 2δe Exemple : la molécule de dioxyde de carbone CO2 L’électronégativité de C est inférieure à celle de O Molécule apolaire - δe O = C = O - δe Une molécule est apolaire si le barycentre de ses charges positives coïncide avec le barycentre de ses charges négatives. Elle est polaire dans le cas contraire.

16 Les forces de van der Waals Interaction entre deux molécules polaires
A et B : 2 molécules polaires Les interactions électrostatiques entre deux molécules polaires, tendent à orienter les dipôles dans l’une des directions ci-contre. A δ - δ + B δ - δ + A δ - δ + B δ + δ - Interactions entre deux molécules polaires : effet d’orientation

17 Les forces de van der Waals : Interaction entre une molécule polaire et une molécule non polaire
δ δ - Si une molécule apolaire X2 est proche d’une molécule polaire, son nuage électronique se déforme et un dipôle induit apparaît. δ’ δ’+ Molécule apolaire Dipôle induit Interactions entre une molécule polaire et une molécule apolaire (un dipôle permanent et un dipôle induit) : effet d’induction

18 Les forces de van der Waals : Interactions entre deux molécules non polaires
2 molécules apolaires δ- δ+ δ- δ+ Déformation des deux nuages électroniques. Formation de deux dipôles instantanés Interactions entre deux molécules apolaires  : effet de dispersion

19 La liaison hydrogène Définition
Une liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome d’hydrogène lié à un atome A très électronégatif, interagit avec un atome B, également très électronégatif et porteur d’un doublet libre. L’énergie d’une liaison hydrogène est environ dix fois plus faible que celle d’une liaison covalente mais elle est supérieure à celle des interactions de van der Waals. A — H │B - δ δ

20 La liaison hydrogène : conséquences sur les températures de changement d’état
L’existence de liaison hydrogène intermoléculaire augmente considérablement les températures de changement d’état. C’est ce qui explique que tous les alcools de 1 à 10 atomes de carbone sont liquides et les autres solides (aucun n’est gazeux)

21 La liaison hydrogène : conséquence sur la solubilité
Plus les molécules d’un soluté peuvent donner d’interactions intermoléculaires avec celles du solvant, plus ce soluté est soluble dans le solvant considéré. Ceci explique la grande solubilité des alcools dans l’eau. Le diiode, apolaire qui ne peut participer à des liaisons hydrogène, est très faiblement soluble dans l’eau alors qu’il est très soluble dans le cyclohexane C6H12 apolaire et dépourvu lui aussi de liaison hydrogène.

22 La liaison hydrogène : la double hélice de l’A.D.N.

23 la double hélice de l’A.D.N.

24 Composés ioniques Exemples
Le chlorure de sodium de formule statistique NaCl La cohésion du cristal est due à des forces électrostatiques entre les ions Le fluorure de calcium de formule statistique CaF2

25 Composés ioniques Dissolution de NaCl dans l’eau
Dans un premier temps, il y a dissociation du cristal et dispersion des ions.

26 Composés ioniques Dissolution de NaCl dans l’eau
Les ions Cl- et Na+ sont dispersés puis ils sont solvatés Lorsque le solvant est l’eau, on parle d’hydratation des ions.

27 Les métaux Dans les métaux, les atomes perdent leur influence sur les électrons externes. Ils forment alors un réseau d’ions positifs. Les électrons externes sont délocalisés sur l’ensemble du réseau et assurent ainsi la liaison métallique. Ils se comportent comme s’ils étaient libres, tout en restant confinés dans le métal.