Mots croisés sur les concepts théoriques importants   Animations Création de liaisons entre atomes

Dans chaque type de jeux, différents plateaux sont disponibles et proposés de façon aléatoire. Vous pouvez donc vous exercer à plusieurs reprises sur chaque jeu. Le jeu des paires vous permettra de travailler de la mémorisation. Les mots croisés vous permettront de bien comprendre les concepts théoriques.

  

  

Point Point Point Point Point Point		Les résumés sont construits autour d'une carte heuristique (mindmap) simplifiée qui représente le plan de la connaissance à maîtriser concernant le sujet central. Chaque branche de cette carte représente une question potentielle que l'on peut vous poser sur la matière. Au bout de chaque branche, un logo montre que quelque chose est attaché. Il s'agit du reste de la carte qui s'ouvre dans un popup. Chaque partie de la carte est "lue" : un texte est proposé en guise de "réponse". Revoir, c'est s'entraîner à générer ce que contiennent les différents popup.

  

Déterminer le nom d'une molécule Déterminer le nom sur base de la structure moléculaire (niveau 1) Déterminer la structure moléculaire sur base du nom (niveau 2) Déterminer la masse molaire d'une molécule Déterminer la famille d'une molécule Déterminer la structure moléculaire Déterminer le type des liaisons d'une structure moléculaire Liste d'exercices de détermination de la structure moléculaire en 3D Liste d'exercices de détermination de la polarité d'une molécule (niveau 2) Déterminer l'étage d'oxydation des atomes

 

 

 

Si après avoir travaillé la matière avec les outils du site, vous avez encore des questions  ou besoin d'un coaching méthode, vous pouvez nous contacter. Notre équipe didactique se fera un plaisir de vous aider.

  

Les liaisons, ces liens chimiques particuliers

 

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

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 :

 

 

L'énergétique des liaisons chimiques

L'énergétique des liaisons chimiques

La formation d'une liaison chimique est un processus dit stabilisant pour le système. En chimie, un système est d'autant plus stable qu'il contient peu d'énergie. On peut comparer cela à un élastique. L'élastique au repos, posé sur une table est bien plus stable que si on l'étire car au repos, il contient moins d'énergie. A l'opposé, casser une liaison demande de l'énergie. Ce phénomène et son suivi énergétique est montré par l'animation suivante :

 

Lien avec les éléments et le tableau périodique

Lien avec les éléments et le tableau périodique

Nous avons eu, dans le chapitre de l'atome, une courte discussion sur cette tendance qu'à un atome à se stabiliser en gagnant ou en perdant des électrons. Maintenant que nous avons abordé complètement la formation des liaisons, nous pouvons compléter notre pensée ...

Nous considérerons que tout élément qui se lie à un atome plus électronégatif que lui verra son électron partagé s'éloigner de lui. Tant que la différence d'électronégativité entre les deux atomes ne dépasse pas 1,7, il y aura toujours partage des électrons et donc liaison, nous attribuerons aux atomes des charges partielles (positive pour le moins électronégatif, négative pour l'autre).

 Si par contre cette différence est supérieure à 1,7, le plus électronégatif gagnera les électrons partagés, il n'y aura plus de liaison mais une paire d'ions. Dans ce cas, nous attribuerons une charge formelle à chaue atome (positive pour le moins électronégatif et négative pour l'autre).

 

	Les éléments de gauche (les familles Ia, IIa et IIIa), les métaux, ont un, deux ou trois électrons en plus qu'un gaz rare, ils auront tendance à les perdre pour ressembler plus facilement à un gaz inerte : le précédent.  Ils feront donc 1,2 ou 3 liaisons covalentes normales avec des éléments possédant des électrons célibataires. Etant fort électronégatifs, ils auront tendance à attirer les électrons à eux et, si la différence d'électronégativité devient grande, à former des ions respectivement de charge -1,-2 ou -3.
	Les éléments de droite (les familles VIIa, VIa et Va), ont à peu de chose près, la structure d'un gaz rare, il leur manque un, deux ou trois électrons. Ils auront plus facile de prendre les électrons qui leur manque. Ils réaliseront respectivement 1, 2 ou 3 liaisons avec d'autres éléments en partageant leurs électrons célibataires. Si ces éléments, avec qui ils s'associent, sont bien plus électronégatifs qu'eux, ils génèreront des ions chargés respctivement +1,+2 ou +3 ... On dira qu'ils cèderont leurs électrons afin se se retrouver avec la configuration électronique du gaz inerte qui les précèdent.

 

 

La "règle de l'octet" a ses limites  La règle de l'octet qui prévoit que tout élément cherchera à faire des liaisons pour s'entourer de 8 électrons (d'où l'octet) et ressembler au gaz rare le plus proche est souvent utilisée pour expliquer la formation d'ions à partir des éléments. Il faut prendre conscience que la règle de l'octet est loin de s'appliquer à tous les éléments. AInsi, elle fonctionne pas mal du tout pour les éléments des familles A, sauf pour : les alcalino-terreux qui n'ont que trois électrons célibataires sur leur dernière couche et qui seront donc souvent entourrés de 6 electrons. Ces éléments peuvent par contre accepter un doublet. Ainsi la molécule d'Al(OH)3, peu soluble, se redissous à pH élevé en formant un complexe de structure Al(OH)4- L'hydrogène dont la première et seule couche électronique sera complète avec deux électrons. Malgré cela, de nombreux atomes des familles A, dans certains cas ne la respecteront pas ... Et ce sera particulièrement le cas lorsqu'il désaparieront un doublet. Cette règle de stabilité ne fonctionne pas non pour les familles B. Il est donc primordial de comprendre quelles sont les conditions qui permettent à un élément de former des ions stables ... et pour cela, nous avons besoin de la théorie orbitalaire.

Ce n'est pas parce qu'un atome possède un doublet électronique, qu'il fera des liaisons datives ! En réalité, bon nombre d'atomes peuvent désapparier leur doublet afin de réaliser des liaisons covalentes normales. Les principaux atomes qui ne le peuvent pas sont l'oxygène et l'azote

 

Patager des électrons, c'est aussi potentiellement en gagner ou en perdre

 

Les atomes partagent des électrons pour faire des liaisons et en fonction de leur électronégativité ... les électrons se rapprochents d'un atome et s'éloignent de l'autre.

Ce déplacement d'électrons amènent une différence dans l'entourage électronique des atomes par rapport à celle de l'élément dans le tableau périodique. Nous attribuerons donc :

• une charge positive (+) chaque fois qu'un atome est lié à un atome plus électronégatif que lui
• une charge négative (-) chaque fois qu'un atome est lié à un atome moins électronégatif que lui
• pas de charge si cet atome est lié à un atome d'électronégativité identqiue.

Notons qu'une double liaison impliquera le transfert de deux électrons. Une triple impliquera le transfert de 3 électrons ...

 

 

 

Classer les molécules

 

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).

 

 

 

 

Dessiner les molécules

 

Déterminer la masse des molécules

Un paramètre important, dont nous nous servirons souvent en chimie, est la masse des molécules. Elle nous permettra de déterminer des quantités de matière par la suite.

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)

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 !

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 × 10²³ et 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 × 10²³ entités (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 × 10²³ atomes 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 ?

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

 

 

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 :

C

C

HCO3-	ion hydrogénocarbonate
CO3--	ion carbonate

N

N

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

P

P

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

S

S

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

Halogènes

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

 

La nomenclature est une étape importante dans l'apprentissage de la chimie. Il s'agit d'apprendre à nommer correctement chacune des molécules existantes afin de pouvoir communiquer correctement entre scientifiques. C'est l'Union internationale de chimie pure et appliquée (IUPAC) qui développe et met à jour ce système de nomenclature international.

Cette partie, parfois vue comme rébarbative à cause des règles qu'elle impose, doit être vue, non pas comme un apprentissage par coeur mais comme un savoir faire que l'on développe en appliquant des règles fixées à chaque molécules. Prendre les règles à côté de soi lorsque lon fait des exercices est donc important.

 

 La nomenclature en chimie minérale

+ - Les dérivés métalliques : MO et MOH Click to collapse

La nomenclature de ces dérivés est la plus simple, elle se résume à une règle :

Nom du dérivé + de (d') + nom du métal + (valence)

Le nom du dérivé sera simplement :

• Oxyde pour les MO (oxyde métallique)
• Hydroxyde pour les MOH (hydroxyde métallique)

Comme en français, si le nom du métal commence par une voyelle, on éludera le 'e' du de pour donner d'

Suivra ensuite le nom du métal, celui qui est inscrit dans le tableau périodique des éléments.

Finalement, si le métal possède plusieures valences, nous indiquerons cette dernière en chiffres romain entre parenthèse. Cela ne concerne que quelques éléments de la famille des métaux de transition dont nous reprenons les plus courants dans le tableau suivant : 

	+I	+II	+III	+IV	+V	+VI
Fer (Fe)		Fe2+	Fe3+
Cuivre (Cu)	Cu+	Cu2+
Chrome (Cr)			Cr3+			Cr6+
Titane (Ti)		Ti2+	Ti3+
Plomb (Pb)		Pb2+		Pb4+

Exemples :

• NaOH = hydroxyde de sodium
• FeO = Oxyde de fer (II)

+ - Les dérivés non-métalliques XO, HXO et HX (XHn) Click to collapse

Les oxydes métalliques (MO)

préfixe + Oxyde + de (d') + nom du non-métal  

Le préfixe va dépendre du rapport du nombre d'oxygène de la molécule par rapport au nombre de non-métal selon le tableau suivant :

 

Comme en français, si le nom du non-métal commence par une voyelle, on éludera le 'e' du de pour donner d'

Suivra ensuite le nom du non-métal, celui qui est inscrit dans le tableau périodique des éléments.

Exemples :

• N₂O₃ = Sesquioxyde d'azote (ou hémitrioxyde d'azote)
• CO = Monoxyde de carbone

Les acide ternaires ou oxacides (HXO)

Acide préfixe  +  nom du non-métal + suffixe

Le nom du non-métal peut-être un peu adapté selon le tableau suivant :

Nom de l'élément	Nom utilisé
Azote	Nitr
Soufre	Sulfur

Les autres non-métaux perdent leur 'e' final.

Les préfixes et les suffixes sont fonction de la richesse en oxygène selon le tableau suivant :

Richesse en O	Préfixe	Suffixe
Très pauvre	Hypo	eux
Pauvre		eux
Riche		ique
Très riche	Per	ique

Le soucis de la richesse, c'est qu'elle est relative, on est toujours pauvre ou riche par rapport à d'autres; l'application de cette règle nécessite de savoir combien d'acides ternaires il existe pour chaque non-métal; le tableau suivant reprend les plus fréquents :

	Très pauvre	Pauvre	Riche	Très riche
Carbone			H2CO3
Azote		HNO2	HNO3
Soufre		H2SO3	H2SO4
Phosphore	H3PO2	H3PO3	H3PO4
Chlore, brome et iode (X)	HXO	HXO2	HXO3	HXO4

Exemples :

HClO = acide hypochloreux

H₂SO₃ = acide sulfureux

HBrO₄ = acide perbromique

HNO₃ =  acide nitrique

Les exceptions

Malheureusement, il existe des exceptions ou du moin, des molécules qui ne répondent pas complètement à cette nomenclature ; il existe différents cas :

Les thioacides

Les thioacides sont des HXO auxquels, on a substitué un atome d'oxygène par un atome de soufre. Ainsi la molécule H₂S₂O₃ dérive directement de l'acide sulfurique (H₂SO₄) auquel on a remplacé un oxygène par un soufre. Dès lors, on l'appelera l'acide thiosulfurique. 

La règle sera donc d'ajouter 'thio' en préfixe

Les diacides

Les diacides sont des acides provenant de l'association de deux molécules d'acide avec création d'une molécule d'eau (on appelle cela la condensation de deux molécules). Un exemple provient des acides du chrome : alors que l'acide H₂CrO₄ est apppelé acide chromique, en les association, on arrive à la molécule H₂Cr₂O₇, appelée acide dichromique.

2 H₂CrO₄   -->    H₂Cr₂O₇   +  H₂O

La règle sera donc d'ajouter 'di' en préfixe

• Les acides des métaux de transition

C'était déjà le cas précédemment avec l'acide chromique, certains métaux produisent aussi des acides. Il s'agit de certains étages d'oxydation de métaux de transition.  La majorité d'entre eux respectent bien les règles de nomenclature. Par contre, les acides du manganèse (Mn) sont particuliers ainsi :

• H₂MnO₄ = acide manganique
• HMnO₄ = acide permanganique

Le mieux est de noter cette différence, de la connaître.

Les acides peuvent aussi être considérés comme des sels (MXO) d'hydrogène. Ils ont donc deux noms. Nous apprendrons ce second nom dans la partie réservée aux sels en remplaçant le nom du métal par 'hydrogène'.

Les acides binaires ou hydracides (HX)

Acide  nom du non-métal + hydrique

Le nom du non-métal peut-être un peu adapté selon le tableau suivant :

Nom de l'élément	Nom utilisé
Soufre	Sulf

Les autres non-métaux perdent leur 'e' final.

Exemples :

• H₂S = acide sulfhydrique
• HBr = acide bromhydrique

Les acides peuvent aussi être considérés comme des sels (MX) d'hydrogène. Ils ont donc deux noms. Nous apprendrons ce second nom dans la partie réservée aux sels en remplaçant le nom du métal par 'hydrogène'.

Les bases non-métalliques (XHn)

Quelques molécules contenant des non-métaux (ou métalloïdes) ne forment pas d'acides mais des bases. Voici un tableau comportant leurs structures; leur nom usuel (en vert) et des noms officiels peu utilisés.

NH3	Ammoniac	Azane
PH3	Phosphine	Phosphane

Ces bases mènent à des ions dont un est très important, l'ammonium

NH4+	Ammonium
PH4+	Phosphonium

Le suffixe 'ane' est utilisé en référence aux 'alcanes' en chimie organique  ; ces composés ne comportant que des atomes de carbone et d'hydrogène. D'autres composés non métalliques ne sont pas des bases : 

BH3	Borane
SiH4	Silane
CH4	Méthane

+ - Les sels (MX, MXO et hydrogénosels) Click to collapse

Les sels binaires ou sels d'hydracides (MX)

nom du non-métal + ure + de (d') + nom du métal + (valence)

Le nom du non-métal peut-être un peu adapté selon le tableau suivant  (le même que pour les HX) :

Nom de l'élément	Nom utilisé
Soufre	Sulf

Les autres non-métaux perdent leur 'e' final.

Finalement, si le métal possède plusieres valences, nous indiquerons cette dernière en chiffres romain entre parenthèse. Cela ne concerne que quelques éléments de la famille des métaux de transition dont nous reprenons les plus courants dans le tableau suivant (le même que présenté pour les oxydes et hydroxydes métalliques) : 

	+I	+II	+III	+IV	+V	+VI
Fer (Fe)		Fe2+	Fe3+
Cuivre (Cu)	Cu+	Cu2+
Chrome (Cr)			Cr3+			Cr6+
Titane (Ti)		Ti2+	Ti3+
Plomb (Pb)		Pb2+		Pb4+

Exemples :

• NaCl = Chlorure de sodium
• PbF₂ = Fluorure de plomb (II)

Les sels ternaires ou sels d'oxacides (MXO)

préfixe  +  nom du non-métal + suffixe + de (d') + nom du métal + (valence)

Le nom du non-métal peut-être un peu adapté selon le tableau suivant :

Nom de l'élément	Nom utilisé
Azote	Nitr
Soufre	Sulf

Les autres non-métaux perdent leur 'e' final.

Les préfixes et les suffixes sont fonction de la richesse en oxygène selon le tableau suivant :

Richesse en O	Préfixe (identique aux HXO)	Suffixe
Très pauvre	Hypo	ite
Pauvre		ite
Riche		ate
Très riche	Per	ate

Finalement, si le métal possède plusieres valences, nous indiquerons cette dernière en chiffres romain entre parenthèse. Cela ne concerne que quelques éléments de la famille des métaux de transition dont nous reprenons les plus courants dans le tableau suivant (le même que présenté pour les oxydes et hydroxydes métalliques) : 

	+I	+II	+III	+IV	+V	+VI
Fer (Fe)		Fe2+	Fe3+
Cuivre (Cu)	Cu+	Cu2+
Chrome (Cr)			Cr3+			Cr6+
Titane (Ti)		Ti2+	Ti3+
Plomb (Pb)		Pb2+		Pb4+

Exemples :

• Na₂SO₄ = Sulfate de sodium
• Cu(ClO)₂ = hypochlorite de cuivre (II)

Les hydrogénosels (MHX et MHXO)

Lorsqu'un acide (HX ou HXO) possède plusieurs hydrogènes acides, il est possible de ne faire réagir qu'une partie de ces hydrogènes en mettant moins de base que nécessaire à la réaction complète (nous en reparlerons pls longuement après). Ces sels possèdent donc encore la possibilité de réagir avec des bases, ce sont des sels acides, aussi appelés hydrogénosels.

Exemple :

H₂SO₄ + NaOH --> NaHSO₄ + H₂O

NaHSO₄ + NaOH --> Na₂SO₄ + H₂O

NaHSO₄ est appelé hydrogénosulfate de sodium pour le diférencier du sulfate de sodium (Na₂SO₄)

La règle sera donc d'ajouter 'hydrogéno' en préfixe pour chaque hydrogène acide restant.

Avec deux hydrogènes, le NaH₂PO₄ s'appelera le dihydrogénophosphate de sodium.

Les exceptions

Malheureusement, il existe deux exceptions qui sont les deux acides du phosphore H₃PO₃ et H₃PO₂ . Ce problème provient de la structure même de ces deux molécules qui a une implication importante sur leurs propriétés chimiques.

	H3PO4 La molécule d'acide phosphorique ne pose aucun soucis, nous la prenons comme exemple. Nous pouvons voir qu'elle contient 3 groupements O-H, la différence d'électronégativité entre l'oxygène et l'hydrogène étant assez importante (1,3), ces 3 hyrogènes sont, comme pour la toute grande majorité des HXO, acides. La réaction de cette molécule avec des bases permet de générer 3 ions : H2PO4- = l'ion dihydrogénophosphate HPO4-- = l'ion hydrogénophosphate PO4--- = l'ion phosphate
	H3PO3 La molécule d'acide phosphoreux, elle, a un oxygène en moins. L'atome d'oxygène qui n'et pas présent est l'un des trois qui portait un hydrogène dans la molécule d'acide phosphorique. On a alors un hydrogène directement lié à l'atome de phosphore. La différence d'électronégativité n'est plus que de 0,3. Cette liaison P-H n'est plus assez polarisée que pour générer un hydrogène acide (capable de partir sous forme de H+), cet acide n'a plus que deux fonctions acides, ne générant que deux ions : H2PO3- = ion hydrogénophosphite HPO3-- = ion phosphite Comme un hydrogène n'est plus acide, nous ne mettons pas hydrogéno pour lui, il y a donc une différence entre le nombre d'hydrogènes portés par la molécule et le nombre de préfixes 'hydrogéno' représentant des hydrogènes acides dans le nom.
	H3PO2 Le même scénario se reproduit pour la molécule d'acide hypophosphoreux amenant cette fois deux liaisons P-H et donc deux des trois hydrogène ne sont plus acides. Il ne reste alors à l'acide qu'une seule fonction, amenant un seul ion : H2PO2- = ion hypophosphite

 

 

 

La géométrie repose sur un principe ultra simple : tant les liaisons que les doublets libres sont constitués d'électrons qui cherchent à se repousser au maximum. A partir de là, si on regarde le nombre de doublets ou de liaisons (quelles soient simples, doubles ou tripples) qui entourrent un atome, on va pouvoir définir la géométrie optimale pour cet atome ... et d'atome en atome ... décrire la géométrie moléculaire.

 

Une approche simplifiée de la géométrie moléculaire

 

Une approche simplifiée consiste à compter le nombre de voisins qu'à l'atome central et à se référer à une association entre ce nombre de voisin et la géométrie de cet atome.

Définissons un voisin comme une densité électronique présente dans une direction de l'espace. Un voisin cela peut donc être un doublet libre sur un atome, une liaison simple mais aussi une liaison double ou triple.

Il nous suffit alors de les comptabiliser et de se référer au tableau suivant qui donne la meilleure façon d'éloigner au maximum ces voisins.

Ceci nous donne la géométrie de l'atome central qui peut différer de celle de la molécule si il y a des doublets libres sur l'atome.

De plus, comme nous considérons comme un seul et même voisin un doublet libre basé sur l'atome (et donc qui l'encombre plus) ou une liaison dont la densité électronique est déportée plus loin de l'atome, nous devons apporter une correction aux angles. En effet, deux doublets libres se repoussent plus que ce que se repoussent un doublet libre et une liaison. Finalement deux liaisons se repoussent moins.

Prenons l'exemple de la molécule d'eau (H2O) : L'atome d'oxygène possède deux électrons célibataires et deux doublets A l'aide de ses deux électrons célibataires, il lie les deux atomes d'hydrogène Au total, l'atome d'oxygène a 4 voisins et a donc une géométrie tétraèdrique Le deux doublets vont se repousser d'avantage que les deux liaisons, l'angle entre les deux atomes d'hydrogène va diminuer, il passera de 109,4° à 103° L'animation de droite montre une molécule d'eau (sans les doublets représentés) avec au départ un angle de 109,4°, puis l'optimisation de l'angle en prenant en compte les répusions. On obtient alors une molécule coudée.

La géométrie moléculaire par Gillespie

 

La méthode de Gillespie prend en compte directement tous les paramètres afin d"obtenir à la fois la géométrie de l'atome central et celle de la molécule. Le revers de la médaille est que les associations sont plus nombreuses.

Pour y arriver, Gillespie va utiliser une notation particulière pour décrire l'entourage de l'atome central :

AXnEm

A représente l'atome central X les liaisons (n est le nombre de liaisons simples, doubles ou triples) E les doublets libres (m est le nombre de doublets présents sur l'atome)

Les changement amenés par Gillespie peuvent être classés de la même manière que ceux de la méthode simplifiée. En réalité cette méthode simplifiée correspondent au premier cas de Gillespie, celui d'un atome central sans doublet.

 

Pour chaque catégorie de molécule possédant un atome central, il y aura d'autres conformation décrites par Gillespie 

 

Un résumé visuel

 

Un outil pour réaliser les exercices

 

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Cet outil vient unifier ce que nous avons appris. Il va pouvoir vous aider gràce à ses deux voies de lecture : il s'agit tout d'abord d'un tableau reprenant les caractéristiques des structures de Gillespie. Ceci signifie que lorsque vous avez la structure AXE d'une molécule, vous pourrez retrouver la géométrie de la molécule simplement car chaque ligne reprend le nombre de liaisons (X) et chaque colonne le nombre de doublet (E). A l'intersection d'une ligne et d'une colonne données, vous aurez la géométrie de la molécule correspondant à la structure de Gillespie. de plus, les couleurs vous montrent le lien entre les structures apparentées : le blanc pour les molécules de type AX (un voisin) le jaune pour les molécules de type AX2 et leurs dérivés de type AXE (deux voisins) l'orange pour les molécules de type AX3 et leurs dérivés de type AX2E et AXE2 (trois voisins) le rose pour les molécules de type AX4 et leurs dérivés de type AX3E, AX2E2 et AXE3 (quatres voisins) le rouge pour les molécules de type AX5 et leurs dérivés de type AX4E, AX3E2 et AX2E3    (cinq voisins) le bordeau pour molécules de type AX6 et leurs dérivés de type AX4E et AX3E2 (six voisins)

 

Une implication du type de liaison et de la géométrie : la polarité

 

La polarité des molécules est une notion très importante car elle va permettre d'expliquer énormément de propriétés physiques et chimiques des matières. Cette notion se base sur deux autres concepts vus précédemment :

• La structure des molécules et plus particulièrement les types de liaisons présentes dans les molécules
• la géométrie des molécules

Une molécule est dite polaire si globalement, elle ressemble à un dipôle. C'est à dire si on peut la résumer à une partie positive, une partie négative séparées par une distance.

Dans cette animation, nous considérons une molécule simple, linéaire : celle de HCl. Nous représentons autour de chaque atome leur densité électronique. L'atome de chlore étant plus électronégatif que l'atome d'hydrogène, il attire à lui la densité électronique de l'hydrogène. Il gagne peu à peu un électron alors que peu à peu l'hydrogène le perd. Comme l'électron ne sera pas arraché par le chlore (la différence d'électronégativité n'est pas suffisante), on attribuera au chlore une charge partielle négative et à l'hydrogène une charge partielle positive. On aura entre les deux une liaison covalente normale polarisée. Dans cet exemple, on a donc une chage positive et une charge négative qui sont séparées par une distance (qui est la distance de liaison entre le chlore et l'hydrogène)

 

Pour qu'une molécule soit polaire, il faut :

• des charges sur les atomes
  • des ions (une différence d'électronégativé supérieure à 1,7)
  • des liaisons normales polarisées (différence d'électronégativité entre 0,5 et 1,7)

• une géométrie qui sépare la somme des charges + de la somme de charges -

 

Dès qu'une molécule sera ionique (formée d'ions), elle sera forcément polaire car les ions sont chargés et ne sont pas attachés entre eux. Ils interagissent seulement entre eux ; ils sont assez libres les uns par rapport aux autres (la distance entre eux n'est pas fixe ; elle change).

 

 

Par contre, si elle ne possède que des charges partielles, il faudra évaluer sa géométrie afin de savoir si elle est polaire ou non.

En chimie minérale, les molécules sont souvent davantage polarisées et plus petites. Comparons quelques molécules pour comprendre comment savoir si une molécule est polaire ou non polaire.

 

Nous pourrions continuer ainsi les exemples. Nous remarquons qu'il va être difficile de créer des règles simples. En effet, quelque soit la géométrie, nous trouvons des molécules polaires et non polaires. De plus, en regardant la molécule de CO₂ ou de BCl₃, nous pourrions avoir tendance à penser que si l'atome central est connecté à plusieurs fois le même atome, la molécule serait non polaire ... mais la molécule de H₂O vient contredire cette tendance.

 Il va falloir appliquer la définition de la polarité à chaque molécule et voir si la somme des chaeges + et des charges - sont au même endroit ou non.

 

 

 

Maintenant que nous avons compris ce qu'est une molécule, quelles sont leurs structures, il est important d'aborder un point ... Comment les molécules interagissent-elles ensembles. On ne parle plus de liaisons ici mais d'interactions.

Les interactions sont plus faibles que les liaisons, elles se font et se défont. Elles assurent la cohésion de la matière.

Toutes les interactions entre les molécules sont basées sur le même principe. Sur les molécules, sont présentes ou peuvent apparaitre des charges (+ ou -). L'attraction entre ces charges opposées sera l'interaction. Cette interaction sera d'autant plus forte que la charge est importante ...

 

Les interactions ions-ions (faussement appelées "liaisons ioniques")

L'interaction la plus évidente est l'interaction entre des ions. Les ions + et les ions - s'attirent. Certaines molécules dont les différences d'électronégativité sont très importantes sont toujours constituées d'ions (même à l'état solide) ; on les appelle des corps ioniques. Il s'agit de l'interaction la plus forte, car les charges sont des charges formelles (des charges entières donc). C'est par exemple le cas de la molécule de chlorure de sodium (NaCl).

 

Modélisation d'un cristal de NaCl. En vert, l'ion chlorure et en mauve, l'ion sodium.		Modélisation des interactions entre deux ions. La distance entre atome change constamment. Ce n'est donc pas une liaison.

 

Les ponts hydrogènes (faussement appelés "liaison hydrogène")

Les ponts hydrogènes sont des interactions très importantes mais applicables à peu de molécules. Il faut que les molécules respectent 3 conditions :

• être polaire
• posséder un atome d'hydrogène chargé positivement
• posséder un atome donneur de doublet d'oxygène, d'azote ou de fluor (O, N, F)

Certaine molécules telles que l'eau (H₂O), l'ammoniac (NH₃) ou encore le fluorure d'hydrogène (HF) sont des représentants classiques de ce type d'interactions. En chimie organique (nous y reviendrons) les amines, les alcools et les acides sont concernés par ces interactions.

L'interaction est formellement une attraction entre l'hydrogène chagé positivement et l'atome possédant un doublet.

Animation montrant deux molécules d'eau en interaction (pont Hydrogène en tirets jaunes).

 

Les forces de Van der Waals (les car il y en a 3 types !) 

Il est toujours question d'interactions entre dipôles mais, des interactions de plus en plus faibles.