molecules

Certaines molécules en se cassant forment des ions ... polyatomiques, c'est la dissociation

Nous avons vu que les ions sont des particules chargées qui peuvent être monoatomiques (un atome qui gagne ou qui perd des électrons). Ces ions peuvent aussi être polyatomiques (composés de plusieurs atomes), il s'agit alors de parties de molécules.

En effet, certaines molécules ont des liaisons plus fragiles qui peuvent se rompre. Souvent, la rupture d'un telle liaison est la conséquence d'une différence d'électronégativité assez importante entre deux atomes. La rupture se réalise alors de façon hétérolytique : les deux électrons de la liaison se déplacent sur un atome. Cela génère deux fragments chargés (ions) :

un de charge positive possédant l'atome qui a perdu son électron dans la rupture de liaison hétérolytique
un de charge négative poss&dant l'atome qui a gagné un électron lors de la rupture.

Exemple :

H₂SO₄ → 2 H⁺ + SO₄^--

Dans un premier temps, le plus facile est de pouvoir retenir les ions polyatomiques les plus courants ainsi que leur charge. Cela sert à construire facilement les structures moléculaires et à écrire les produits de réaction. Voici les ions classés par élément :

Halogènes

en général	Nom	Cl		Br		I
XO^-	ion hypohalogénite	ClO^-	ion hypochlorite	BrO^-	ion hypobromite	IO^-	ion hypoiodite
XO₂^-	ion halogénite	ClO₂^-	ion chlorite	BrO₂^-	ion bromite	IO₂^-	ion iodite
XO₃^-	ion halogénate	ClO₃^-	ion chlorate	BrO₃^-	ion bromate	IO₃^-	ion iodate
XO₄^-	ion perhalogénate	ClO₄^-	ion perchlorate	BrO₄^-	ion perbromate	IO₄^-	ion periodate

A partir des structures de Lewis des atomes et des différents types de liaisons, nous allons pouvoir assembler les atomes pour créer des molécules.

Mais avant cela, expliquons comment les molécules se créent à partir du tableau périodique et quels sont les différentes familles de molécules qui existent. Cela nous aidera pour la suite ....

Nous avons vu que dans le tableau périodique, on pouvait trier les atomes selon deux grandes tendances :

ceux dont l'électronégativité était faible, à caractère métallique
ceux dont l'électronégativité était bien plus élevée, à caractère non-métallique

Nous partirons donc de ces deux catégories afin d'appliquer 4 grands types de réactions :

réaction avec de l'oxygène (oxydation)
réaction avec l'eau (hydratation)
réaction avec l'hydrogène
réaction de neutralisation (nous en reparlerons plus longuement).

Explication du schéma

Le diagramme reprend toutes ces réactions afin de générer différents types de molécules. On y voit que :

les métaux et les non-métaux réagissent tous les deux avec l'oxygène afin de générer des oxydes (MO et XO)
les non-métaux peuvent-eux en plus réagir avec l'hydrogène afin de générer soit les acides binaires (HX) soit des bases (XH_n)

Les oxydes formés peuvent réagir avec de l'eau afin de générer :

les hydroxydes (MOH) qui ont un caractère basique
les acides ternaires (HXO)

Nous remarquerons donc que les métaux ont tendance à former des molécules basiques (en bleu) et les non-métaux formeront majoritairement des molécules à caractère acide (en vert). Attention cependant, certains ions métalliques ont une tendance acide (nous en parlerons plus tard).

Finalement, les molécules à caractère basique peuvent réagir avec les molécules à caractère acide afin de former des sels :

les sels binaires (MX) et hydrogénosels binaires (MHX) si la neutralisation d'un acide polyfonctionnel (avec plusieurs H acides) n'est pas complète
les sels ternaires (MXO) et les hydrogénosels correspondants (MHXO)

Comment déterminer la famille d'une molécule et utiliser le schéma ?

Le savoir-faire lié à la détermination de la famille des molécules nécessite d'avoir la formule moléculaire.

Il consiste à :

Identifier le métal et le remplacer par le symbole "M"
Identifier le non-métal et le remplacer par le symbole "X"

On ne remplace ni l'hydrogène, ni l'oxygène.

On ne note pas les indices qui indiquent le nombre de chacun des atomes présents dans la molécule.

Réaliser une liaison chimique c'est donc ... partager les électrons (les mettre en commun). Comme il existe des électrons célibataires et des doublets électroniques sur la dernière couche des éléments, il y aura deux grands types de liaisons différentes. Toutes les liaisons sont appelées liaisons COVALENTES car elles lient deux atomes.

Laisons normales

Le premier type de liaison est celui auquel on s'attend selon la théorie atomique : deux atomes possédant chacun un électron célibataire vont chercher à le mettre en commun afin de créer un doublet (qui est une configuration plus stable).

Lorsque deux atomes possédant chacun un électron célibataire s'approchent l'un de l'autre

ils vont former une liaison en mélangeant les deux orbitales atomiques (rouge et jaune) afin decréer deux orbitales moléculaires :

une de basse énergie dite liante (en bleu)
une de plus haute énergie dite anti-liante (non représentée)

Les électrons se retrouvent donc dans une seule orbitale de plus faible énergie (bleue) et forment un doublet (liaison). La densité électronique est maintenant centrée sur le milieu de la liaison et non plus sur chaque noyau atomique. Il y a bien partage des électrons.

En fonction de la différence d'électronégativité des atomes, il peut y avoir deux types de liaison normales :

+ - La liaision normale parfaite Click to collapse

Lorsque les deux atomes qui se lient ont strictement la même électronégativité, on a une liaison totalement symétrique. Les deux électrons partagés sont parfaitement au milieu des deux atomes. Aucun atome ne tire à lui ces électrons.

Exemple : la molécule de H₂ : H-H. C'est le cas de toutes les molécules diatomiques symétriques (O₂, N₂, Cl₂,...) qui sont composées de liaisons covalentes normales parfaites puisqu'elles sont constituées de deux atomes identiques.

+ - La liaison normale polarisée Click to collapse

Si par contre il y a une différence d'électronégativité, la répartition des électrons sera asymétrique. L'atome le plus électronégatif tirera à lui les électrons de la liaison. Ceci veut dire que :

l'atome le moins électronégatif perd donc potentiellement son électron. Perdant une charge négative, nous allons lui attribuer une charge partielle positive (partielle car il n'a pas totalement perdu son électron, il le voit juste moins)
L'atome le plus électronégatif, lui, gagne potentiellement un électron (une charge négative) ; on lui attribuera une charge partielle négative (delta -).

Exemple : La molécule de HCl : H-Cl montre une différence importante d'électronéativité entre les deux atomes. L'atome de chlore (électronégativité de 3) portera une charge partielle négative alors que l'atome d'hydrogène (électronégativité de 2,1) portera une charge partielle positive (delta +).

Remarque : la différence d'électronégativité ne doit pas dépasser 1,7. Si cette valeur est dépassée, un des deux atome arrachera l'électron de l'autre. Il n'y aura donc plus d'électrons mis en commun, il n'y aura plus de liaison.

+ - Explication sur les charges partielles Click to collapse

Lorsque un atome prend un électron à un autre, on a plus de liaison entre eux, nous avons des ions. Nous parlerons alors de charge formelle. Nous aurons une paire d'ions :

un ion positif (cation) pour celui qui a perdu son électron que nous noterons C⁺ où C représente le symbole de l'atome
un ion négatif (anion) pour elui qui a gagné un électron que nous noterons C^- où C représente le symbole de l'atome.

Par contre, dans le cas d'une liaison polarisée, il n'y a pas de capture d'un électron par l'atome le plus électronégatif, il y a juste un déplacement de la densité électronique de la liaison vers l'atome le plus électronégatif. Alors que dans une liaison normale parfaite, il y a une densité électronique symétrique et centrée sur le milieu de la liaison, ici, nous verrons une dissymétrie.

Il faut alors trouver une solution pour aratériser ce déplacement de charge. Nous ne pouvons pas, comme avant, placer des + ou des - car nous n'avonns pas de charge formelle. Nous allons alors attribuer à chaque atome une charge partielle (notée delta minuscule) suivie d'un + ou d'un - pour dire qui a une densité électronique plus importante ou moins importante.

A droite, une animation, montrant cette dissymétrie et les charges partielles. En bas, des exemples de molécules (CO₂ et NH₃) montrant les portions de charges attribuées à chaque atome. Comme ces charges sont inférieures à 1, on voit qu'elles sont bien partielles.

Liaisons datives

Le second type de liaison, est différent du premier car il ne s'agit plus ici de mettre en commun des électrons célibataires mais de partager le doublet libre d'un des deux atomes.

+ - Formation de la liaison dative Click to collapse

Pour réaliser ce type de liaison il faut absolument :

un atome qui possède un doublet libre et qui est capable de le partage
un atome qui a une orbitale libre pour accepter les électrons venus du premier atome.

Evidemment, ce partage passe également par le mélange des orbitales atomiques concernées et la formation d'une orbitale moléculaire.

Il existe à nouveau deux type de liaisons datives en fonction des différences d'électronégativité des atomes :

les dative coordinatives lorsque l'atome qui donne le doublet est plus électronégatif que celui qui l'accepte
les datives semi-polaires lorsque l'atome qui donne le doublet est moins électronégatif que celui qui l'accepte.

Les liaisone datives coordinatives sont bien moins solides que les autres, ceci s'explique par le caractère inhabituel du partage puisque ce n'est généralement pas l'atome le plus éectronégatif qui donne ses électrons. Cette liaison est cependant très importante en chimie car elle est présente dans les ions H₃O⁺ et NH₄⁺.

Voici un résumé visuel :

schéma liaisons

La masse d'une molécule, c'est (simplement) la somme des masses des atomes qui la composent

Ainsi calculer la masse d'une molécule c'est faire des additions et des multiplications. Nous obtenons un chiffre exprimé en u.m.a ; la masse moléculaire.

La masse moléculaire relative est ce même nombre, divisé par 1 uma, soit, sans unité.

La masse molaire est toujours ce même nombre accompagné de l'unité (g/mol). Elle représente la masse d'une mole (6,02 10²³ molécules) de ce corps.

Exemple pour le chlorure de cuivre (II)

Calculer la masse de CuCl₂

Masse(CuCl₂) = Masse (Cu) + 2x Masse(Cl)

En réalité, la masse d'une seule molécule est peu utile, simplement car lorsque nous pesons de la matière, nous pesons des grammes ... Ce qui représente beaucoup de molécules...

Nous en avons parlé, les masses des éléments et donc les masses moléculaires sont exprimées en uma (unité de masse atomique). Pour nous rendre compte de ce que cela représente, nous pouvons réaliser un petit calcul :

L'u.m.a est le douzième de la masse de ¹²C. Mais que vaut la masse du ¹²C exprimée en kg ?

La masse d'un atome est plus ou moins égale à la masse des protons, neutrons et électrons qui le composent, le ¹²C est composé de 6 protons, 6 neutrons et 6 électrons. En allant chercher les masses de ces particules exprimées en kg, nous pouvons déterminer cette masse :

Particule	Masse (kg)
Neutron	1,6749 x 10^-27
Proton	1,6726 x 10 ^-27
Electron	9,1094 x 10 ^-31

Masse (¹²C) = 6x (1,6749 x 10^-27 kg + 1,6726 x 10 ^-27 kg + 9,1094 x 10 ^-31 kg = 1,992 × 10⁻²⁶ kg

1u.m.a = Masse (¹²C) /12 = 1,992 × 10⁻²⁶ kg / 12 = 1,66054 × 10⁻²⁷ kg

Il s'agit donc d'une valeur extrêmement petite et ... impossible à peser. A chaque gramme pesé, nous pèserons donc un grand nombre de molécules.

Un grand nombre de molécules ... Une mole !

Pour résoudre le problème d'échelle entre le monde microscopique de l'atome et notre monde macroscopique dans lequel sont réalisées nos mesures (de masse, de volume), le chimiste à défini une quantité : 6,023 × 10²³et l'a appelé le nombre d'Avogadro. Ce nombre est très important car il permet facilement de faire le lien entre l'échelle microscopique (des atomes et des molécules en u.m.a) et notre monde macroscopique (g, kg).

Grâce à ce nombre, le chimiste défini ce qu'est une mole :

Une mole représente une quantité égale à 6,023 × 10²³entités (atomes, molécules, ...)

Et ce nombre n'est pas défini par hasard ... Essayons de voir combien pèse une mole de ¹²C

Pour cela, je dois prendre 6,023 × 10²³atomes de ¹²C, soit une masse de : 6,023 × 10²³ x 1,992 × 10⁻²⁶ kg = 0,012 kg = 12 g

Donc la mole est un outil très simple :

si je prend un atome de ¹²C, il pèse 12 u.m.a
si je prend une MOLE de ¹²C, elle pèse 12 g

La mole permet de passe de l'échelle microscopique à l'échelle macroscopique en gardant le même chiffre de masse mais en changeant juste l'unité pour qu'elle corresponde à nos unités de mesure. Dans le même temps, nous avons pris un grand nombre d'entités (6,023 × 10²³).

N'oublions pas les cristaux !

Actuellement, nous avons considéré les molécules toutes seules. Nous avons considéré que ces matières parfois solides ne comportaient pas d'eau (anhydre).

Ce n'est pas toujours le cas, il arrive bien souvent que nous ayons des substances cristallisées. Dans ce cas, un certain nombre de moécules d'eau sont présentes dans les cristaux, attachées aux molécules de ce corps. On fait alors suivre leur formule d'un point et du nombre de molécules d'eau attachées :

Cr(NO₃)₃•9H₂O

Dès que l'on voit une telle structure, il faut ajouter à la masse de la molécule (le nitrate de chrome (III) dans notre exemple), la masse des molécules d'eau (on ajoutera ici 9x 18g/mol).

Comment faire ?

Le savoir-faire lié à la détermination de la masse des molécules consiste à :

Identifier le nombre d'atome de chaque type présent dans la molécule à l'aide
- des nombres en indice qui suivent le symbole
- des nombres en indice qui suivent des parenthèses enfermant de symbole
- éventuellement pour les cristaux, du nombre qui se situe juste avant un " • "
  qui détermine le nombre de molécule d'eau attachées à chaque molécule du corps

Multiplier ce nombre par la masse atomique relative (T.P)
Adapter l'unité si besoin :
- u.m.a pour la masse moléculaire
- g/mol pour la masse molaire
- aucune unité pour la masse relative

Votre système ne sais pas utiliser les iframes

HCO₃^-	ion hydrogénocarbonate
CO₃^--	ion carbonate

NO₂^-	ion nitrite
NO₃^-	ion nitrate
NH₄⁺	ion ammonium

H₂PO₄^-	ion dihydrogénophosphate
HPO₄^--	ion hydrogénophosphate
PO₄^---	ion phosphate
H₂PO₃^-	ion hydrogénophosphite
HPO₃^--	ion phosphite
H₂PO₂^-	ion hypophosphite

HSO₃^-	ion hydrogénosulfite
SO₃^--	ion sulfite
HSO₄^-	ion hydrogénosulfate
SO₄^--	ion sulfate
S₂O₃^--	ion thiosulfate
HS^-	ion hydrogénosulfure

C

N

P

S