classification des composés chimiques
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Classification des composés chimiques
- Énergie d’ionisation +
- É
ner
gie
d’io
nis
atio
n +
+ Rayon atomique -
+ r
ayo
n a
tom
iqu
e -
Propriétés des composés ioniques et covalents.
• On peut distinguer les composés covalents et ioniques en observant leurs propriétés.
(Voir tableau 3.1 page 67)
Propriétés Ioniques Covalents
État (température ambiante)
Solides cristallins
durs
Liquides, gazeux ou
solides
Points de fusion et ébullition
Très élevée Bas
Conductivité électrique
Oui (liquide ou dissout)
Non
Solubilité dans l’eau
Généralement très solubles
Faiblement solubles
Un composé ionique : Le sel (NaCl)
• Solide cristallin à la température de la pièce.
• Fond à température très élevée : 801 oC
• Se dissout facilement dans l’eau
• L’eau salée conduit le courant électrique.
• Le sel fondu (à + de 801 oC ) conduit aussi le courant électrique.
Un composé covalent : Le dioxyde de carbone (CO2)
• Gazeux à la température de la pièce.• Devient liquide à –79 oC (à –80oC il est
solide)• Lorsque le CO2 est liquide (à basse
température par exemple) il conduit mal l’électricité.
• On peut dissoudre un peu de CO2 dans l’eau, surtout sous une haute pression (mais il ressort vite si la pression diminue ouvrir une bouteille de boisson gazeuse.)
• Composés ioniques
MgCl2, Pb(NO3)2, FeBr2, CaSO4, K3PO4, Al2S3, Cu2I, NaF…
• Composés covalents
H2O, C6H12O6, O2, CH4, C2H5OH, C3H8 , NH3, CH3COOH…
• En plus des propriétés que l’on peut observer chez les composés ioniques et covalents, on peut aussi prédire le type de liaison qui devrait se former entre deux atomes par leur différence d’électronégativité. (ÉN)
Une troisième tendance périodique : L’électronégativité.
Lors des réactions chimiques, certains atomes cherchent à s’approprier des __________ des autres atomes afin de remplir leur dernier niveau (8 ou 2 électrons).
Certains atomes attirent plus fortement ces électrons que d’autres.
électrons
Cette tendance à attirer les électrons des autres s’appelle ______________.
Chaque élément a un indice d’électronégativité qui varie de _____ (-) à ____(+).
électronégativité
0.7 3.97
Plus le rayon atomique est _______, plus les électrons voisins sont loin du noyau. L’indice d’électronégativité est donc plus ________. Les valeurs d’électronégativité sont donc de plus en plus _______ en descendant dans une famille et de plus en plus _______ en avançant dans la même période. Les ________ n’ont pas de valeur d’électronégativité car ils ne cherchent pas à s’approprier des électrons. (voir tableau p. 71)
grand
faiblepetites
grandes
gaz rares
Les valeurs d’électronégativité sont aussi indiquées sur le tableau en couverture de votre manuel de chimie.
• L’électronégativité varie de la même façon que _____________________ (excepté les gaz rares)
l’énergie d’ionisation
- Énergie d’ionisation +
- É
ner
gie
d’io
nis
atio
n +
+ Rayon atomique -
+ r
ayo
n a
tom
iqu
e -
- É
lect
ron
égat
ivit
é +
- Électronégativité +
• On compare les forces des atomes en faisant la différence des éléctronégativités entre les deux atomes. (ÉN)
ÉN 1.7 : liaison ionique
ÉN 1.7 : liaison covalente
0.4 ÉN 1.7 liaison covalente polaire
ÉN 0.4 liaison covalente non-polaire
Représentations des liaisons interatomiques.
1. La liaison ionique.
Une liaison ionique est le résultat d’un transfert d’électrons entre des atomes afin d’obtenir la stabilité d’un octet (ressembler à un gaz rare) Ce transfert d’électrons se produit lorsqu’il y a une grande différence d’électronégativité entre deux atomes ( 1.7)
Lorsqu’un atome obtient la même configuration électronique qu’un gaz rare, on dit qu’il est isoélectronique à ce gaz rare.
Ex :
11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 veut perdre 1 e- afin d’être isoélectronique avec le néon
17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 veut gagner 1 e- afin d’être isoélectronique avec l’argon
Représentation de la liaison ionique par le modèle de Bohr-Rutherford
11Na 17Cl
) 2 ) 8 ) ) 2 ) 8 ) 81 7
+1 -1
Na+1 + Cl-1
Autre exemple avec Mg et Cl.
12Mg 17Cl
) 2 ) 8 ) ) 2 ) 8 )
17Cl ) 2 ) 8 )
82 7
+2 -1
-1
78Mg+2 + 2 Cl-1
e) Représente cette liaison par la notation de Lewis
Na Cl. .
. .. . . .
x Na +1 Cl-1
Na+1 + Cl-1
Les particules formées se nomment des ions.
Les liaisons ioniques se forment entre des métaux et des non-métaux.
LES LIAISONS CHIMIQUES
LES LIAISONS INTERATOMIQUES
Dans la nature, les atomes se retrouvent le plus souvent sous forme de __________, à l'exception des __________.
- Lorsqu'ils sont combinés, le niveau d'énergie des atomes est plus _______ que lorsqu'ils sont seuls. Les atomes prennent la même ___________________que le gaz rare le plus rapproché dans le tableau.
composégaz rares
faible
configuration électronique
- Les liaisons _______________________ (entre les atomes) sont responsables de la formation des composés. Il en existe trois sortes:
- liaisons i_____________
- liaisons c____________ - _____________
- _____________
- liaisons m_________________
interatomiques
ioniques
covalentes
polaires
non-polairesmétallique
1.LA LIAISON IONIQUE (forme des ____)
• - La liaison ionique est formée entre un _______ et un __________.
• - Le métal ______ un (1) ou plusieurs électrons (le non-métal les _______).
• Lorsqu'un ou plusieurs électrons sont __________, il y a formation de ________ (ions+) et d'________ (ions-). Ces ions s'attirent parce qu'ils sont de charges ___________.
ions
métal non-métal
perdgagne
transférés cations
opposéescontraires
anions
- Les composés formés de liaisons ioniques forment un ________ ionique. Ces réseaux sont très ________ et ont une apparence de ________.
Exemple: Na+ et Cl-
Chaque Na+ est entouré de ______ .
Chaque Cl- est entouré de _______.
réseaudurs
cristal
6 Cl-
6 Na+
On ne peut pas dire qu'un Cl- appartient avec un Na+ en particulier, mais on sait qu'il y a un nombre _________ de chaque ion. Le rapport est 1:1. Les composés ioniques ont une formule ___________.
égal
empirique
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