Contrôle 3

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Liaison covalente et structure des molécules : 

Liaison covalente et structure des molécules Chapitre 6 – Partie A 2 Formation des liaisons Liaison covalente Nombre de liaisons, état de valence Diagrammes de Lewis et règle de l’octet Liaisons sigma et liaisons pi Structure des molécules Géométrie Ions et molécules organiques Liaisons de coordinence Polarité des liaisons

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pptPlex Section Divider Généralités The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

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P1 à P7 25-29 oct P8 à P10 1-5 nov P11 à P14 8-18 nov 204 C3 : 26 novembre Labos MM1 : 2 nov MM2 : 9 nov Test MM : 16 nov (6,3 %) 205 C3 : 23 novembre Labos MM1 : 29 oct MM2 : 5 nov Test MM : 12 nov (6,3 %) 283 C3 : 22 novembre Labos MM1 : 2 nov MM2 : 9 nov Test MM : 16 nov (6,3 %)

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Corrections aux exercices : B10 p95 : remplacer Cd par Be B15 p95 : remplacer Zn par Be C10 p96 : remplacer Zn et Mg par Be Enlever A-9b) et A-11b)

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pptPlex Live Content devoir cycle covalente.doc 7

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pptPlex Live Content C:\Users\Christian\Maisonneuve\Trucs pour couler avec CD.docx 9

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pptPlex Live Content Consignes pour le test de Modèles moléculaires.doc 10

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pptPlex Live Content Structure des molécules A-10.doc 11

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pptPlex Live Content C:\Users\Christian\Maisonneuve\2009 Aut\NYA Tableau Types des solides CD.doc 13

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pptPlex Live Content devoir cycle énergétique liaison ioniqe sro corrigé.docx 14

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pptPlex Live Content C:\Users\Christian\Maisonneuve\2010 Aut\horaire des profs-A-10 final pour étudiants.doc 15

C:\Users\Christian\Maisonneuve\Cours\NYA\Laboratoires\barèmes\Baremeconsignes_NYA_A09ML.doc : 

C:\Users\Christian\Maisonneuve\Cours\NYA\Laboratoires\barèmes\Baremeconsignes_NYA_A09ML.doc pptPlex Live Content 16

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pptPlex Live Content Devoir Cycle énergétique liaison ioniqe SrO.docx

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pptPlex Section Divider Formation de la liaison covalente The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Objectifs : 

Objectifs 21 Connaître la raison de la formation des liaisons Prédire la variation de l’énergie potentielle en fonction de la distance selon les charges en présence Expliquer la formation des orbitales moléculaires à partir d’orbitales atomiques Prédire l’état de valence des différents éléments Représenter des molécules et ions complexes à l’aide de diagrammes de Lewis Prédire l’arrangement spatial des molécules et ions ainsi que les angles des différentes liaisons qui les composent Définir, nommer et dessiner les différentes orbitales moléculaires Prédire la polarité d’une molécule Calculer le moment dipolaire, les charges partielles et le caractère ionique d’une molécule

Formation d’une liaison entre deux spécimens humains : 

Formation d’une liaison entre deux spécimens humains 22 Distance entre les deux spécimens Énergie de la relation amoureuse : Théorie: Livre 3, sections 2.1, 2.2, 2.4 Exercices: A-8, 13 Guide: p. 31-32

Formation des liaisons : 

Formation des liaisons 23 C’est la tendance à l’énergie minimale qui est responsable de la formation des liaisons (plutôt que l’acquisition d’une couche électronique semblable à celle d’un gaz noble). Les atomes forment des liaisons chaque fois que cela leur permet d’atteindre un niveau d’énergie inférieur (plus grande stabilité). Comme les atomes ont différentes propriétés, il existe plusieurs types de liaisons ioniques covalentes métalliques intermoléculaires Formation d’une liaison = dégagement d’énergie Énergie d’une liaison TOUJOURS NÉGATIVE! H(g) + H(g) → H2 (g) + 436 kJ Eliaison H-H = -436 kJ/mol

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24 Un rapprochement des noyaux permet une augmentation des attractions (électron de A et noyau de B) et une diminution de l’énergie du système i.e. une variation négative de l’énergie du système. Orbitales atomiques (OA) deviennent des orbitale moléculaire (OM) : mise en commun ou au partage des électrons de la liaison. Répulsion entre les noyaux → augmentation très rapide de l’énergie. EH-H Longueur de la liaison : r0 Liaison covalente, Livre 3 noir, section 2.4 Figure 11, p23

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pptPlex Section Divider Diagramme de Lewis The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

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26 Les éléments et leurs états de valence B* C* O*

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27 Un atome forme le plus grand nombre de liaisons covalentes possibles (Emin) Règle #1 : Un atome forme autant de liaisons qu’il a d’électrons célibataires (é. c.) Config. Électonique Etat de valence H Gaz nobles F, Cl, Br, I (Halogènes) O, S, Se, Te (Chalcogènes) N, P, As (Npictogènes): Liaison covalente – Etat de valence , Livre 3 noir, section 3.3

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28 Règle #2 : Un atome peut acquérir des é. c. grâce à une excitation qui se fait toujours dans des orbitales de même niveau énergétique (même n) que les électrons de valence. Ex: BeCl2 Liaison covalente – Etat de valence , Livre 3 noir, section 3.3

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29 Règle #2a : Certains atomes forment presque toujours des composés grâce à l’état excité Liaison covalente – Etat de valence , Livre 3 noir, section 3.3

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30 Règle #2b : Certains atomes ne peuvent utilisés d’états excités car ils sont non rentables énergétiquement (les électrons devraient occuper des orbitales de n supérieurs) Liaison covalente – Etat de valence , Livre 3 noir, section 3.3

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31 Si possible, les atomes pourront former des composés à partir de leur état fondamental et de leur état excité. Les éléments des npictogènes (sauf N) Liaison covalente – Etat de valence , Livre 3 noir, section 3.3 31 P, As, Sb état de valence 3 si non excités (ex. PH3), état de valence 5 si excités (ex. PF5, AsH5, SbCl5)

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32 Si possible, les atomes pourront former des composés à partir de leur état fondamental et de leur état excité. Les éléments des chalcogènes (sauf O) Liaison covalente – Etat de valence , Livre 3 noir, section 3.3 32 S, Se, Te état de valence 2 si non excités, état de valence 4 ou 6 si excités (ex. SF4, TeCl4, SF6)

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33 Si possible, les atomes pourront former des composés à partir de leur état fondamental et de leur état excité. Les éléments des halogènes (sauf F) Liaison covalente – Etat de valence , Livre 3 noir, section 3.3 33 Cl, Br, I état de valence 1 si non excités (ex. HCl, IF état de valence 3, 5 ou 7 si excités (ex. ClF3, BrF5, IF7)

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34 Les éléments des gaz rares Ar, Kr, Xe, Rn état de valence 0 si non excités, état de valence 2, 4, 6 ou 8 si excités (ex. XeF2, XeF4) Liaison covalente – Etat de valence , Livre 3 noir, section 3.3 34

Que retenir ? : 

Que retenir ? Chaque fois que le nombre de liaisons d’un atome est supérieur à son nombre d’électrons célibataire à l’état fondamental, on suppose que ces liaisons se forment à partir d’un état excité. La promotion (excitation) se fait toujours dans des orbitales de même n que les électrons de valence (donc impossible pour N, O, F, He et Ne) Dans le cas du Be, B, C et Si, la promotion se fait systématiquement, sauf quelques rares exceptions (CO). 35

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36 À retenir : Afin d’obtenir des électrons célibataires supplémentaires Be, B, C, Si : toujours excités N, O, F : jamais excités Le reste (P, As, Sb ; S, Se, Te ; Cl, Br, I) peuvent être excités

Diagrammes de Lewis : 

H2As2O72- Diagrammes de Lewis Représentation à l’aide de symboles des électrons de valence de chaque atome Permet de prédire l’arrangement spatial des molécules

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38 Écrire config. électr. é.v. par cases quant. → 1 exemple de chaque atome Si néc.,  le nb é célib. par excitation de l’atome central Si anion, on donne é au + EN, si cation, on donne au - EN Diagramme de Lewis , Livre 3 noir, section 3.4 + Cahier labo p57-59 H2As2O72- 2x 2x 2x 5x

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39 2 Placer atomes symétriquement autour atome central (le – EN, sauf H) Diagramme de Lewis , Livre 3 noir, section 3.4 + Cahier labo p57-59

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40 Écrire config. électr. é.v. par cases quant. → 1 exemple de chaque atome Si néc.,  le nb é célib. par excitation de l’atome central Placer atomes symétriquement autour atome central (le premier dans la formule, sauf H) Dessiner é avec symboles diff., en alternance Pas d’é seul, H sur les O dans acides inorganiques (ex. H2SO4), pas de lien O-O Diagramme de Lewis , Livre 3 noir, section 3.4 + Cahier labo p57-59

Liaison covalente – Règle de l’octet : 

Liaison covalente – Règle de l’octet 41 Tendance qu’ont certain atomes à s’entourer de 8 électrons (incluant doublets libres et doublets liants) CO2 HCN C2H4 H2CO N2F2 Respect de la règle de l’octet: Non-respect de la règle de l’octet: Moins de 8 électrons: Plus de 8 électrons:

Ions : 

Ions 42 BrF4+ ClBr2- Théorie: Livre 3, section 3 Exercices: A-4, B-1 à 6, 9 à 15 Guide: p. 33 à 37

Liaison de coordinence : 

Liaison de coordinence 43 Le doublet qui assure la liaison covalente vient du même atome En dernier recours! Nécessite un atome porteur d’un doublet d’électrons et un atome ayant une orbitale vide NH4+ NO3- Une fois formée, elle n’est pas différente d’une liaison covalente ordinaire:

Liaison de coordinence : 

Liaison de coordinence 44 H2PO4- H2SO4 Théorie: Livre 3, section 5 Exercices: C-12, 13, 14a,b,d, E-5 Guide: p. 39

Règles générales pour la structure des molécules : 

Règles générales pour la structure des molécules 45 Acides inorganiques (débutent par H): les H sont sur les O Pas de peroxydes (liaisons entre O et O) Le carbone ne fait JAMAIS de liaison de coordinence Vous ne faites des cycles que lorsque c’est demandé Ne faites pas de diagrammes de Lewis simplifiés: TOUS les électrons doivent apparaître Les molécules ou ions doivent être les plus compacts possibles

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pptPlex Section Divider Géométrie des molécules The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Géométrie des molécules : 

Géométrie des molécules But: pouvoir prédire la géométrie tridimensionnelle des molécules à partir de la structure de Lewis → prédire la réactivité (synthèse de médicaments, etc.) Méthode : En regardant les angles des L covalentes simples, doubles, triples (pas doublets d’é !!!) autour d’un même atome (angle entre trois atomes, dont un central). Les angles des liaisons peuvent être déterminés expérimentalement par diffraction des rayons X. Angles courants : ~90° , ~109° , ~120°, ~180°

Doublets vs Paquets d’é : 

Doublets vs Paquets d’é Une liaison simple 1 doublet d’e-  1 paquet d’e- Ex : C  C Une liaison double 2 doublets d’e-  1 paquet d’e- Ex : C = C Une liaison triple 3 doublets d’e-  1 paquet d’e- Ex : C ≡ C Un doublet libre 1 doublet d’e-  1 paquet d’e- Ex : X:

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4 paquets d’électrons Angle ~ de 109,3o 2 paquets d’électrons Angle ~ de 180o 3 paquets d’électrons Angle ~ de 120o 6 paquets d’électrons Angle ~ de 90o, 180o 5 paquets d’électrons Angle ~ de 90o, 120o, 180o L3 p36-37

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Théorie de la répulsion des paquets d’électrons Livre 3 noir, section 3.6

Doublets vs Paquets d’é(paires d’é) vs (tas d’é projetés dans une direction) : 

Doublets vs Paquets d’é(paires d’é) vs (tas d’é projetés dans une direction) 1 paquet d’e- peut être 1 doublet d’e-  Ex : C  C Une liaison simple ou Ex : X: Un doublet libre 1 paquet d’e- peut être 2 doublets d’e-  Ex : C = C Une liaison double 1 paquet d’e- peut être 3 doublets d’e-  Ex : C ≡ C Une liaison triple

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pptPlex Section Divider Orbitales s et p The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Liaison covalente – Liaison sigma et liaison pi : 

Liaison covalente – Liaison sigma et liaison pi 62 Mise en commun de 1, 2 ou 3 doublets d’électrons: chaque doublet occupe une orbitale moléculaire (région de l’espace) – Liaison simple - Meilleure place: Liaison σ: orbitales moléculaires qui admettent l’axe des noyaux comme axe de symétrie H2: F2: HF: Les orbitales ont le même axe de symétrie, mais pas la même forme

Liaison covalente – Liaison sigma et liaison piLiaison double ou triple : 

Liaison covalente – Liaison sigma et liaison piLiaison double ou triple 63 N2: 3 liaisons, donc une liaison triple 1 liaison provient de la combinaison de 2 OA 2px 1 liaison provient de la combinaison de 2 OA 2py 1 liaison provient de la combinaison de 2 OA 2pz N N Formation d’une OM σ avec les 2 OA 2pz

Liaison covalente – Liaison sigma et liaison piLiaison double ou triple : 

Liaison covalente – Liaison sigma et liaison piLiaison double ou triple 64 Principe de Pauli:

Liaison covalente – Liaison sigma et liaison piRésumé : 

Liaison covalente – Liaison sigma et liaison piRésumé 65 OM σ: OM π: Mieux placés: Liaison la plus solide: Liaison simple: Liaison double: Liaison triple:

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pptPlex Section Divider Molécules organiques The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Les molécules inorganiques : 

Les molécules inorganiques 67 En boule autour de 1 (ou quelques) atome(s) central (aux) Pour les composés HaXbOcn- (acides inorganiques) : H sur les O et aucun lien O-O (peroxyde) Ex : H2SO4

Les molécules organiques : 

Les molécules organiques 68 Composés de C, H, O et N (en général) Chaînes de carbone Différentes façons de décrire les molécules Formule brute C2H4O2 Formule semi-développée (attention à l’ordre!) CH3COOH Formule développée C : tjrs tétravalent 4L N : tjrs trivalent 3L + 1 db. lib. O : tjrs divalent 2L + 2 db. lib. H : tjrs monovalent 1L

Les molécules organiques : 

Les molécules organiques R-COOH (acide carboxylique) R-CN (nitrile) R-CO-R (cétone) R-CHO (aldéhyde) R-OH (alcool) R-COOCH3 (ester) Groupements fonctionnels communs R-NH2 (amine) R-SH (thiol)

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Cycles C6H6 (cycle) Dans un cycle : Pas de = C = 2 doubles succ. Pas de C  C triple liaison C5H5N (cycle à 5 C et 1 N) C6H5NH2 (cycle à 6 C) C6H12 (cycle à 6 C)

Exercice - Proposez une structure de Lewis pour CH2CClCOCH2CHO : 

Exercice - Proposez une structure de Lewis pour CH2CClCOCH2CHO 71

Exercice - Proposez une structure de Lewis pour CH2CClCOCH2CHO : 

Exercice - Proposez une structure de Lewis pour CH2CClCOCH2CHO 72 Quelle est la valeur de l’angle C3-C4- C5? Combien y a-t-il de doublets libres? Combien y a-t-il de liaisons pi? Combien y a-t-il de liaisons sigma? Quelle est la géométrie autour de Cl? Quelle est la géométrie autour de C1?

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73 Diagramme de Lewis de H2SO4 De trois façons différentes : 2 liaisons datives 1 liaisons datives Aucune liaison dative

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74 Diagramme de Lewis de H2SO4 De trois façons différentes : 2 liaisons datives 1 liaisons datives Aucune liaison dative

ExerciceAjoutez les doublets libres et les doubles liaisons : 

ExerciceAjoutez les doublets libres et les doubles liaisons 75

ExerciceAjoutez les doublets libres et les doubles liaisons : 

ExerciceAjoutez les doublets libres et les doubles liaisons 76

ExerciceAjoutez les doublets libres et les doubles liaisons : 

ExerciceAjoutez les doublets libres et les doubles liaisons 77

ExerciceAjoutez les doublets libres et les doubles liaisons : 

ExerciceAjoutez les doublets libres et les doubles liaisons 78

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pptPlex Section Divider Polarité des liaisons et molécules The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

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80 Quelque chose sur l’H2O et sa polarité

Polarité des liaisons Moment dipolaire des molécules : 

Polarité des liaisons Moment dipolaire des molécules 81 Le moment dipolaire d’une molécule dépend de la Théorie: Livre 3, section 4 Exercices: C-1, 7 à 11, E-4 Guide: p. 38-39 polarité des liaisons géométrie de la molécule molécule non polaire Si slmt des L. covalentes non polaires, molécule non polaire molécule polaire Sans «  vecteur » de polarité résultant Avec «  vecteur » de polarité résultant

Moment dipolaire des molécules : 

Moment dipolaire des molécules BeFCl Polaire (non-nul) GeCl2 Non Polaire (nul) BH3 Polaire (non-nul) BeCl2 Non Polaire (moment dipolaire nul)

Moment dipolaire des molécules : 

Moment dipolaire des molécules PH3 Polaire (non-nul) CH4 Non Polaire (nul) SBr4 Polaire (non-nul) PF5 Non Polaire (nul)

Polarité des liaisons : 

Polarité des liaisons 84 Une liaison n’est jamais totalement ionique ou totalement covalente Les molécules de HCl s’orientent lorsque reliées aux bornes d’un condensateur: H-Cl H-Cl H-Cl H-Cl H-Cl - + H-Cl H-Cl H-Cl H-Cl H-Cl Moment dipolaire: Longueur de la liaison: Charge portée par les atomes:

Polarité des liaisons : 

Polarité des liaisons 85 % de caractère ionique: Le moment dipolaire permet de calculer le caractère ionique d’une liaison Exemple: on a déterminé expérimentalement que le moment dipolaire de HCl était de 3,5 X 10-30 C*m. Sachant que la longueur de la liaison H-Cl est de 0,128 nm, calculez la charge portée par chacun des atomes.

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pptPlex Section Divider Construction des modèles moléculaires The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Géométrie des paquets d’électrons ≠ géométrie de la molécule : 

Géométrie des paquets d’électrons ≠ géométrie de la molécule

Exemples: : 

Exemples: Géométrie des paquets :Td Géométrie de la molécule : Td Géométrie des paquets : Td Géométrie de la molécule : Pyramide à base triangulaire Géométrie des paquets : Td Géométrie de la molécule : Angulaire

Construction de modèles moléculaires : 

Construction de modèles moléculaires Choix des cœurs d’atomes Nombre de paquets d’électrons plus 2 fois le nombre de liaisons p Rayon covalent: 1 électron Couleur et longueur selon l’atome Rayon VdW : 1 doublet libre Couleur et longueur selon l’atome

Exemple: SF4 : 

Exemple: SF4

Cas particulier de l’hydrogène : 

Cas particulier de l’hydrogène Pas de doublet libre, mais rayon VdW Regardons H dans la liaison O-H O Rayon covalent rayon covalent rayon VdW rouge blanc blanc H

Slide 92: 

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pptPlex Section Divider Les semi-métaux The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Les éléments du tableau périodique:Les semi-métaux : 

Les éléments du tableau périodique:Les semi-métaux Chapitre 5B 94 Structure générale Les formes allotropiques du carbone Propriétés des semi-métaux

Objectifs : 

Objectifs 95 Connaître l’état des semi-métaux à température ambiante Connaître la structure du carbone diamant et du carbone graphite Connaître et expliquer les différentes propriétés des semi-métaux: conductivité, dureté, températures d’ébullition et fusion

Les semi-métaux : 

Les semi-métaux 96 Liaison métallique : électrons délocalisés

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C diamant

Les formes allotropiques du carbone : 

Les formes allotropiques du carbone 98 http://www.rsc.org/images/FEATURE-graphene-390_tcm18-116226.jpg

Les formes allotropiques du carbone : 

Les formes allotropiques du carbone 99 1) Diamant

Les formes allotropiques du carbone : 

Les formes allotropiques du carbone 100 2) Graphite

Les formes allotropiques du carbone : 

Les formes allotropiques du carbone 101 3) C60 http://1.bp.blogspot.com/_r0vN_MhA-yk/S909M9bqR1I/AAAAAAAAAIs/UX1dW6BEoDs/s1600/football.jpg

Les formes allotropiques du carbone : 

Les formes allotropiques du carbone 102 Le graphène est un cristal bidimensionnel (monoplan) de carbone dont l'empilement constitue le graphite. Il fut isolé en 2004 par Andre Geim, du département de physique de l'université de Manchester, qui a reçu pour cette découverte le prix Nobel de physique en 2010 avec Konstantin Novoselov. Il peut être produit de deux manières : par extraction mécanique du graphite (graphène exfolié) dont la technique a été mise au point en 2004, ou par chauffage d'un cristal de carbure de silicium, qui permet la libération des atomes de silicium (graphène epitaxié). http://fr.wikipedia.org/wiki/Graph%C3%A8ne 4) Graphène

Propriétés des semi-métaux: la dureté : 

Propriétés des semi-métaux: la dureté 103 Varie avec la taille des atomes: Atomes de petites tailles = liaison plus solide Plus de liaisons/ unité de volume Petite taille Grande taille Varie avec la présence de doublets libres sur les atomes Plus de doublets = moins de liaisons covalents = cohésion du solide moins forte = plus mous

Dureté des semi-métaux : 

Dureté des semi-métaux Échelle de dureté de Mohs Talc (égratigné par l’ongle; lisse et graisseux) Gypse (égratigné par l’ongle; n’est pas lisse ou graisseux) Calcite (facilement gratté par un couteau; juste gratté par le bord aigu du cuivre) Fluorite (s’égratigne avec un couteau, mais n’est pas assez dure pour égratigner le Cu) Apatite (ne s’égratigne pas avec un couteau, mais égratigne la vitre) Microline (ne s’égratigne pas avec un couteau, égratigne la vitre d’une fenêtre facilement) Quartz (égratigne une lame de couteau et de la vitre facilement) Topaze (égratigne le quartz facilement et beaucoup plus dure que toutes les autres substances) Corindon (égratigne la topaze et est comparable au composé synthétique carborindon) Diamant (égratigne la topaze et le corindon facilement; est la substance la plus dure que l’on connaisse)

Propriétés des semi-métaux: la semi-conductivité : 

Propriétés des semi-métaux: la semi-conductivité 105 La conductivité des semi-métaux ↑ avec la température (plus de mobilité), alors que celle des métaux ↓ (trop de désordre) Théorie: Livre 4 sect. 1.2 Exercices: Livre 4: A-1, 10a,d,g,k,m, F-2 Guide: p. 47 http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/8/86/Semiconductors.png http://www.electronicsandyou.com/electronics-basics/semiconductors.jpg

Slide 106: 

pptPlex Section Divider Énergie des liaisons The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Slide 107: 

107 Calcul des énergies de liaison H d’une réaction Diagramme énergétique pour la liaison covalente

Slide 108: 

108

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109

Diagramme d’énergie potentielle: Liaison covalente : 

Diagramme d’énergie potentielle: Liaison covalente À partir des atomes neutres et isolés à l’état gazeux

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L3, p54, tableau 9 Molécules diatomiques Molécules polyatomiques

Variation de l’enthalpie (H) au cours de la réaction : 

Variation de l’enthalpie (H) au cours de la réaction H = quantités de chaleur dégagée ou absorbée lors d’une réaction chimique effectuée à P constante (P atm = 101,3 kPa) Une réaction exothermique est une réaction qui dégage de l’énergie, elle aura un DH négatif H(g) + H(g)  H2(g) DHo298 = - 436 kJ/mol Une réaction endothermique est une réaction qui absorbe de l’énergie, elle aura un DH positif. H2(g) H(g) + H(g) DHo298 = + 436 kJ/mol

Réactions chimiques  réarrangements d’atomes : 

Réactions chimiques  réarrangements d’atomes La rupture de liaisons (destruction des réactifs) exige d’E La formation de liaisons (création des produits) libère d’E Si  E liaisons formées   E liaisons détruites la réaction dégage de l’E (exothermique) Si  E liaisons formées   E liaisons détruites la réaction absorbe de l’E (endothermique) E absorbée ou dégagée =  E liaisons formées -  E liaisons détruites DÉ = Éproduits - Éréactifs

Le DH dépend des conditions de température et de pression lorsqu’on fait la réaction. : 

Le DH dépend des conditions de température et de pression lorsqu’on fait la réaction. Le DHo298 est appelé variation d’enthalpie de réaction standard et réfère à la Patm = 101,3 kPa et T = 25oC (298K). DHo298 : Variation d’enthalpie standard

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L’enthalpie de formation standard d’un composé (Hf,298) représente le H de la réaction de formation d’une mole de composé par combinaison directe des éléments constituants, pris sous leur forme la plus stable (tels qu’ils existent dans la nature), à la température T. ½ H2(g) + ½ Cl2(g)  1 HCl(g) DHof,298 en kJ/mol (à T = 298 K ou 25 ºC et P = 101,3 kPa) DHof,298 : Variation d’enthalpie standard de formation

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Écrivez la réaction correspondant à la variation de l’enthalpie standard de formation (DHof,298) des composés suivants:  CF4(g)  H2SO4(g)

Slide 117: 

Écrivez la réaction correspondant au DHof,298 des composés suivants: CF4 (g) C (s) + 2 F2 (g)  CF4 (g) H2SO4 (g) H2(g) + 1/8 S8(s) + 2 O2(g)  H2SO4(g)

Le DH ne dépend pas de la façon dont se déroule la réaction : 

Le DH ne dépend pas de la façon dont se déroule la réaction On peut donc subdiviser la réaction en autant d’étapes (réalistes ou non) qu’il est nécessaire. La loi de Hess nous dit que la somme des DH des différentes étapes sera égale au DH global de la réaction. 118 1 mole du produit ou 1 mole du produit Éléments à 25o C DHf,298 (endo) DHf,298 (exo) E kJ/mol

Par contre, le DH ne dépend pas de la façon dont se déroule la réaction : 

Par contre, le DH ne dépend pas de la façon dont se déroule la réaction On peut donc subdiviser la réaction en autant d’étapes (réalistes ou non) qu’il est nécessaire. La loi de Hess nous dit que la somme des DH des différentes étapes sera égale au DH global de la réaction.

Slide 120: 

1 mole du produit ou 1 mole du produit Éléments à 25o C Atomes isolés gazeux DHf,298 (endo) DHf,298 (exo) E kJ/mol Formation des liaisons

Slide 121: 

½ H2(g) + ½ Cl2(g) H (g) + ½ Cl2(g) H (g) + Cl(g) HCl (g) E (kJ/mol) 0

Slide 122: 

L3, p54, tableau 9 Molécules diatomiques Molécules polyatomiques

Diagramme énergétique pour la formation de X Calcul du DHof,298 2A + 3B   A2B3 DHof,298 = ? : 

Diagramme énergétique pour la formation de X Calcul du DHof,298 2A + 3B   A2B3 DHof,298 = ? ½ H2(g) + ½ Cl2(g) ½ DH diss H2(g) = - ½ ÉH2 = 436/2 = 218 H (g) + ½ Cl2(g) ½ DH diss Cl2(g) = - ½ ÉCl2 = 243/2 = 121,5 H (g) + Cl(g) Somme des énergies de liaisons covalentes ÉHCl = -431 kJ/mol HCl (g) DHof,298 = -92 kJ/mol E (kJ/mol) 0 218 -92 340

Loi de Hess : 

Loi de Hess DHof,298 = 218 + 121,5 –431 DHof,298 = - 91,5 kJ/mol DHof,298 = - 92 kJ/mol ½ H2 (g) + ½ Cl2(g)  HCl(g) DHof,298 = - 92 kJ/mol

Étapes à suivre pour les cycles énergétiques des liaisons covalentes : 

Étapes à suivre pour les cycles énergétiques des liaisons covalentes Est-ce que tous les atomes sont à l’état de gazeux? Sinon : Sublimation Est-ce que tous les réactifs sont à l’état atomique? Sinon : Détruire les liaisons Formation des nouvelles liaisons covalentes

Diagramme énergétique pour la formation de CH3CH2OHCalcul du DHof,2982C(s) + 3H2 (g) + ½ O2 (g)   CH3CH2OH (g) DHof,298 = ? : 

Diagramme énergétique pour la formation de CH3CH2OHCalcul du DHof,2982C(s) + 3H2 (g) + ½ O2 (g)   CH3CH2OH (g) DHof,298 = ? 2C(s) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) 2 DHsub = 2*716,7 = 1433,4 2C(g) + 6H(g) + O (g) Liaisons formées 1 C-O : 1*(-358) 1 C-C : 1*(-346) 5 C-H : 5*(-413) 1 O-H : 1*(-463) Total : 3232 kJ/mol CH3CH2OH (g) D Hof,298 = - kJ/mol E (kJ/mol) 0 1433 ? 2990 2C(g) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) 3 DH2 = 3*436 = 1308 2C(g) + 6H (g) + ½ O2 (g) ½ DO2 = ½*498 = 249 2741

Calcul :Énergie fournie – Énergie libérée +2990 – 3232DHof,298 = -242 kJmol-1 : 

Calcul :Énergie fournie – Énergie libérée +2990 – 3232DHof,298 = -242 kJmol-1 2C(s) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) 2 DHsub = 2*716,7 = 1433,4 2C(g) + 6H(g) + O (g) Liaisons formées 1 C-O : 1*(-358) 1 C-C : 1*(-346) 5 C-H : 5*(-413) 1 O-H : 1*(-463) Total : 3232 kJ/mol CH3CH2OH (g) D Hof,298 = - kJ/mol E (kJ/mol) 0 1433 2990 2C(g) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) 3 DH2 = 3*436 = 1308 2C(g) + 6H (g) + ½ O2 (g) ½ DO2 = ½*498 = 249 2741

Slide 128: 

128

À FAIRE : 

À FAIRE Guide de lecture page 42 Prendre note que: dans le Tournier livre 3: #C-18 ne faite pas la structure de Lewis #C-19 la liaison est équivalente partout #E-14a) seulement Feuille supplémentaire en devoir

Où retrouve-t-on la liaison covalente? : 

Où retrouve-t-on la liaison covalente? 1)     Dans certains composés ioniques contenant des cations ou des anions polyatomiques :

2)   Dans les petites molécules qui forment des gaz, des liquides ou des solides moléculaires : : 

2)   Dans les petites molécules qui forment des gaz, des liquides ou des solides moléculaires : 131

3) Dans les solides covalents formés par les semi-métaux et SiO2 : 

3) Dans les solides covalents formés par les semi-métaux et SiO2

Slide 133: 

pptPlex Section Divider Liaison ionique The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Slide 134: 

134 liaison ionique Formation de la liaison ionique Diagramme énergétique : cycle de Born-Haber Énergie de la liaison ionique: énergie réticulaire

Formation de la liaison ionique : 

Formation de la liaison ionique Grande différence d’électronégativité Formation d’ions par transfert d’électrons Attraction entre les ions formés Un rapprochement des ions permet une augmentation de l’attraction donc une diminution de l’énergie du système. Les ions ne peuvent s’approcher indéfiniment sinon il y aurait fusion des noyaux et l’énergie augmenterait très rapidement.

Comparaison liaison ionique et liaison covalente : 

Comparaison liaison ionique et liaison covalente Liaison covalente Liaison ionique Le NaCl est un composé ionique :   Les solutions aqueuses de NaCl sont conductrices de courant électrique  ions liés par attraction électrique   L’analyse aux rayons X du solide NaCl cristal ionique, arrangement régulier, rayons de Na+ et Cl-

Formation d’un cristal de sodium : 

Formation d’un cristal de sodium 137

Diagramme d’énergie potentielle: Liaison covalente Liaison ionique : 

Diagramme d’énergie potentielle: Liaison covalente Liaison ionique À partir des atomes neutres et isolés à l’état gazeux À partir des ions isolés à l’état gazeux

Slide 139: 

139 1 mole du produit ou 1 mole du produit Éléments à 25o C Atomes isolés gazeux Ions isolés gazeux DHf,298 (endo) DHf,298 (exo) E Énergie réticulaire (Éliaison ionique) kJ/mol

Différence dans les cycles énergétiques: Liaison covalente Liaison ionique : 

Différence dans les cycles énergétiques: Liaison covalente Liaison ionique

Cycle de Born-Haber pour NaCl : 

Cycle de Born-Haber pour NaCl

Énergie de la liaison ionique : 

Énergie de la liaison ionique L’énergie de la liaison ionique dans le cristal ionique NaCl est égale à – 765 kJ/mol. C’est la variation négative de l’énergie du système lors de la formation du cristal ionique à partir des ions gazeux. On l’appelle aussi énergie de réseau ou énergie réticulaire. Elle est symbolisée par U.

Énergie de la liaison ionique : 

Énergie de la liaison ionique La liaison ionique n’est pas seulement un transfert d’électrons. Ce processus n’est pas favorable (endothermique). C’est le rapprochement des ions qui crée la liaison ionique (exothermique). On ne distingue pas de molécule mais un assemblage d’ions Cl- et Na+ qu’on appelle réseau cristallin. (Éliminer les exercices A-9 b, A-11b)

Étapes à suivre pour les cycles énergétiques (Born-Haber) des liaisons ioniques : 

Étapes à suivre pour les cycles énergétiques (Born-Haber) des liaisons ioniques Est-ce que tous les atomes sont à l’état de gazeux? Sinon : Sublimation Est-ce que tous les réactifs sont à l’état atomique? Sinon : Détruire les liaisons Est-ce que tous les réactifs sont à l’état ionique? Sinon : Formation de cations (énergie d’ionisation) et formation d’anions (affinité électronique) Et finalement : Formation du réseau cristallin

Cycle de Born-Haber pour la formation de SrO(s) Sr(s) + ½ O2(g)  SrO(s) DHof,298 = ? kJ/mol : 

Cycle de Born-Haber pour la formation de SrO(s) Sr(s) + ½ O2(g)  SrO(s) DHof,298 = ? kJ/mol

Même diagramme vu différemment : 

Même diagramme vu différemment Sr2+(g) + O2-(g) Sr2+(g) + 2é + O(g) Sr2+(g) + 1é + O-(g) Sr+(g) + 1é + O(g) Sr(g) + O(g) Sr(g) + ½ O2(g) Sr(s) + ½ O2(g) SrO(s) 2027 1885 963 413 164 0 -592 a) Calculez U     b) Calculez l’énergie de la liaison métallique dans Sr(s) c) Calculez l’énergie de la réaction suivante : Sr(s)  Sr2+(g) + 2é

Même diagramme vu différemment : 

Même diagramme vu différemment Sr2+(g) + O2-(g) Sr2+(g) + 2é + O(g) Sr2+(g) + 1é + O-(g) Sr+(g) + 1é + O(g) Sr(g) + O(g) Sr(g) + ½ O2(g) Sr(s) + ½ O2(g) SrO(s) 2027 1885 963 413 164 0 -592 DHAÉ2 DHAÉ1 I2 I1 Rupture O=O Subl Sr(s) DHof,298 a) Calculez U     b) Calculez l’énergie de la liaison métallique dans Sr(s) c) Calculez l’énergie de la réaction suivante : Sr(s)  Sr2+(g) + 2é

Solution : 

Solution a) U = – 592 – 2665 = - 3257 kJ/mol b) L’énergie de la liaison métallique dans Sr(s) = 0 – 164 = - 164 kJ/mol c) L’énergie de la réaction suivante : Sr(s)  Sr2+(g) + 2é Sublimation + I1 + I2 164 + ( 2027 – 413 ) = 1778 kJ/mol

Qu’est-ce qui fait qu’on obtient un composé ionique plutôt qu’un composé covalent? : 

Qu’est-ce qui fait qu’on obtient un composé ionique plutôt qu’un composé covalent? Objectif final  un plus grand bénéfice possible Plus la différence d’électronégativité entre 2 atomes est grande, plus il y a de chances qu’ils se lient par une liaison ionique. Énergie fournie Investissement Énergie dégagée Revenu Revenu - Investissement = Bénéfice

À FAIRE : 

À FAIRE Guide de lecture page 41 Tournier livre 3 exercice C-17

Slide 151: 

pptPlex Section Divider Solubilité The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Les composés ioniques et covalentsSolubilité des composés ioniques : 

Les composés ioniques et covalentsSolubilité des composés ioniques

Qu’est-ce qui fait qu’on obtient un composé ionique plutôt qu’un composé covalent? : 

Qu’est-ce qui fait qu’on obtient un composé ionique plutôt qu’un composé covalent? L’investissement requis pour la formation des ions est le principal critère qui limite la liaison ionique. Explication avec les figures 12a et b (CHM 3, p24) La liaison ionique a lieu lorsque le bénéfice (dégagement global d’énergie) est supérieur au dégagement d’énergie que permettrait la liaison covalente. Plus la différence En entre les 2 atomes est grande, plus il y a de chances qu’ils se lient par l’intermédiaire de la liaison ionique.

Critères généraux pour identifier les composés ioniques et covalents : 

Critères généraux pour identifier les composés ioniques et covalents Pour avoir un composé ionique, il faut que ∆En soit élevée : Un métal + un non-métal Un métal + anion polyatomique (SO42-, NO3-, CO32-, PO43-) Le métal peut être remplacé par NH4+ Ex : NH4Cl et NH4NO3 = Composé ionique

Critères généraux pour identifier les composés ioniques et covalents : 

Critères généraux pour identifier les composés ioniques et covalents

À faire : 

À faire Tournier livre 3 exercices A-14 et A-15

Le fait qu’on retrouve beaucoup d’ions dans l’eau à l’état naturel indique que beaucoup de composés ioniques sont solubles dans l’eau. : 

Le fait qu’on retrouve beaucoup d’ions dans l’eau à l’état naturel indique que beaucoup de composés ioniques sont solubles dans l’eau. La solubilité dépend des forces d’attraction entre les ions et de la compatibilité avec l’eau. Si l’attraction entre les ions est trop grande, la molécule d’eau n’est pas assez polaire pour détruire les attractions. On aura alors un composé insoluble ou très peu soluble dans l’eau.

La molécule H2O est une molécule polaire, ce qui fait de l’eau un solvant capable de réduire les attractions entre les ions de charges opposées. : 

La molécule H2O est une molécule polaire, ce qui fait de l’eau un solvant capable de réduire les attractions entre les ions de charges opposées. Les doublets libres Les doublets de liaison µ H H O

Structure du NaCl : 

Structure du NaCl

Animation solvatation : 

Animation solvatation

Écriture des réactions de solubilisation dans l’eau : 

Écriture des réactions de solubilisation dans l’eau

Exercices: : 

Exercices: NaNO3 MgCl2

Exercices: : 

Exercices: NaNO3 NaNO3(s) + n H2O(l)  Na+(aq) + NO3-(aq) MgCl2 MgCl2(s) + n H2O(l)  Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq)

Animation solubilité : ne pas regarder : 

Animation solubilité : ne pas regarder En retournant à l’affichage normal et en cliquant sur l’icône de droite, une animation de solubilité se lance.

Solubilité des composés ioniques : 

Solubilité des composés ioniques Cation-Anion Ex: NaCl (Na+ Cl-) Note : BeCl2 est un composé covalent

Exercices : 

Exercices Lesquels des composés suivants sont des composés ioniques insolubles ou peu solubles dans l’eau?

Exercices : 

Exercices Lesquels des composés suivants sont des composés ioniques insolubles ou peu solubles dans l’eau?

Slide 168: 

pptPlex Section Divider Les oxydes The slides after this divider will be grouped into a section and given the label you type above. Feel free to move this slide to any position in the deck.

Composés binaire de l’oxygène: Les oxydes : 

Composés binaire de l’oxygène: Les oxydes Chapitre 7 169 Oxydes basiques Oxydes acides Oxydes amphotères Variation du caractère acide/basique pour les oxydes d’un même élément

Objectifs : 

Objectifs 170 Prédire la tendance du caractère acide ou basique dans la classification périodique Pouvoir différencier les oxydes acides des oxydes basiques Connaître la réactivité des oxydes basiques avec l’eau, les acides, et les oxydes acides Connaître la réactivité des oxydes acides avec l’eau, les hydroxydes et les oxydes basiques

Les oxydes (XyOz) : 

Les oxydes (XyOz) 171 Oxydes basiques Oxydes amphotères Oxydes acides À barrer, C’est OF2 Tab 8 p 37 L4 vert

Les oxydes (XyOz) : 

Les oxydes (XyOz) 172 Oxydes basiques Oxydes amphotères Oxydes acides Tab 8 p 37 L4 vert Composés covalents Composés ioniques

Slide 173: 

173

Slide 174: 

Oxydes basiques 174 Réaction avec l’eau Oxydes acides Caractéristiques

Slide 175: 

Oxydes basiques 175 Tous les oxydes des alcalins et alcalino-terreux les plus lourds (Ca, Sr, Ba) réagissent avec l’eau pour former des hydroxydes Réaction avec l’eau à 25C Oxydes acides Caractéristiques MxOy M avec NO < 3, solide ionique à 25C O2- + H2O  2 -OH Caractéristiques Oxyde de non-métaux, semi-métaux, métaux NO > 3 Les NO ne changent pas durant les rxns. Na2O + H2O  2 NaOH Ox. M + eau hydroxyde du M 2Na+ + O2- + H2O  2Na+ + 2-OH CaO + H2O  Ca(OH)2 Ox. M + eau hydroxyde du M Ca2+ + O2- + H2O  2Na+ + 2-OH CO2 + H2O  H2CO3 N2O3 + H2O  2 HNO2 (via H2N2O4/2) Cl2O7 + H2O  2 HClO4 (via H2Cl2O8/2) P4O10 + 6 H2O  4 H3PO4 NO(P) = +5 NO(P) = +5

Slide 176: 

Réactions de neutralisation 176 Base + acide  sel + eau NaOH + HCl  NaCl + H2O Cation : base anion : acide 2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2 H2O 2 Ca(OH)2 + 2 H3PO4  Ca3(PO4)2 + 6 H2O Na+ OH- 2H+ SO42- 2Na+ SO42- Ca2+ 2 OH- 3H+ PO43- 2Ca2+ PO43-

Slide 177: 

Oxydes basiques 177 Réaction avec des acides Oxydes acides Les NO ne changent pas durant les rxns. Na2O + 2 HCl  2 NaCl + H2O Ox. M + acide sel + eau 2Na+ + O2- + H+ Cl-  2Na+ 2Cl- FeO + H3PO4  2 Fe3(PO4)2 + 3 H2O NO(Fe) = +2 NO(Fe) = +2 NO(P) = +5 NO(P) = +5 CO2 + 2 NaOH  Na2CO3 + H2O Ox. A + base sel + eau +H2O = H2CO3 Na+ OH- Na+CO32- = 2H+CO32- SiO2 + 2 NaOH  Na2SiO3 + H2O +H2O = H2SiO3 Na+ OH- Na+SiO32- = 2H+SiO32- P2O5 + 6 KOH  K3PO4 + H2O NO(P) = +5 N2O3 + Ca(OH)2  Ca(NO3)2 + H2O (via H2N2O6/2) Réaction avec des bases

Slide 178: 

Oxydes basiques 178 Réaction entre les oxydes basiques et les oxydes acides Ox B + Ox A = sel Oxydes acides CaO + N2O5  Ca(NO3)2 Ox. b + Ox a. sel CaN2O6 = Ca2+ + 2NO3- Fe2O3 + SO3  2 Fe2(SO4)3 NO(Fe) = +3 NO(Fe) = +3 NO(S) = +6 NO(S) = +6

Oxydes amphotères : 

Oxydes amphotères 179

4. Variation du caractère acide ou basique des oxydes d’un même élément : 

4. Variation du caractère acide ou basique des oxydes d’un même élément 180 Les métaux de transition peuvent former plusieurs variétés d’oxydes VO V2O3 VO2 V2O5 De façon générale, si un élément forme plusieurs oxydes: Le nombre d’oxydation le plus bas: oxyde basique Le nombre d’oxydation le plus élevé: oxyde covalent Théorie: Livre 4 sect. 4 Exercices: Livre 4: B-43c, C-3,4,15 à 17, C-19 à 26 Guide: p. 51-52