Les liaisons chimiques

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1 Les liaisons chimiques
Module 1

2 Principe de l ’énergie minimale
Une liaison chimique se produit lorsque les atomes deviennent plus stables une fois combinés que lorsqu ’ils étaient séparés. La molécule formée, contiendra moins d ’énergie que les atomes en contenaient avant d ’être réunis.

3 Beaucoup d ’énergie--- très instable

4 Molécules de sel - NaCl - Très stable

5 Électronégativité La force avec laquelle un électron du dernier niveau est retenu par le noyau Faible force électronégative

6 Grande force électronégative

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8 Électronégativité plus grande
Électronégativité faible

9 Covalente Covalente polaire Ionique

10 Liaison ionique Si l ’un des atomes possède une électronégativité beaucoup plus grande que celle de l ’autre, le noyau de cet atome attire les électrons avec une plus grande force. Donc liaison MÉTAL-NON MÉTAL

11 Non-métal Grande force électronégative Métal Faible force électronégative

12 Liaison ionique Lorsque l ’électron passe du côté où l ’électronégativité est plus grande, il se forme deux ions. (cation -anion)

13 Liaisons covalentes Si l ’électronégativité des deux atomes n ’est pas assez différente, les électrons ne sont pas plus attirés par un atome que par l ’autre. Le transfert est impossible.

14 Liaisons covalentes La force qui s ’exerce sur les électrons étant égale de part et d ’autre, ces électrons deviendront communs aux deux atomes et ils seront partagés par eux. Donc (non métal -non métal)

15 Covalent

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17 Liens moléculaires et ions

18 1)Substances électrolytiques
Une solution électrolytique est une solution dont le soluté est un électrolyte. Un électrolyte, lorsqu'il est dissout dans de l'eau, se dissocie en ions positifs et négatifs. Ces ions permettent à la solution électrolytique de conduire l'électricité.

19 2) Les ions Un ion est un atome qui a un surplus ou un déficit d'électrons par rapport au nombre de protons dans le noyau. Ils portent alors une charge électrique non nulle. Exemple : l'ion Na+ possède 11 protons, mais seulement 10 électrons. Il a donc un déficit en électrons.

20 Ion positif Ion négatif

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23 3) Les ions métalliques Les ions métalliques ont une charge positive puisque les métaux perdent leurs électrons de valence qu'ils cèdent à des non-métaux. L'ion métallique a donc un déficit de charges négatives ou, de manière équivalente, un surplus de charges positives. Un ion positif s'appelle cation. Exemple : l'ion Ca2+ est un cation

24 Structure du CaF2

25 4) Ions non-métalliques
Les ions non métalliques ont une charge négative puisqu'ils gagnent des électrons au détriment des métaux. L'ion non métallique a donc un surplus en charges négatives. Un ion négatif s'appelle anion. Exemple : l'ion Cl- est un anion.

26 Structure du CaF2

27 Liaisons covalentes Il y a un partage de deux électrons entre deux atomes. Le partage des électrons est équilibré. Le but du partage: avoir la même configuration électronique que les gaz inertes.

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29 Lien ionique

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31 5) Charges des ions La charge d'un ion peut être déterminée par le numéro de la famille à laquelle il appartient. S'il fait partie des familles I, II ou III, un ion sera positif et sa charge sera égale au numéro de sa famille. S'il fait partie des familles V, VI ou VII, un ion sera négatif et sa charge sera égale à la différence entre 8 et le numéro de sa famille. S'il fait partie de la famille IV, sa charge peut être de 4- ou de 4+ .

32 http://www. chem. iastate

33 6) Les radicaux Un radical est un groupement d'atomes qui, contrairement à une molécule, porte une charge électrique nette. Il n'est donc pas neutre. Les radicaux se comportent alors comme des ions polyatomiques et peuvent former des molécules neutres avec d'autres ions.

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35 H H N H H

36 ClO2 Cl O O

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38 phosphate -3

39 pyrophosphate -4

40 7) Charge des radicaux Il est possible de déterminer la charge d'un radical de deux manières : À partir d'un composé dont le radical fait partie. Il faut alors trouver la charge totale des autres ions de la molécule. Le radical a alors une charge de même grandeur, mais de signe opposé pour permettre la neutralité de la molécule.

41 7) Charge des radicaux Prenons comme exemple le nitrate d'hydrogène (HNO3). Puisque nous savons que la charge de l'ion H est de 1+, on en déduit que la charge du radical NO3 est de 1- pour que la molécule soit neutre.

42 7) Charge des radicaux 4) À partir de la formule du radical. Il faut alors calculer la charge du radical à partir de la charge des ions le composant. Prenons comme exemple l'ion hydroxyde (OH). La charge de H est de 1+ alors que la charge de O est de 2-. La charge de l'ion hydroxyde est donc de 1- [(1+)+(2-)=(1-)].

43 Module 3 Phénomènes ioniques

44 Module 3 objectif 2 Acides Bases Sels

45 Acide Plusieurs substances avaient un goût aigre et on décida de les nommer acides ( du latin acidus qui veut dire aigre) Le mot vinaigre vient de deux mots vin et aigre. – C’est un vin dont l’alcool s’est transformé en acide acétique, conférant ainsi au liquide un goût aigre.

46 Exemples d'acides Citrons Liqueur Batterie de voiture Vinaigre

47 Base Le goût des bases est en général amer.
De plus, les bases procurent, au toucher, une sensation de viscosité. Les mots alcalis et alcalins peuvent aussi s’employer à la place de du mot base

48 Exemples de bases Débouche conduits savon antiacides Sang ammoniaque

49 Sel Les sels, c’est le goût salé qui domine.

50 Exemples de sels Sel d’Epsom Sel de table Engrais

51 1 2 3 4 5 6 Réaction au papier tournesol Conductibilité électrique
Toucher Goût Réaction au magnésium Neutralisent quelle substance Rougit= base Bleuit = acide

52 Propriétés des acides, bases et sels
1 2 3 4 5 6 acides Rougit Oui Rien Aigre réaction bases bleuit visqueux amer non sels Sans Effet salé rien

53 Neutralisation Chimiquement neutre :qui est dépourvue des propriété acides ou basiques. Les acides neutralisent les bases. Les bases neutralisent les acides.

54 Acide Les formules débute généralement par l’hydrogène, qui peut être uni : À un non-métal: 7e famille , Cl dans HCL HCL

55 7 e famille: halogènes

56 Acide Suite: à un groupe d’atomes: NO3 dans HNO3 Acide nitrique

57 Il est possible , comme dans dans CH3COOH que l ’hydrogène soit placé à la fin de la formule.
Ceci se produit lorsque la molécule est composée de carbone, d ’hydrogène et d ’oxygène Acide citrique C5H7O5COOH

58 Acides Ce groupe d’atomes (molécule) se comporte comme un seul atome.
D ’autres groupe d ’atomes fréquemment rencontrés sont les suivants: SO4, CO3, PO4, OH, CLO, CLO2, CLO3, CrO4

59 Acide Br et I Peuvent aussi prendre la place de Cl dans les groupes d ’atomes Ex: ClO BrO4

60 Acides Groupe H d ’atomes Non-métal H Groupe d ’atomes

61 Exceptions à la règle Il est possible que l ’hydrogène se combine à un non-métal et que le composé formé ne soit pas un acide. Ex. Ammoniac Hydrocarbures: CH4

62 Bases La formule comprend généralement le groupe d ’atome OH qui est uni : à un métal: Na NaOH au groupe NH4 NH4OH Le groupe OH est placé à la fin de la formule.

63 + OH Métaux + OH

64 Échelle pH

65 Électrolytes Une solution électrolytique est une solution dont le soluté est un électrolyte. Un électrolyte, lorsqu'il est dissous dans de l'eau, se dissocie en ions positifs et négatifs. Ces ions permettent à la solution électrolytique de conduire l'électricité. Les acides, les bases et les sels sont donc des électrolytes puisqu'ils conduisent tous l'électricité lorsqu'ils sont en solution aqueuse.

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67 Le pH

68 Le pH Le pH d'une solution est une mesure de son niveau d'acidité. Le pH, qui n'a pas d'unité, peut prendre une valeur comprise entre 0 et Une solution acide a un pH inférieur à 7 alors qu'une solution basique a un pH supérieur à 7. Si le pH de la solution est d'exactement 7, on dit qu'elle est neutre.

69 Le pH Le pH ne nous permet pas seulement de savoir si une solution est plus acide ou plus basique qu'une autre, il nous permet aussi de savoir combien de fois une solution est plus acide ou plus basique qu'une autre. En effet, un degré sur l'échelle de pH signifie que le taux d'acidité ou d'alcalinité d'une solution est multiplié par 10. Par exemple, une solution dont le pH est de 5 est dix fois plus acide qu'une solution dont le pH est de 6.

70 Les indicateurs La couleur d'un indicateur acido-basique change selon qu'il est dans un milieu acide ou basique. Chaque indicateur possède un point de virage qui lui est propre. Le point de virage représente le pH auquel la couleur de l'indicateur subit une modification marquée.

71 Indicateur Pour déterminer le pH d'une solution, on peut utiliser un indicateur universel dont la couleur varie en fonction du pH. Ainsi, pour chaque degré de pH, l'indicateur universel prend une couleur différente. Cet indicateur universel est obtenu par le mélange de différents indicateurs acido- basiques de points de virage différents, ce qui crée un indicateur possédant plusieurs points de virage.

72 La valeur pH Le pH, souvent présenté comme une mesure de l'acidité d'une solution, est en fait directement relié à la concentration en ions H+ d'une solution. La formule qui relie le pH d'une solution et sa concentration est la suivante :

73 La valeur de pH où [H+] est la concentration molaire des ions H+. Inversement, connaissant le pH d'une solution, il est possible de calculer sa concentration en ions H+ :

74 La valeur de pH On voit directement de cette relation qu'une solution dont le pH est de 2 a une concentration en ions H+ dix fois plus élevée qu'une solution dont le pH est de 3. En effet, la concentration de la première est mol/l = 0,01 mol/l, alors que la concentration de la deuxième est de mol/l = 0,001 mol/l.

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76 L’acide et les base sous forme mathématique
Le pH L’acide et les base sous forme mathématique

77 Le pH Le pH d'une solution est une mesure de son niveau d'acidité. Le pH, qui n'a pas d'unité, peut prendre une valeur comprise entre 0 et 14. Une solution acide a un pH inférieur à 7 alors qu'une solution basique a un pH supérieur à 7. Si le pH de la solution est d'exactement 7, on dit qu'elle est neutre.

78 Le Ph Le pH ne nous permet pas seulement de savoir si une solution est plus acide ou plus basique qu'une autre, il nous permet aussi de savoir combien de fois une solution est plus acide ou plus basique qu'une autre. En effet, un degré sur l'échelle de pH signifie que le taux d'acidité ou d'alcalinité d'une solution est multiplié par 10. Par exemple, une solution dont le pH est de 5 est dix fois plus acide qu'une solution dont le pH est de 6.

79 Le pH La couleur d'un indicateur acido-basique change selon qu'il est dans un milieu acide ou basique. Chaque indicateur possède un point de virage qui lui est propre. Le point de virage représente le pH auquel la couleur de l'indicateur subit une modification marquée.

80 Dissolution Solvant Partie liquide d'une solution dans laquelle sont dissoutes les autres substances composant la solution. Soluté La ou les substances qui sont dissoutes dans le solvant d'une solution. Le soluté peut être solide (ex. : sel dans l'eau de mer), liquide (ex. : éthanol dans un alcool) ou gazeux (ex. : gaz carbonique dans une boisson gazeuse sous pression). Solution aqueuse Solution dont le solvant est de l'eau.

81 Dissolution Le soluté d'une solution est composé de la ou des substances qui sont dissoutes dans le solvant de cette solution. Le soluté peut être solide (ex. : sel dans l'eau de mer), liquide (ex. : éthanol dans un alcool) ou gazeux (ex. : gaz carbonique dans une boisson gazeuse sous pression).

82 Dissolution Solution Mélange homogène de deux ou de plusieurs substances pures dont au moins une est liquide. Dissolution Action de transformer en solution une substance solide, liquide ou gazeuse.

83 Dissolution Une solution est un mélange homogène de deux ou de plusieurs substances pures dont au moins une est liquide. Le solvant d'une solution est la partie liquide de la solution dans laquelle sont dissoutes les autres substances composant la solution. Lorsque le solvant est de l'eau, on dit que la solution est aqueuse.

84 Dissolution La concentration d'une solution est une mesure de la quantité de soluté présente dans une unité de volume de solution. La définition de la concentration dépend la façon dont la quantité de soluté est mesurée.

85 Dissolution Concentration
1) Masse de soluté : la concentration est la masse du soluté contenu dans une unité de volume de solution. L'unité de concentration est alors une unité de masse divisée par une unité de volume (ex. : mg/ml, dg/cl, …). L'unité la plus couramment utilisée dans ce cas est le g/l. La concentration est donc définie ainsi :

86 Dissolution On peut aussi exprimer la concentration d'une solution en pourcentage. De cette façon on indique combien de parties de soluté sont présentes dans 100 parties de solution. Lorsque la quantité de soluté est évaluée par sa masse, on détermine combien de grammes de soluté sont dissous dans 100 ml de solution.

87 Dissolution 2) Volume de soluté : la concentration est le volume de soluté contenu dans une unité de volume de solution. L'unité de concentration est alors une unité de volume divisée par une unité de volume (ex. : ml/l, ml/ml, …). L'unité la plus couramment utilisée dans ce cas est le ml/l. La concentration est donc définie ainsi :

88 Les électrolytes

89 Conditions pour permettre la conduction
La présence de charges électriques La mobilité des charges L ’orientation du mouvement des charges

90 Facteurs qui influencent la conductibilité dans des liquides
1) Le type de soluté: covalent, ionique 2) Le type de dissolution: dissolution covalente, dissolution ionique

91 1) Le types de soluté Soluté covalent: un soluté covalent n ’est pas formé d ’ions. Il n ’y a pas de charge électriques. Le courant ne passe pas

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93 1) Types de soluté B) Soluté ionique
Le composé ionique est composé d ’ions. Lorsque solide les composés ioniques sont immobiles Le courant ne passe pas.

94 Le sel Hydroxyde de potassium

95 2) Type de dissolution A) Dissolution covalente
Lors d ’une dissolution covalente les molécules ne sont pas brisées. (Changement physique) Les molécules se déplace dans le solvant. Il n ’y a pas de charge donc le courant ne passe pas.

96 2) Type de dissolution A) Dissolution covalente
Il y a mobilité des molécules. Il n ’y a pas de conductibilité.

97 Sucre solide

98 Molécule de sucre combiné avec de l ’eau.

99 2) Type de dissolution B) Dissolution ionique
Lors de la dissolution ionique, les charges électriques contenues dans le soluté deviennent mobiles. Les ions se déplacent à l ’intérieur de la solution. Le courant pourra circuler à la condition de d ’orienter le déplacement des ions mobiles.

100 2) Type de dissolution Seuls les composés ioniques peuvent former une solution électrolytique. Lorsqu'un composé ionique est dissout dans de l'eau, ses molécules se décomposent en ions. Ce sont ces charges mobiles qui permettent la conductibilité électrique d'une solution électrolytique.

101 2) Type de dissolution En effet, lorsqu'on place deux électrodes, l'une négative et l'autre positive, dans la solution, les ions vont être attirés vers l'électrode de signe opposé. Les cations (ions positifs) se dirigent vers la cathode (électrode négative), alors que les anions (ions négatifs) se déplacent vers l'anode (électrode positive). Ce mouvement de charges électriques est un courant.

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104 3) Force des électrolytes
Certains électrolytes, les électrolytes faibles, ne se décomposent pas entièrement en ions. La concentration ionique de la solution électrolytique est alors faible. Elle conduit alors peu l'électricité.

105 3) Force des électrolytes
Parmi les électrolytes faibles on retrouve, par exemple, l'acide acétique (CH3COOH) et l'ammoniaque (NH4OH). Il est à noter que les acides et les bases faibles sont aussi des électrolytes faibles.

106 3) Force des électrolytes
D'autres électrolytes, les électrolytes forts, se décomposent presque entièrement en ions lorsqu'ils sont en solution aqueuse. La solution ainsi obtenue est alors bonne conductrice d'électricité.

107 3) Force des électrolytes
Parmi les électrolytes forts on retrouve, par exemple, le chlorure d'hydrogène (HCl) et le chlorure de sodium (NaCl). Il est à noter que les acides forts et les bases fortes sont aussi des électrolytes forts.

108 Substances non électrolytiques
Lorsqu'un composé covalent est dissout dans l'eau, il se produit une dissolution moléculaire. On retrouve alors des molécules en solution. Ces molécules étant neutres, elles ne réagiront pas à la présence d'électrodes et il n'y aura pas de courant électrique.

109 La mole Une unité à découvrir

110 La mole Une mole contient toujours le même nombre de particules d'une espèce donnée, peu importe leur nature. Le symbole de la mole est mol. Le symbole utilisé pour illustrer un nombre de moles dans une formule mathématique est n.

111 Le nombre d’Avogrado Le nombre d'Avogadro (NA) est approximativement égal à 6,023 x 1023. Ainsi, une mole d'atomes contient 6,023 x 1023 atomes, Une mole de molécules contient 6,023 x 1023 molécules.

112 Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, conte di Quaregna e di Cerreto
( ) Né à Turin en Italie.

113 Le nombre d’Avogrado Le nombre est tellement gros qu’il est difficile de comprendre l’ampleur et l’immensité de celui-ci. Pour mieux comprendre le nombre nous allons jouer au super quiz Avogrado

114 Quelle surface couvrirait 6,023 x 1023 cannettes de liqueurs
La planète serait complètement couverte de cannettes et les cannettes seraient empilées jusqu’à km de haut.

115 Quelle surface couvrirait 6,023 x 1023 grains de pop- corn qui n’ont pas été éclatés?
Les grains de pop-corn couvriraient tout les Etats-Unis et auraient une profondeur de 12 km.

116 La masse molaire Masse atomique
La masse atomique est la masse d'un atome donné, exprimée en unités atomiques. Par exemple, la masse d'un atome de carbone 12 est de 12 u.

117 La masse molaire La masse molaire est la masse d'une mole de particules données, exprimée en grammes. La masse molaire atomique peut être obtenue directement à partir du tableau périodique des éléments. Par exemple, la masse molaire atomique du carbone, dont la masse atomique est de 12 u, est de 12 g. La masse molaire atomique est la masse d'une mole d'atomes identiques.

118 La masse molaire La masse molaire moléculaire peut être obtenue à partir du tableau périodique et de la formule de la molécule considérée. Par exemple, on nous demande de calculer la masse molaire moléculaire du CO2.

119 La concentration molaire
Ayant une nouvelle unité de mesure pour la matière, il est possible de l'utiliser pour représenter des concentrations. Ainsi, si l'on veut savoir combien de moles de soluté sont dissoutes par unité de volume de solution, on utilise la concentration molaire. La concentration molaire s'exprime en moles par litre (mol/l). Par exemple, si on a une solution de HCl d'une concentration de 2 mol/l, on sait qu'un litre de solution contient deux moles de molécules de HCl.

120 Nombre de mole Concentration en (mole par litre) Volume en litre

121 La loi de la concentration
La loi de la concentration est très utile pour faire des calculs de dilution de solutions. On sait que la concentration d'une solution, pour une quantité de soluté donnée, est inversement proportionnelle à son volume. La loi de la concentration s'exprime alors comme suit :

122 C1 = la concentration avant dilution
V1= le volume de la solution avant dilution C2 = la concentration après dilution V2 = le volume de la solution avant dilution

123 Exemple Prenons par exemple 100 ml d’une solution de 50 g/l que nous devons diluer à 40g/l. Quelle sera le volume de soluté pour arriver à cette concentration?

124 Exemple