Résumé cours chimie générale CHIM-F101: Structure moléculaire

STRUCTURE MOLECULAIRE

Liaisons : forces qui maintiennent les atomes groupés ensemble et les font se comporter
comme une unité

Les liaisons entre atomes ont lieu spontanément car elles abaissent l’énergie du système
(l’état des 2 atomes est minimisé). Il y a donc libération d’énergie lors de la formation
d’une liaison.

 2 atomes proches seront toujours plus stables que 2 atomes éloignés.

Energie de liaison : énergie requise pour casser une liaison ; elle nous donne une
information sur la force de l’interaction de liaison.
Ex : EN2 = 941 hJ/mol et E O2 = 495 hJ/mol

 il faut deux fois moins d’énergie pour casser O2 que pour casser N2
 N2 est inerte (ou presque) car les liaisons sont très fortes.

Longueur de liaison : c’est la distance pour laquelle l’énergie du système est minimale
= 0,074 nm pour H2

Les différents types de liaison

Liaison ionique (ΔX ≥ 1,7)

Elle est formée par des interactions électrostatiques d’ions de charge opposées très
proches l’un et l’autre. Elle se forme quand un atome qui perd facilement des électrons
réagit avec un atome qui a une grande affinité électronique.

E = 2,31 . 10-19 J nm (Q1 Q2)
r
Q1 et Q2 = nombre de charge des ions
r = distance entre les centres des ions (en nm)

ex : pour NaCl(g) : Q1 (Na+) = +1
Q2 (Cl-) = -1
r = 0,176 nm
E molécule = -8,37 . 10 J -19

E mole de NaCl = E molécule X N Avogadro = - 504kJ/mol et E NaCl(s) = -799 kJ/mol

Rem :
- si on a H H et F F
   
H CC H FC CF
   
H H F F

L’E liaison de C  C est différente pour chaque molécule car celle-ci dépend de
l’environnement.

,La liaison ionique est en fait une liaison covalente mais où le caractère ionique
l’emporte sur le caractère covalent : la polarisation de la liaison est telle que la paire
d’électrons passe majoritairement sur l’atome le plus électronégatif qui devient un anion
alors que les moins électronégatif devient un cation.

La liaison chimique ne résulte plus de la mise en commun d’une paire d’électrons entre
2 atomes, mais de l’attraction coulombienne entre 2 ions de signe opposé. Ainsi la
liaison entre un métal et un non-métal est presque toujours ionique, alors que les
liaisons entre non-métaux sont généralement covalentes (pures) ou covalentes
polarisées.

Liaison covalente polarisée (0,5 ≤ ΔX ≤ 1,7)

Une molécule telle que HF formée de 2 atomes d’électronégativité différente (0,5 ≤ ΔX
≤ 1,7) est dite polaire ou ayant un moment dipolaire (u) (H F). Cette molécule
s’oriente – vers + ou + vers – si on l’approche d’une différence de potentiel (ici, si on
approche H F du pôle + de la ≠ de potentiel, c’est F qui se « mettra près » de la ≠)

Mise en commun de deux électrons ; le doublet ainsi formé sera plus ou moins déplacé
vers un des deux atomes selon l’électronégativité relative des atomes. Il y aura donc
formation d’un centre (le + proche de l’atome le + électronégatif) des charges négatives
(pôle négatif) et d’un centre (le + proche de l’atome le – électronégatif) des charges
positif (pôle positif).

Moment dipolaire = u = q . d (si un é- est transformé)
q = 1,6 . 10-19c
d = distance internucléaire

u réel x 100%
u calculé

unité = 1 Debye (D) = 3,336 . 10-30 cm
uth = 4,4D théorique si 1 é- est transféré
uréel = 1,83 D

La charge effective transférée (Zeff) : q = u = 1,83
d d
Zeff = 6,66 . 10 c
-20



% = 6,66 . 10-20c = 0,416  41,6 %
1,6 . 10-19c

XH = 2,2 et Xp = 4 donx Δx = 1,8

Liaison covalente pure

Lorsque les électronégativités des atomes engagés dans une liaison chimique sont
identiques (=> ΔX = 0) , les électrons sont partagés de façon symétrique entre les deux
atomes.
Ex : H  H, Cl  Cl, N N, O=O

, Liaison métallique (ΔX < 0,5)

Toujours entre 2 atomes dont les électronégativités sont faibles (x<2  entre 2 métaux)
Ex : Na Na

Liaison H

Interaction entre 2 molécules. 3 conditions sont requises pour avoir une liaison H :
1) présence de H
2) H doit être dénudé et lié à un atome électronégatif
3) Il faut un doublet non-liant sur un atome électronégatif

Orientation de l’octet (configuration du gaz noble) 
 


Règle de l’octet :Un atome tend à s’entourer d’une configuration électronique stable
(celle d’un gaz noble = 8é- = 4 paires = octet) sur sa couche externe lors de
l’édification d’une espèce chimique avec d’autres atomes identiques ou différents.
Il peut y arriver par le gain (non-métaux) ou la perte (métaux) d’électrons (formation
d’anions ou de cations) ou par le partage de paires d’électrons avec des atomes voisins
(formation de liaisons covalentes).

 2 non-métaux réagissent, ils mettent leurs é- en commun pour atteindre l’octet
 1 métal et un non-métal réagissent, les orbitales de valence du métal sont vidées pour
atteindre l’octet (-> une couche en moins), les électrons transférés au non-métal pour
que sa valence atteigne l’octet.

Ions isoélectroniques

= ions contenant le même nombre d’électrons
ex : O--, F-, Na+, Mg++, Al+++

Energie de réseau

Quantité d’énergie requise pour former un solide ionique à partir d’ions gazeux séparés.
M+(g) + X- (g)  MX(s)
L’énergie de réseau est négative (exothermique) du point de vue du système.
Ex : NaCl(g) = -506hJ/mol
NaCl(s) = - 799hJ/mol E diminue donc réaction exothermique

Exothermique : libère de la chaleur
Endothermique : consomme de la chaleur

Energie de réseau = K (Q1 . Q2)
r
Q1, Q2 = charge des ions
r = distance la plus petite entre les centres des cations et des anions