Composants chimiques

La chimie est la science qui relie les atomes Quels types de connexions forment les atomes ?

Les 3 plus importants d’entre eux sont :

• liaison ionique 
• liaison covalente
• lien métallique

Et comme spécialité de la chimie inorganique :

• composés complexes

Mineur mais non moins important

• liaisons hydrogène
• Forces de Van der Waals ou de Londres

La liaison ionique

Ci-dessus, nous avons appris à connaître les ions ou les cations et les anions.

Une liaison ionique est constituée d’un cation et d’un anion.

Exemple simple:

NaCl, sel de table. Le cation est le cation sodium Na+ et l’anion est l’anion chlorure Cl-.

Le sodium élémentaire perd un électron et devient un cation. L’atome de chlore accepte cet électron et devient un anion.

Les atomes métalliques forment des cations et les non-métaux forment des anions.

Les molécules ou les composés polyatomiques peuvent former à la fois des cations et des anions.

Exemple nitrate d’ammonium, NH4NO3, NH4+ et NO3-.

Les métaux alcalins peuvent donner 1 électron, les métaux alcalino-terreux 2, l’aluminium, Al, 3 et les métaux de transition plusieurs électrons.

Ru et Os (ruthénium et osmium) peuvent donner jusqu’à 8 électrons.

Cr, Fe, Mo, W, Ir et Po donnent jusqu’à 6 électrons et Mn, Tc, Re jusqu’à 7 électrons.

KMnO4, permanganate de potassium, les cations, potassium, K et manganèse. K ionise 1, Mn jusqu’à 7 électrons.

Le permanganate de potassium (K+, Mn7+ et 4 O2-) est un composé important utilisé à la fois en chimie organique comme agent oxydant et en chimie inorganique.

énergie d’ionisation

L’énergie qu’un atome libère lorsqu’il gagne un électron est appelée affinité électronique.

Cl + e- → Cl-

Lorsqu’un atome de chlore gagne un électron, de l’énergie est libérée. -328kj/mol.

Lorsqu’un électron s’approche d’un atome, il est attiré par le noyau et repoussé par ses électrons. En fonction de cela, de l’énergie est libérée ou doit être dépensée en conséquence. Avec l’hélium, il faut 21kJ/mol pour absorber un électron.

Nomenclature de quelques ions et composés ioniques

Cl- = chlorure, F- = fluorure, Br- = bromure, I- = iodure

CaCl2 = chlorure de calcium, (Ca2+ et 2 Cl-). Ce sel est utilisé comme agent desséchant dans les laboratoires. Le tube de séchage en est rempli.

Fluorure de sodium, NaF, Na+ + F-, ingrédient principal du dentifrice.

KMnO4, permanganate de potassium

Noms de quelques anions importants avec 2 éléments ou plus:

Les autres gaz nobles comme Ne, Argon, Ar, Krypton, Kr, Xénon, Xe et Radon, Rn, ont 8 électrons dans la sphère la plus externe et ne peuvent pas former de liaisons, pourquoi cela sera expliqué dans les leçons supérieures.

La règle de l’octet de G.N. Lewis s’explique maintenant comme suit : s’il manque un ou plusieurs électrons dans la sphère la plus externe, le nombre correspondant de liaisons se forme.

La règle de l’octet est valable pour les non-métaux, en particulier pour les groupes principaux 4 à 7 de la 2ème période.

Les électrons de la sphère la plus externe d’un atome sont appelés électrons de valence.

Le nombre d’électrons de valence des éléments C, N, O, F (y compris tous les halogénures restants Cl, Br et I) est de 4, 5, 6 et 7 et correspond au numéro de groupe principal respectif.

Pour rappel, les gaz nobles ont 8 électrons de valence !

Combien de liens un élément peut-il former ?

8 – nombre d’électrons de valence, (8 – EV)

• Carbone C, a 4 VE, 8 – 4 = 4
• liaisons L’azote, N, a 5 VE, 8 – 5 = 3
• liaisons Oxygène, O, 8 – 6 = 2
• liaisons et F, Cl, Br, I, 8 – 7 = 1 = 1 liaison chacun

Revenons maintenant aux formules de structure ci-dessus :

Chaque atome doit avoir 8 électrons autour de lui pour que la règle de l’octet soit vraie. Important! Dans le cas des formules développées, les paires d’électrons non liées doivent également être dessinées !

Pour expliquer la figure ci-dessus : CO2, dioxyde de carbone : 1 raie contient 2 électrons, une paire d’électrons. Les lignes doubles contiennent donc 4 électrons de liaison.

Les deux lignes gauche et droite de l’élément, O sont des paires d’électrons non liés, 4 électrons chacun.

Electronégativité et Dipôle

L’électronégativité est une mesure de la volonté d’un élément de perdre ou de gagner un électron.

Une grande électronégativité se trouve dans les non-métaux. Le fluor, F, est l’élément le plus électronégatif avec une valeur de 4,0.

En revanche, les métaux alcalins et alcalino-terreux présentent une faible électronégativité.

Le potassium, le K, le césium, le Cs et le rubidium, le Rb ont la plus petite électronégativité avec 0,8.

Ces valeurs d’électronégativité (voir tableau ci-dessous) sont relatives, non exactes, et n’ont pas d’unité. Les valeurs sont basées sur des mesures d’énergies de liaison.

Par rapport au tableau périodique, l’électronégativité augmente de gauche à droite. Au sein du groupe, ils décroissent de haut en bas.

L’électronégativité des gaz nobles est nulle !

dipôle, moment dipolaire

Les composés constitués d’atomes avec une électronégativité différente (ou des différences de charge) ou qui n’ont pas de symétrie ont un dipôle (également appelé moment dipolaire)

Des exemples sont les halogénures d’hydrogène tels que H-Br et H-I, tous deux possédant un dipôle puisque le brome et l’iode sont plus électronégatifs que l’hydrogène.

L’hydrogène, le H2, le chlore, le Cl2 et l’oxygène ne peuvent pas avoir de dipôle, leurs différences de charge sont nulles.

Les dipôles ou les moments dipolaires de composés plus complexes peuvent être calculés ou déterminés mathématiquement ou géométriquement. Plus à ce sujet en mathématiques et en physique ou en cours supérieurs.

L’eau, H2O et l’ammoniac, NH3 ont un dipôle. Le moment dipolaire de l’eau avec un angle de 109° peut être calculé en utilisant la loi des cosinus.

Le CO2 n’a pas de dipôle, < O == C == O > est étiré. L’unité du moment dipolaire est Coulomb*mètre ou Cm en abrégé. C’est une entité physique. Une unité plus ancienne pour le moment dipolaire est debye.

Le lien métallique

Plus des trois quarts de tous les éléments sont des métaux.

Les propriétés les plus importantes des métaux sont : une conductivité thermique élevée, un lustre métallique, une malléabilité et une conductivité électrique élevée.

Dans la liaison métallique, c’est-à-dire dans un morceau de métal élémentaire, les électrons nagent dans une mer d’électrons. Parce que les noyaux atomiques du métal correspondant oscillent d’avant en arrière, la conductivité électrique existante est limitée. L’électricité est donc chère.

Parce que les métaux ont une faible électronégativité, ils perdent facilement des électrons et deviennent des cations.

De plus, les densités des métaux diffèrent. Le lithium a la plus petite densité et l’osmium la plus élevée. Cependant, la plupart des métaux ont des densités plus élevées que les non-métaux.

Vous en apprendrez plus sur les métaux ci-dessous et la façon dont le courant électrique se produit sera expliquée dans les leçons supérieures.

composés complexes

Un composé complexe est constitué d’un atome central, ce sont principalement des métaux de transition. Les ions ou molécules sont disposés géométriquement autour de cet atome central et sont appelés ligands. Le ligand a une seule paire d’électrons, qu’il met à la disposition de l’atome central. (Si une molécule met une paire d’électrons à la disposition du partenaire de réaction, il s’agit alors d’une base dite de Lewis, nous en reparlerons plus tard)

Le type de liaison entre le ligand et l’atome central peut être covalent ou ionique. Le nombre de ligands liés à l’atome central s’appelle le nombre de coordination et le corps créé s’appelle le polyèdre de coordination.

Pour la plupart des complexes, les nombres de coordination sont deux, quatre et six. Les polyèdres de coordination sont linéaires, tétraédriques, plans carrés et octaédriques.

La charge d’un complexe est constituée de la charge de l’atome central et de ses ligands. Les formules sont entre crochets.

Exemple Al3+ a 4 ligands sous forme d’ions chlorure Cl-, donnant [AlCl4]-. Ce composé a une structure tétraédrique.

Les complexes à 4 ligands peuvent adopter des structures planes tétraédriques et carrées. Les complexes à 6 ligands ont une structure octaédrique :

Ces 3 composés complexes sont des ions ! Les charges sont équilibrées par un contre-ion, anion ou cation correspondant : Exemple [Co(NH3)6]Cl3, son nom est le trichlorure d’hexamminecobalt(III).

Les composés complexes sont pratiquement utilisés en chimie analytique, biochimie, traitement des eaux, électrochimie et bactériologie. Des composés complexes naturels sont également présents dans l’organisme et dans la nature biologique. La chlorophylle est un complexe avec un atome central de magnésium. Il est responsable du vert des feuilles. L’hémoglobine dans le sang avec le fer comme atome central est également un complexe. Parmi les vitamines, B12, il y a la cobalamine, avec un atome central de cobalt, Co.

Plus d’informations sur les complexes ci-dessous et en particulier dans les cours avancés de chimie inorganique.

Ponts hydrogène et forces de Van der Waals ou de Londres

liaisons hydrogène

Dans la liaison hydrogène, les atomes d’hydrogène et les paires d’électrons non liés ou isolés provenant d’atomes hautement électronégatifs sont attirés les uns vers les autres. Ces connexions peuvent être désignées par des lignes pointillées : H…/O–H–O\…H. Dans le cas de l’eau, H2O, ce sont les paires d’électrons isolées sur l’atome d’oxygène qui forment des liaisons hydrogène avec l’atome d’hydrogène. Autres exemples Ammoniac, NH3, H…/NH2H…/N. et des acides halohydriques tels que HF, HCl, HBr et HI. L’eau serait gazeuse même à 0°C sans ces liaisons hydrogène et la vie n’existerait pas. De même que le noyau cellulaire, l’ADN (acide désoxyribonucléique) n’existe que grâce aux liaisons hydrogène.

Van der Waals et les forces de Londres

Ce sont des forces d’attraction intermoléculaires faibles entre molécules à dipôle. Les forces de London se produisent lorsque le nuage d’électrons d’une molécule se déforme momentanément, créant un moment dipolaire instantané.