Science ST-STE 4e sec - 2.1 Les liaisons chimiques et les molécules

(Notes STE p.35 | Notes ST p.24 )

Il existe très peu d’éléments qui à l’état naturel sont sous forme d’atomes individuels (monoatomique). La plupart des éléments ont plutôt tendance à se lier à d’autres atomes.

Une molécule est un regroupement d'atomes reliés grâce à des liaisons chimiques.

Par exemple, on voit ici une représentation d'une molécule d'eau, composée de deux atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène. Les tiges reliant les atomes symbolise les liaisons chimiques les unissant.

Pourquoi les atomes veulent toujours se lier à d’autres ? Afin de devenir stable chimiquement.

Quelle famille d’éléments est extrêmement stable ? La famille VIIIA, c'est-à-dire les gaz rares (ou nobles ou inertes).

*** On se rappellera que les gaz rares ont tous 8 électrons de valence, à l'exception de l'Hélium.

Comment les éléments arrivent-ils à devenir stable chimiquement ? En échangeant ou partageant des électrons afin d'obtenir une configuration électronique semblable à celle d'un gaz rare.

Regardons, selon la notation de Lewis, un atome de Fluor et un atome de Néon.

Qu’est-ce qui manque au Fluor pour être stable comme le Néon, c'est-à-dire imiter sa configuration électronique?

Il faudrait que l'atome de Fluor gagne un électron de valence, il pourrait donc en posséder 8, tout comme le Néon qui lui est stable chimiquement.

On voit ici que certains éléments ont donc tendance à gagner les électrons d’autres atomes lors d’une liaison chimique.

Regardons, selon le modèle Rutherford-Bohr, un atome de Lithium et un atome d'Hélium

Qu’est-ce qui manque au Lithium pour être chimiquement stable?

Il faudrait que l'atome de Lithium perde un électron de valence, il pourrait donc en posséder 2, tout comme l'Hélium qui lui est stable chimiquement.

On voit ici que certains éléments ont donc tendance à donner des électrons à d’autres atomes lors d’une liaison chimique.

Par exemple, un atome de Lithium va donner un électron à un atome de fluor pour former du fluorure de lithium (LiF).

Le Lithium perd un électron et devient chimiquement stable puisque sa configuration est semblable à celle de l’Hélium.

Le Fluor gagne un électron et devient chimiquement stable puisque sa configuration électronique est semblable à celle du Néon.

Cet échange d'électron est une liaison chimique. L'atome de Lithium et l'atome de Fluor sont donc liés chimiquement, formant du fluorure de lithium (LiF).

La règle de l’octet (Notes STE p.37 | Notes ST p.26 )

La règle de l’octet généralise la tendance des éléments à gagner ou donner des électrons et ainsi avoir la configuration électronique du gaz rare le plus près d’eux dans le tableau périodique, c’est-à-dire posséder 8 électrons de valence.

La règle du doublet

Règle pour les éléments se trouvant près de l’hélium dans la suite des éléments (H, Li, Be, B). Puisque l’hélium possède deux électrons de valence sur sa seule couche électronique, ces éléments deviendront stables lorsqu’ils se retrouveront avec 2 électrons de valence et non 8 comme les éléments près des autres gaz rares.

En regardant la liste de tous les éléments selon leur numéro atomique, il est possible de déterminer quel gaz rare est le plus près d’eux.

H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, K, Ca, …

Par exemple, le gaz rare le plus près de l'Azote dans la liste et le Néon. Lorsqu'il va être chimiquement stable, l'Azote possèdera 8 électrons de valence, tout comme le Néon.

ATTENTION!

On ne dit pas ici que les éléments veulent DEVENIR des gaz rares ou veulent RÉAGIR avec des gaz rares. On dit qu’ils veulent copier leur configuration électronique, c’est-à-dire posséder au final HUIT (ou DEUX) électrons de valence.

Le tableau périodique nous aide à prédire la tendance des éléments à gagner ou perdre des électrons.

Les halogènes ont 7 électrons de valence, ils ont donc tendance à gagner 1 électron lors d'une liaison chimique afin de devenir stable chimiquement.

Les alcalino-terreux ont 2 électrons de valence, ils ont donc tendance à donner 2 électron lors d'une liaison chimique afin de devenir stable chimiquement.

La famille IVA possède 4 électrons de valence, ils ont donc tendance à gagner OU perdre 4 électrons lors d'une liaison chimique afin de devenir stable chimiquement. Le gain ou la perte dépend de l'élément avec lequel l'atome va réagir. Un atome de Carbone va donner ses électrons s'il réagit avec un receveur d'électrons (par exemple le Fluor) et il va gagner des électrons s'il réagit avec un donneur d'électron (par exemple le Béryllium).

Les ions (Notes STE p.38 | Notes ST p.27 )

Les atomes sont généralement neutres. Ils possèdent autant de protons que d’électrons. Toutefois, quand ils tentent de devenir stables chimiquement, leur nombre d’électrons change, faisant en sorte qu’ils deviennent non-neutres.

Regardons un atome d'oxygène neutre et un second atome d'oxygène chimiquement stable. Nous ferons le bilan des charges pour les deux.

L'oxygène (Famille VIA) a tendance à gagner 2 électrons afin de devenir chimiquement stable.

Atome d'oxygène neutre

Bilan des charges: 8 protons (+)

- 8 électrons (-)

0 (Neutre)

Atome d'oxygène stable chimiquement

Bilan des charges: 8 protons (+)

- 10 électrons (-)

2- (Surplus de deux charges négatives!)

Regardons un atome de Béryllium neutre et un second atome de Béryllium chimiquement stable. Nous ferons le bilan des charges pour les deux.

Le Béryllium (Famille IIA) a tendance à donner 2 électrons pour devenir chimiquement stable.

Atome de béryllium neutre

Bilan des charges: 4 protons (+)

- 4 électrons (-)

0 (Neutre)

Atome de béryllium stable chimiquement

Bilan des charges: 4 protons (+)

- 2 électrons (-)

2+ Surplus de deux charges positives!

Regardons un atome de Sodium neutre et un second atome de Sodium chimiquement stable. Nous ferons le bilan des charges pour les deux.

Le Sodium (Famille IA) a tendance à donner 1 électron pour devenir chimiquement stable.

Atome de sodium neutre

Bilan des charges: 11 protons (+)

- 11 électrons (-)

0 (Neutre)

Atome de sodium stable chimiquement

Bilan des charges: 11 protons (+)

- 10 électrons (-)

1+ Surplus de une charge positive!

On s’aperçoit que les atomes qui acquièrent ou qui donnent des électrons lors d’une liaison chimique gagnent une charge électrique. Ils ne sont plus électroniquement neutres.

Un ion est un atome (ou groupe d'atomes dans certains) possédant une charge non-neutre suite à un gain ou une perte d'électron(s).

Exemples:

Lorsqu'un élément possède un charge de 1+ ou de 1-, on ne met pas le 1 puisqu'il est superflu.

*** À noter qu’un atome ne perd ou ne gagne JAMAIS de protons ou de neutrons. Seulement les électrons peuvent être échangés. ***

Lorsque la charge d’un atome est négative, il forme un anion.

Lorsque la charge d’un atome est positive, il forme un cation.

Ions polyatomiques (Notes STE p.40 | Notes ST XX )

Certains groupements d’atomes peuvent aussi former des ions. C’est le cas par exemple du sulfate (SO42-) ou de l’hydroxyde (OH-).

Un ion polyatomique, c’est tout simplement une molécule avec une charge électrique qui n’est pas neutre.

L’hydroxyde de sodium (NaOH) résulte de l’union d’un ion polyatomique et de l’ion Na+

Attention: Lorsqu’un ion polyatomique s’associe avec un autre ion pour former une molécule neutre, sa charge est neutralisée. Il ne faut donc plus écrire la charge dans la molécule complète.

Les liaisons chimiques (Notes STE p.41 | Notes ST XX )

La plupart des atomes, à l’exception des gaz nobles, ont une tendance naturelle à se lier chimiquement en présence d’autres atomes.

Une liaison chimique est lien qui maintient ensemble des atomes suite au partage ou à l'échange d'un atome.

Liaison ionique

Une liaison ionique est une liaison où un atome donne un ou plusieurs électrons à un autre, formant ainsi des ions.

Une liaison ionique se produit habituellement entre un métal* et un non-métal*.

*peut être remplacé par un ion polyatomique

Le métal est le donneur d’électrons .

Le non-métal est le receveur d’électrons.

Exemple: Trouve la molécule formée, lors de la rencontre d’atomes de Na avec des atomes de Cl. Dessine le tout avec la notation de Lewis.

Exemple: Trouve la molécule formée, lors de la rencontre d’atomes de Mg avec des atomes de F. Dessine le tout avec la notation de Lewis.

Le magnésium a besoin de deux atomes de Fluor afin de donner ses deux électrons car chacun des atomes de fluor ne peut accepter qu'un électorn.

Le magnisum a donné deux électrons, il forme un ion possédant une charge de 2+. Chacun des atomes de Fluor a gagné un électron, formant ainsi deux ions possédant une charge de 1-.

La charge positive de l'ion magnésium est neutralisée par la charge négative de deux ions Fluor. Il se forme donc une molécule de MgF2 neutre (neutre = autant de charges négatives que positives).

ATTENTION! L’hydrogène, même s’il est un non-métal, peut parfois former des liaisons ioniques avec certains non-métaux très électronégatifs, comme les halogènes (voir les “acides” dans la section 2.2).

Liaisons covalentes (Notes STE p.42 | Notes ST XX )

Une liaison covalente est une liaison chimique important un partage, c'est-à-dire une mise en commun, d'un ou plusieurs électrons de valence.

Une liaison covalente se produit entre deux non-métaux.

ATTENTION! Les liaisons covalentes ne forment PAS d’ions.

Exemple: Dessine deux atomes de Fluor (F) selon la notation de Lewis. Comment ces deux receveurs d’électrons peuvent satisfaire les besoins de chacun ?

On a ici une liaison entre deux non-métaux, c'est donc une liaison covalente.

On a ici une liaison entre un métal et un non-métal, c'est donc une liaison ionique.

On a ici une liaison entre deux non-métaux, c'est donc une liaison covalente.

Formation de composés binaires (Notes STE p.44 | Notes ST XX )

Les composés binaires sont des substances dont la molécule est constituée de deux sortes d'atomes ou de deux sortes d'ions.

Le sel utilisé pour déglacer les routes est fait de chlore et de calcium. Mais quelle est la formule chimique de cette substance? CaCl? Cl2Ca ? CaCl4 ???

Comment peut-on prédire la formule chimique d’une substance lorsqu’on connaît les deux éléments qui la composent?

Étape 1 : Écris le symbole chimique des éléments (ou des ions) dans le bon ordre

Si la molécule comporte un métal, écris le métal en premier.
Si tu formes la molécule avec des ions, l’ion positif est à gauche et l’ion négatif est à droite dans la formule.
Si la molécule ne comporte pas de métal, écris en à droite l’élément ayant la plus grande électronégativité.

La seule exception est l’hydrogène que l’on doit s’imaginer comme ayant inexplicablement une électronégativité se situant entre l’azote et l’oxygène. C’est la raison pour laquelle on écrit NH3 et CH4 d’un côté et H2O de l’autre. Pourquoi cette exception? Blâmez Jöns Jacob Berzelius et ses travaux faits au 19e siècle.

Étape 2 : Ajuster, au besoin, les quantités d’atomes par élément dans la molécule selon leur tendance à donner/gagner/partager des électrons.

La somme de la charge des ions doit être nulle si on travaille avec une composé ionique afin que la molécule formée soit neutre.

Exemples (version Vidéo):

Exemple: Molécule formée par du Calcium et du Chlore

Le Calcium étant un métal, il sera à gauche dans la formule de la molécule. Le Chlore étant un non-métal, il sera à droite dans la formule de la molécule.

Les ions calcium ayant un charge de 2+, il faut qu'ils se combinent à deux ions chlore ayant chacun une charge de 1- .

La molécule formée sera donc du CaCl2

Exemple: Molécule formée par de l'Hydrogène et du Nitrate

L'hydrogène formant des ions positifs, il sera à gauche dans la formule de la molécule. Le nitrate étant un ion négatif, il sera à droite dans la formule de la molécule.

Les ions hydrogène ayant un charge de 1+, il faut qu'ils se combinent à un seul ion nitrate ayant chacun une charge de 1- .

La molécule formée sera donc du HNO3

ATTENTION!

Erreur très fréquente: Un.e élève qui laisse les charges des ions en présentant la formule de sa molécule. Contre-exemple 💀 : Ca et Cl forment du Ca2+Cl-2

On devrait plutôt écrire: CaCl2

Règles de nomenclature (Notes STE p.46 | Notes ST XX )

Pour nommer des composés binaires, il faut respecter des règles bien précises.

Nommer l’élément (ou ion polyatomique) de droite en premier

a) On ajoute le suffixe "-ure" à la fin du nom, à l'exception des ions polyatomiques et quelques autres exceptions (tableau 2.4)

b) Ajouter le préfixe approprié en fonction du nombre (tableau 2.5)

Ajouter le détermine “de”

Terminer en nommant l’élément (ou l’ion polyatomique) de gauche

a) Ajouter le préfixe approprié en fonction du nombre (tableau 2.5)

ATTENTION!

ATTENTION! Dès que tu vois plus de deux éléments dans une même molécule, il y a un ion polyatomique qui s’y cache!

Exemple: CaCO3 ≠ Trioxyde de carbure de calcium ☠️

ATTENTION! Confusion entre Hydrogène/Hydroxyde et Sulfure/Sulfate

Exemple: H2S (Sulfure de dihydrogène) vs. H2SO4 (Sulfate de dihydrogène)

ATTENTION! Quand on écrit la formule d’une molécule comportant un ion polyatomique, on n’écrit pas la charge de l’ion car la molécule globale est neutre.

Exemple: Hydroxyde de potassium ≠ KOH-

Suite à la section 2.2