Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne Chapitre n° 2 : LA LIAISON CHIMIQUE I) Rappel : représentation de Lewis : 1) Définitions et règles : La couche électronique externe est appelée couche de valence. Les électrons de la couche externe sont appelés électrons de valence. A partir du 4ème électron de la couche de valence, les nouveaux électrons supplémentaires "s'apparient" avec un autre électron de la couche pour former un doublet électronique. 2) Représentation : Représentation de Lewis : seuls figurent les électrons de valence : - les électrons "célibataires" sont représentés par des points (•), - les doublets électroniques sont représentés par des tirets (─). Exemples : On représente les différents atomes du début du tableau périodique : 1H H• 6C 11Na 16S 2He • He • •C• 7N Na • 12Mg • • − • S • − 17Cl • 3Li Li • 4Be • Be • 5B • N • 8O − − •O• 9F − − •B• F • 10Ne Ne • Mg • 13Al • Al • 14Si • Si • 15P − − − • P • 19K K• 20Ca • Ca • − • − Cl • − 18Ar • − Ar − • • • 3) Règle de l’octet : Examinons la structure électronique des ions sodium et chlorure : Na+ : (K)2 (L)8 : c’est la structure du néon, Cl− : (K)2 (L)8 (M)8 : c’est la structure de l’argon. En perdant ou en gagnant un électron, les ions ont ainsi acquis la structure du gaz inerte le plus proche dans le tableau de la classification périodique des éléments. Ce comportement est tout à fait général et se manifeste dans d’autres familles. Ca → Ca2+ + 2 e− Mg → Mg2+ + 2 e− O + 2 e− → O2− S + 2 e− → S2− + 1H − 9F − 17Cl H (+) − (−) − (−) − Cl − F 2He 2+ He (2+) + 3Li Li (+) + Na (+) 2+ 12Mg Mg (2+) 2+ Ca (2+) 11Na 19K + K (+) 20Ca 2+ Be (2+) 8O 3+ 13Al Al (3+) 16S 4Be 2− 2− − (2−) − − (2−) S − O Nous verrons que des transferts partiels d'électrons peuvent avoir lieu pour expliquer les liaisons qui s’établissent entre les atomes lorsqu’ils forment des molécules. Lors des réactions chimiques, les atomes perdent ou gagnent des électrons afin d’acquérir la structure électronique du gaz inerte le plus proche dans le tableau de la classification des éléments, soit huit électrons périphériques ou octet. On peut donc prédire les propriétés chimiques d’un élément à partir de sa place dans le tableau périodique de Mendeleïev. Ecole Européenne de Francfort Page 33 La liaison chimique II) Liaison covalente : 1) Introduction : Une molécule est un assemblage électriquement neutre d’atomes à la géométrie bien définie. De la plus simple (dihydrogène) à la plus complexe (protéine), c’est la liaison covalente qui associe les atomes. Exemple : Molécule de dihydrogène : 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 (ou doublet électronique) localisée entre les deux atomes assure un lien très fort entre les deux noyaux. Ce doublet électronique constitue une liaison covalente. Il n'existe pas d'équivalent "classique" de cette situation qui ne peut être comprise qu'à travers les calculs de la mécanique quantique. Exemple : Molécule de chlorure d'hydrogène : La liaison entre un atome de chlore et un atome d’hydrogène résulte de la mise en commun de leurs électrons célibataires : − − l Cl • • − − H → l Cl ─ H Autour de l’atome de chlore, les 8 électrons sont associés en quatre doublets. Un doublet est partagé avec l’atome voisin, c’est un doublet liant. Les trois autres doublets sont localisés sur l’atome de chlore, ce sont des doublets non-liants. 2) Autre formulation de la règle de l'octet : Dans les molécules, les atomes partagent leurs électrons de valence sous forme de liaison covalente afin d’acquérir la structure électronique du gaz inerte qui les suit dans la classification périodique. Chaque atome s’entoure de huit électrons périphériques d'où le nom de "règle de l'octet" (sauf pour l’hydrogène qui s’entoure de 2 e−). La valence d’un atome, dans une molécule, est le nombre de doublets liants que cet atome forme avec ses voisins. 3) Géométrie des molécules : Limite du modèle de Lewis : le modèle de Lewis ne conduit pas toujours à une formule unique (benzène), de plus, il ne donne pas la géométrie des molécules. a) Orbitales moléculaires : On sait qu'il est possible, en mécanique, de représenter l'énergie potentielle d'un système et son évolution au cours du temps dans un repère à deux axes (EP, t) (objet dans le champ de gravitation ; deux atomes d'hydrogène séparés puis liés). Au minimum de l'énergie potentielle est associée une stabilité relative du système. De la même façon, l'application de la mécanique quantique, nous permet de dire que : Les doublets électroniques adoptent dans l'espace une disposition telle que leur répulsion soit minimale, ce qui correspond à un minimum de l'énergie potentielle et à un maximum de stabilité de la structure. La géométrie des molécules découle de ce principe. Exemple : - doublets liants simples : méthane (structure tétraédrique 109 ° 28 '). - doublets liants simples et doublets non-liant : ammoniac (structure tétraédrique 109,5 °). - doublets liants multiples : éthène (trigonale 120 °) ou dioxyde de carbone (linéaire 180 °). - cas des ions : ion ammonium (structure tétraédrique). Page 34 Christian BOUVIER Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne Comme dans le cas d'un atome, la mécanique quantique définit un volume à l'intérieur duquel on a une grande probabilité de trouver les 2 électrons formant un doublet liant : on parle alors d'orbitale moléculaire. On peut considérer que les orbitales moléculaires résultent de la combinaison d'orbitales atomiques "hybridées". Dans la suite, nous allons considérer une application des lois de la mécanique quantique à des cas simples, sous forme de règles ou de méthode. Exemple : On ne s'intéresse qu'à l'hybridation des orbitales atomiques de l'atome 6C. - Dans une première étape, pour abaisser l'énergie électronique de l'atome, les 4 électrons de la couche L mettent leurs spins parallèles : ↑↓ Couche K ↑↓ 2 1s2 s ↑↓ Couche L 2 s → ↑ ↑ px1 py1 ↑ 1 s ↑ ↑ ↑ px1 py1 pz1 - Ensuite, on peut avoir trois cas : * les 4 orbitales de la couche L deviennent équivalentes en s'hybridant en 4 orbitales sp3 : Couche L ↑ 1 s ↑ ↑ ↑ px1 py1 pz1 ↑ → ↑ 1 sp3 ↑ 1 sp3 ↑ 1 sp3 sp31 L'atome de carbone se lie à 4 atomes différents (par exemple, 4 atomes d'hydrogène) qui apportent chacun un électron : les 4 orbitales hybridées sp3 de l'atome de carbone se transforment en 4 orbitales moléculaires constituant 4 liaisons σ identiques. 4 atomes d'hydrogène H H H H ↑ ↑ ↑ ↑ 1 1 1 1 s s s C autour de l'atome de carbone s → ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ σ σ σ σ 1 atome de ↑ ↑ ↑ ↑ 1 1 1 1 carbone sp3 sp3 sp3 sp3 1 2 3 4 L'atome de carbone acquiert une configuration tétragonale comme dans la molécule CH4. H H H• • • • C • •H • • → l H− C− H soit l H H Ecole Européenne de Francfort Page 35 La liaison chimique * 3 des orbitales de la couche L deviennent équivalentes en s'hybridant en 3 orbitales sp2, la dernière reste une orbitale pz : ↑ Couche L 1 s ↑ ↑ ↑ px1 py1 pz1 → ↑ ↑ ↑ 1 1 ↑ 1 pz1 sp2 sp2 sp2 L'atome de carbone se lie à 3 atomes différents (2 atomes d'hydrogène et 1 atome de carbone) qui apportent des électrons : les 3 orbitales hybridées sp2 de l'atome de carbone se transforment en 3 orbitales moléculaires constituant 3 liaisons σ, l'orbitale non-hybridée pz de l'atome de carbone forme, avec l'orbitale non-hybridée pz de l'autre atome de carbone, une orbitale moléculaire constituant 1 liaison π. 2 atomes H H C d'hydrogène autour de l'atome ↑ ↑ ↑ 1 atome de ↑ 1 1 1 1 de carbone carbone s s sp2 pz → ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ σ σ σ π 1 atome de ↑ ↑ ↑ ↑ carbone sp21 sp21 sp21 pz1 1 2 3 L'atome de carbone se lie à 3 atomes différents en réalisant 2 liaisons σ simples et une liaison double σ et π, est acquiert une configuration trigonale comme dans la molécule C2H4. H H H H • • C • • • • • • • • C C=C → H • • H l l l l H H soit * 2 des orbitales de la couche L deviennent équivalentes en s'hybridant en 2 orbitales sp, les deux dernières orbitales restent des orbitales py et pz : Couche L ↑ 1 s ↑ ↑ ↑ px1 py1 pz1 → ↑ ↑ 1 sp 1 sp ↑ ↑ py1 pz1 L'atome de carbone se lie à 2 atomes différents (un atome d'hydrogène et un atome de carbone) qui apportent des électrons : les 2 orbitales hybridées sp2 de l'atome de carbone se transforment en 2 orbitales moléculaires constituant 2 liaisons σ, les 2 orbitales non-hybridées py et pz de l'atome de carbone forment, avec les 2 orbitales non-hybridées py et pz de l'autre atome de carbone, 2 orbitales moléculaires constituant 2 liaisons π. Page 36 Christian BOUVIER Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne 1 atome d'hydrogène 1 atome de carbone H C ↑ ↑ 1 1 s s ↑ ↑ 1 py 1 pz autour de l'atome de carbone → 1 atome de carbone ↑ ↑ 1 ↑ 1 ↑ 1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ σ σ π π 1 1 2 L'atome de carbone se lie à 2 atomes différents en réalisant 1 liaison σ simple et une liaison triple σ et 2 π, est acquiert une configuration digonale comme dans la molécule C2H2. H• • C ••• • • • C• sp •H sp py pz → b) La méthode V.S.E.P.R. : Méthode V.S.E.P.R. : (Valence Shell Electron Pair Repulsion) la méthode des "répulsions des paires électroniques de la couche de valence" a été présentée en 1957 par Gillespie. Lors de la détermination de la géométrie d'une molécule ou d'un ion par la méthode V.S.E.P.R., tous les doublets, liants ou non-liants autour d'un atome central, interviennent. On adoptera les conventions et notations suivantes : - l'atome central (lié au moins deux fois) est noté A. - une liaison simple ou multiple est noté X (en indice le nombre de liaisons supérieur à 1). - un doublet non-liant est noté E (en indice le nombre de doublets non-liants > à 1). Exemple : Par exemple, la structure de la molécule de méthane, notée AX4 et celle de la molécule d'ammoniac, notée AX3E conduisent à la même géométrie. En résumé : - on compte le nombre N de doublets non-liants de l'atome central, - on compte le nombre L de liaisons de directions différentes (simples ou multiples), - la somme S = N + L donne la géométrie de l'édifice. S=N+L 2 3 4 Type d'édifice AX2 AX3 AX4, AX3E, AX2E2 Atome central digonal trigonal tétragonal Angle théorique 180 ° 120 ° 109,5 ° Géométrie linéaire plane triangulaire tétraédrique Les valeurs des angles changent en fonction de la symétrie de la structure, seule l'expérience permet de déterminer la valeur exacte des angles "visibles" (107 ° pour NH3). 4) Applications : a) Molécule d’eau : H2O Ecole Européenne de Francfort Page 37 La liaison chimique b) Molécule d’ammoniac : NH3 c) Molécule d'éthanol : CH3CH2OH d) Cas du benzène : C6H6 représentation de Kekulé représentation des orbitales vue supérieure vue latérale III) Polarisation des liaisons : 1) Généralités : Lors de l'étude de la structure électronique de l'atome et des liaisons moléculaires, nous avons défini la propriété d'électronégativité des atomes : lorsque qu'une molécule se forme par la combinaison d'atomes différents, l'édifice créé possède des propriétés qui résultent d'une modification de la répartition électronique, due à l'enchaînement des liaisons. Les conséquences de cet effet sont particulièrement importantes en chimie. Ainsi, des liaisons peuvent se renforcer ou s'affaiblir, des sites atomiques peuvent prendre un caractère plus ou moins excédentaire ou déficitaire en électrons. Les sites excédentaires en électrons sont susceptibles de réagir avec des réactifs électrophiles et les sites déficitaires en électrons sont susceptibles de réagir avec des réactifs nucléophiles. Une espèce chimique qui possède un déficit électronique susceptible d'accueillir des électrons pour former une liaison est une espèce électrophile. Une espèce chimique qui possède une paire non liante d'électrons susceptible de participer à la formation d'une liaison est une espèce nucléophile. Page 38 Christian BOUVIER Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne 2) Dipôle électrique : a) Nuage électronique : Dans une molécule diatomique homonucléaire (composée d'atomes de même type), le nuage électronique se répartit équitablement sur les deux atomes. Dans une molécule diatomique hétéronucléaire, l'atome le plus électronégatif polarise le nuage électronique à son profit. La densité de ce nuage dans cette molécule n'est pas égale à la somme des densités atomiques. Exemple : Pour la molécule de chlorure d'hydrogène, le chlore est plus électronégatif que l'hydrogène. somme des densités densité électroniques électroniques atomiques réelles Le barycentre P des charges (+) (protons contenus dans les deux noyaux) ne coïncide plus avec le barycentre N des charge (--) (les électrons). On peut considérer qu'il apparaît une petite charge électrique (+ δ) en P, au niveau du noyau de l'hydrogène et une petite charge électrique (-- δ) en N, au niveau du noyau de chlore. On dit qu'il se forme un moment dipolaire. b) Moment dipolaire : → L'état de polarisation d'une liaison est caractérisé par son moment dipolaire électrique µ . Exemple : Pour la molécule de chlorure d'hydrogène (HCl), l'hydrogène porte une charge électrique partielle + δ (au point P), le chlore porte une charge électrique partielle -- δ (au point N) : Le moment dipolaire est défini par : → → µ = δ. NP Dans le système S.I., le module µ de ce vecteur est relié à la longueur l de liaison et à la valeur absolue de la charge partielle δ : µ = δ.l Où µ est exprimé en C.m, δ en C et l en m. Remarque : Il existe une autre définition de la mesure du moment dipolaire, utilisée en physique nucléaire : µ = 4,8.δ.l , où µ est exprimé en debye (D), δ en unité de charge élémentaire (e) et l en Å (1 Å = 10−10 m). 1 D = 3,33564.10−30 C.m. Exemple : Le moment dipolaire mesuré de la molécule de chlorure d'hydrogène (HCl) est µ = 1,08 D = 3,60.10−30 C.m. Sachant que la longueur de la liaison H ─ Cl est l = 136 pm, on déduit la charge partielle : δ = µ/l = 2,65.10−20 C = 0,165 e. Ecole Européenne de Francfort Page 39 La liaison chimique c) composition des moments dipolaires : Dans une molécule comportant plus de deux atomes, on peut utiliser un modèle simplifié de composition vectorielle des moments de liaisons. Exemple : Dans la molécule d'eau, l'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène, il apparaît une polarisation de la liaison O ─ H. Il se forme deux dipôles faisant entre eux un angle de 105 °, d'où l'existence d'un dipôle résultant : µH2O = 1,84 D Exemple : Dans la molécule de dioxyde de carbone, l'oxygène est plus électronégatif que le carbone, il apparaît une polarisation de la liaison double C == O. Il se forme deux dipôles faisant entre eux un angle de 180 ° car la molécule est linéaire. De ce fait la molécule de dioxyde de carbone n'est pas polaire : µCO2 = 0 D 3) Conséquences : a) Les solvants : En chimie organique, les solvants sont utilisés pour préparer des solutions homogènes d'autres espèces chimiques. Ces solvants sont des molécules qui peuvent posséder un moment dipolaire. Ce moment dipolaire définit la polarisabilité du solvant. - Les solvants polaires possèdent un fort moment dipolaire : L'acétone (CH3)2CO, l'acide éthanoïque CH3COOH ou l'eau H2O sont des solvants polaires. Ils peuvent dissoudre des substances elles-mêmes polaires. Cette solvatation est principalement due à l'interaction électrostatique entre le moment dipolaire du solvant et celui du soluté. - Les solvants apolaires possèdent un moment dipolaire faible, voire nul : Leur pouvoir solvant procède d'autres types de forces intermoléculaires. b) Autres conséquences : En chimie organique nous verrons une autre conséquence de la polarisation des liaisons : l'effet inductif permet de comprendre la solubilité relative et les températures de fusion et d'ébullition différentes des composés, ainsi que la force relative des acides et des bases. IV) La liaison ionique : 1) Introduction : Pour satisfaire à la règle de l'octet, des atomes peuvent perdre ou gagner des électrons. Exemple : La structure électronique de l'atome de sodium est : 11Na : (K)2 (L)8 (M)1. Son affinité électronique étant faible, il peut facilement céder l'électron de la couche (M), il devient l'ion Na+ : (K)2 (L)8. La structure électronique de l'atome de chlore est : 17Cl : (K)2 (L)8 (M)7. Son affinité électronique étant très forte, il peut accepter facilement un électron supplémentaire dans la couche (M), il devient l'ion Cl− : (K)2 (L)8 (M)8. Les composés ioniques ne sont pas constitués d'unités moléculaires distinctes : Ils sont constitués 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, il y a autant d'ions (Na+) que d'ions (Cl−) : d'où la formule conventionnelle NaCl. Page 40 Christian BOUVIER Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne Exemple : De la même façon, un échantillon solide d'oxyde d'aluminium - 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. 2) Liaison : On conçoit qu'entre un anion et un cation il puisse s'établir une liaison électrique. En fait, dans un solide cristallin ionique, il existe des forces électriques attractives entre ions différents, mais également, des forces électriques répulsives entre ions identiques ! Il est possible de montrer que globalement les forces attractives l'emportent sur les forces répulsives : l'ensemble de ces forces constitue la liaison ionique. Exemple : On peut vérifier que dans le cas du chlorure de sodium (NaCl), un ion − chlorure (Cl ) et un ion sodium (Na+) qui s'attirent, se trouvent sur le coté d'un carré, alors que deux ions chlorure ou deux ions sodium qui se repoussent, se trouvent sur une diagonale du carré. Cristal ionique de chlorure de sodium (NaCl) représentation éclatée chlorure de césium CsCl (Cs+, Cl−) sulfure de zinc ZnS (Zn2+, S2−) Ecole Européenne de Francfort représentation compacte fluorure de calcium CaF2 (Ca2+, 2 F−) Page 41 La liaison chimique V) La liaison métallique : 1) Liaison : La structure des solides métalliques peut sembler être la plus simple à comprendre, puisque chaque nœud du cristal est occupé par un atome du même métal. En fait seule la mécanique quantique permet de comprendre la cohésion du cristal métallique. Dans les métaux, les électrons liants sont distribués ou délocalisés dans le cristal tout entier. En fait, on peut considérer que dans un cristal métallique, les atomes constituent un réseau d'ions positifs (cations) baignant dans une mer d'électrons de valence délocalisés qui assurent la cohésion du cristal. 2) Propriétés : - La grande force de cohésion qui résulte de cette délocalisation est responsable de la "ténacité" (résistance à la rupture) du métal, qui augmente avec le nombre d'électrons disponibles pour les liaisons. - La température de fusion augmente également avec ce nombre d'électrons de valence : 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. - La mobilité des électrons délocalisés rend les métaux bons conducteurs de la chaleur et de l'électricité. - Se sont également les électrons libres qui produisent à la surface du cristal "l'éclat métallique" qu'on retrouve dans tous les métaux (argenture, dorure, étamage …). VI) La liaison intermoléculaire : 1) Présentation : On appelle forces intermoléculaires les forces attractives qui s'exercent entre les molécules, on les désigne globalement par forces de Van Der Waals. Elles sont responsables de l'existence des états condensés de la matière, c'est-à-dire les liquides et les solides. Ces forces existent entre les molécules polaires et entre les molécules non polaires mais également entre les ions et les molécules polaires ou non polaires. Les forces intramoléculaires, au contraire, sont les forces attractives qui maintiennent les atomes ensemble dans une molécule. Les forces intramoléculaires (liaison covalente) permettent l'existence des molécules individuelles, tandis que les forces intermoléculaires sont principalement responsables des caractéristiques macroscopiques des substances (solubilité, température de fusion …). 2) Les forces intermoléculaires : a) Les forces dipôle-dipôle : Les forces dipôle-dipôle sont celles qui agissent entre les molécules polaires, c'est-à-dire entre les molécules qui possèdent des moments dipolaires. Elles sont de nature électrostatique et elles obéissent à la loi de Coulomb. La molécule d'eau étant dipolaire, on retrouve les interactions dipôle-dipôle dans un cristal de glace. Page 42 Christian BOUVIER Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne b) Les forces ion-dipôle : La loi de coulomb explique également les forces ion-dipôle, qui s'exercent entre un ion et une molécule polaire. Les forces ion-dipôle expliquent la solvatation des ions dans l'eau. c) Les forces de dispersion (dipôle induit) : Si on place un ion ou une molécule polaire près d'un atome ou d'une molécule non polaire, le nuage électronique de l'atome (ou de la molécule) est déformé par la force qu'exerce l'ion ou la molécule polaire. Le dipôle qui en résulte dans l'atome (ou dans la molécule) est appelé dipôle induit. L'interaction attractive entre un ion et un dipôle induit est appelée, interaction ion-dipôle induit. L'interaction attractive entre une molécule polaire et un dipôle induit est appelée, interaction dipôle-dipôle induit. La possibilité qu'un dipôle soit induit dans un atome (ou une molécule) dépend de la polarisabilité de cet atome (ou de cette molécule). C'est la polarisabilité qui permet aux gaz formés d'atome ou de molécules non polaires (He, N2, CO2) de se condenser (difficilement malgré tout) en liquide. La polarisabilité augmente généralement avec la masse molaire, puisque les molécules de masse plus élevée ont un plus grand nombre d'électrons susceptibles d'être attirés ou repoussés. Moins une molécule est polarisable et plus elle est difficile à liquéfier : Exemple : Composé Température de fusion (en °C) méthane (CH4) − 182,5 tétra-fluorométhane (CF4) − 150,0 tétra-chlorométhane (CCl4) − 23,0 tétra-bromométhane (CBr4) 90,0 tétra-iodométhane (CI4) 172,0 Ecole Européenne de Francfort Page 43 La liaison chimique d) Liaison hydrogène : La liaison hydrogène, décrit l'interaction entre un atome d'hydrogène (H) participant à une liaison polaire (N H, O H, F H) et un atome électronégatif comme l'oxygène (O), l'azote (N) ou le fluor (F) appartenant à une autre molécule (ou à une autre partie de la même molécule). On représente symboliquement cette liaison de la façon suivante : AH - - - B Exemple : Liaison hydrogène dans l'eau, l'ammoniac, eau-ammoniac, ammoniac-eau, fluorure d'hydrogène-ammoniac, ammoniac-fluorure d'hydrogène. Remarque : On ne retrouve pas les éléments électronégatifs requis dans CH4, ni dans Na+. Au contraire CH3OCH3, F− et HCOOH peuvent former des liaisons hydrogène avec l'eau qui explique leur grande solubilité dans l'eau. e) Les forces répulsives : Les molécules exercent aussi des forces répulsives entre elles. Quand deux molécules sont mises en contact, les répulsions entre les électrons et entre les noyaux se manifestent. Ces répulsions augmentent très rapidement à mesure que la distance qui sépare les molécules dans un état condensé diminue. C'est pourquoi les liquides et les solides sont difficiles à comprimer. 3) Conséquences : a) Viscosité : La viscosité est la grandeur qui exprime la résistance d'un fluide à l'écoulement. Plus un liquide s'écoule lentement plus sa viscosité est élevée. Le glycérol (propan-1,2,3-triol) peut former des liaisons hydrogène de multiples façons : ces interactions contribuent à la viscosité du glycérol. b) Tension superficielle : Dans un liquide, les molécules sont en interaction avec toutes leurs voisines par l'intermédiaire des forces intermoléculaires. Cependant, les molécules situées à la surface sont attirées vers le bas et vers les côtés par les autres molécules, mais jamais vers le haut, hors du liquide. Ces forces d'attraction intermoléculaires attirent donc les molécules à l'intérieur du liquide et provoquent une tendance à diminuer la surface du liquide : c'est la tension superficielle. La tension superficielle est la mesure de la force élastique qui s'exerce à la surface d'un liquide. La tension superficielle se manifeste également d'une autre manière : la capillarité. La capillarité se manifeste lors du contact d'un liquide avec un support solide. Page 44 Christian BOUVIER Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne c) Tensio-activité : Les parties d'un ion carboxylate entrant dans la constitution des savons présentent des interactions différentes avec la molécule d'eau. - La chaîne carbonée est insoluble dans l’eau (hydrophobe) mais présente une bonne affinité pour les graisses (lipophile). - Le groupe carboxylate est chargé. Il présente une grande affinité avec les solvants polaires comme l'eau (hydrophile), il n'a pas d'affinité pour les graisses (lipophobe). On appelle composé tensioactif un corps dont une partie de la molécule est hydrophile et l'autre hydrophobe. Dans l'eau les ions carboxylate s'associent pour former des films à la surface de l'eau. Ce film peut emprisonner des bulles d'air (pouvoir moussant). Si la concentration du savon est assez grande il se forme des micelles dans la solution (schéma). Ce sont des agglomérats de quelques dizaines ou centaines d'ions carboxylate. Ecole Européenne de Francfort Page 45 La liaison chimique A RETENIR I) Rappel : représentation de Lewis : 1) Définitions et règles : La couche électronique externe est appelée couche de valence. Les électrons de la couche externe sont appelés électrons de valence. A partir du 4ème électron de la couche de valence, les nouveaux électrons supplémentaires "s'apparient" avec un autre électron de la couche pour former un doublet électronique. 2) Représentation : Représentation de Lewis : seuls figurent les électrons de valence : - les électrons "célibataires" sont représentés par des points (•), - les doublets électroniques sont représentés par des tirets (─). 3) Règle de l’octet : Lors des réactions chimiques, les atomes perdent ou gagnent des électrons afin d’acquérir la structure électronique du gaz inerte le plus proche dans le tableau de la classification des éléments, soit huit électrons périphériques ou octet. II) Liaison covalente : 1) Introduction : Une paire d’électrons (ou doublet électronique) localisée entre les deux atomes assure un lien très fort entre les deux noyaux. Ce doublet électronique constitue une liaison covalente. Un doublet partagé avec un atome voisin est un doublet liant. Un doublet localisé sur un atome est un doublet non liant. 2) Autre formulation de la règle de l'octet : Dans les molécules, les atomes partagent leurs électrons de valence sous forme de liaison covalente afin d’acquérir la structure électronique du gaz inerte qui les suit dans la classification périodique. La valence d’un atome, dans une molécule, est le nombre de doublets liants que cet atome forme avec ses voisins. 3) Géométrie des molécules : a) Orbitales moléculaires : Les doublets électroniques adoptent dans l'espace une disposition telle que leur répulsion soit minimale, ce qui correspond à un minimum de l'énergie potentielle et à un maximum de stabilité de la structure. La géométrie des molécules découle de ce principe. La mécanique quantique définit un volume à l'intérieur duquel on a une grande probabilité de trouver les 2 électrons formant un doublet liant : on parle alors d'orbitale moléculaire. On peut considérer que les orbitales moléculaires résultent de la combinaison d'orbitales atomiques "hybridées". b) La méthode V.S.E.P.R. : - on compte le nombre N de doublets non-liants de l'atome central, - on compte le nombre L de liaisons de directions différentes (simples ou multiples), - la somme S = N + L donne la géométrie de l'édifice. Page 46 Christian BOUVIER Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne S=N+L Type d'édifice Atome central Angle théorique Géométrie 2 AX2 digonal 180 ° linéaire 3 AX3 trigonal 120 ° plane triangulaire 4 AX4, AX3E, AX2E2 tétragonal 109,5 ° tétraédrique III) Polarisation des liaisons : 1) Généralités : Une espèce chimique qui possède un déficit électronique susceptible d'accueillir des électrons pour former une liaison est une espèce électrophile. Une espèce chimique qui possède une paire non liante d'électrons susceptible de participer à la formation d'une liaison est une espèce nucléophile. 2) Dipôle électrique : → L'état de polarisation d'une liaison est caractérisé par son moment dipolaire électrique µ . → → Le moment dipolaire est défini par : µ = δ. NP Dans le système S.I., le module µ de ce vecteur est relié à la longueur l de liaison et à la charge valeur absolue de la charge partielle δ : µ = δ.l Où µ est exprimé en C.m, δ en C et l en m. 3) Conséquences : - Les solvants polaires possèdent un fort moment dipolaire. - Les solvants apolaires possèdent un moment dipolaire faible, voire nul. IV) La liaison ionique : 1) Introduction : Les composés ioniques ne sont pas constitués d'unités moléculaires distinctes : Ils sont constitués d'un empilement plus ou moins régulier (cristal) de cations et d'anions (ionique). 2) Liaison : Il est possible de montrer que globalement les forces attractives l'emportent sur les forces répulsives : l'ensemble de ces forces constitue la liaison ionique. V) La liaison métallique : Dans un cristal métallique, les atomes constituent un réseau d'ions positifs (cations) baignant dans une mer d'électrons de valence délocalisés qui assurent la cohésion du cristal. VI) La liaison intermoléculaire : On appelle forces intermoléculaires les forces attractives qui s'exercent entre les molécules, on les désigne globalement par forces de Van Der Waals. La viscosité est la grandeur qui exprime la résistance d'un fluide à l'écoulement. La tension superficielle est la mesure de la force élastique qui s'exerce à la surface d'un liquide. On appelle composé tensioactif un corps dont une partie de la molécule est hydrophile et l'autre hydrophobe. Ecole Européenne de Francfort Page 47 La liaison chimique POUR S'ENTRAÎNER I) Le silicium. Le silicium a pour numéro atomique Z = 14. a) Donner la structure électronique de l’atome de silicium. b) Donner la représentation de Lewis de l’atome de silicium. c) En déduire la formule chimique brute du silane dont les molécules ne sont formées que d’un atome de silicium et d’atomes d’hydrogène. d) Représenter la structure géométrique du silane. II) Représentation de Lewis. On donne les numéros atomiques des éléments suivants : hydrogène (1H), carbone (6C), azote (7N), oxygène (8O), fluor (9F), phosphore (15P), soufre (16S), chlore (17Cl). a) Donner la structure électronique de chacun des atomes de ces éléments, puis leur représentation de Lewis. b) Donner la représentation de Lewis des molécules suivantes : chlorure d’hydrogène (HCl), sulfure d’hydrogène (H2S), hydrogénure de phosphore (PH3). c) Donner la représentation de Lewis de la molécule de diazote (N2). d) Le monoxyde de carbone (CO) a une représentation de Lewis analogue à celle de la molécule de diazote (N2) : donner la représentation de Lewis du monoxyde de carbone. Le carbone et l’oxygène y ont-ils leur valence habituelle ? III) Représentation de Lewis et géométrie des molécules. 31 On considère les atomes d’hydrogène 11 H, de fluor 199 F, d’aluminium 27 13 Al et de phosphore 15 P. a) Donner le nombre et la nature des particules qui composent chacun de ces atomes. b) i. Donner la structure électronique de chacun de ces atomes. ii. Quelle est leur place dans la classification périodique simplifiée (ligne colonne) ? c) i. Donner la représentation de Lewis de chacun de ces atomes. ii. Quel nom donne-t-on aux électrons figurant dans la représentation de Lewis d’un atome ? d) i. Donner la structure électronique puis la représentation de Lewis de l’ion fluorure et de l’ion aluminium qui satisfont à la règle de l’octet. ii. Quelle est la formule brute du fluorure d’aluminium (composé ionique) ? e) i. Donner la représentation de Lewis puis la formule brute de la molécule d’hydrogénure de phosphore. ii. Quelle est la géométrie de la molécule d’hydrogénure de phosphore ? IV) Représentation de Lewis et géométrie d'un ion. L'oxygène O a pour numéro atomique Z = 8 et le soufre S a pour numéro atomique Z = 16. a) Donner la structure électronique de l'oxygène O et du soufre S sous forme symbolique. b) Donner la structure électronique de l'oxygène O et du soufre S sous forme graphique. c) Donner la représentation de Lewis de l'oxygène O et du soufre S. d) Expliquer et donner la représentation de Lewis de l'ion sulfate SO42−. e) Expliquer et donner la géométrie de l'ion sulfate SO42−. Page 48 Christian BOUVIER
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