Formes Stereochimiques
AX2: lineaire; X – A – X AX3: Triangulaire plane (pas 3D) AX4: Tetrahydrique (3D) AX3E: Pyramide triangulaire (3D) AX2E2: Angulaire AXE3: lineaire; A – X A = atome centrale; X = doublet liaison; E = doublet libre
Composes polaire et non-polaires
Polaire: AB; NxAy; OxAy; CxAyBz;
Non-polaire: Ax; CXAy
Molécule Polaire (puis, ẟ)
molécule avec charge négative qui n’est pas répartie symétriquement - symbole: Delta - charge partielle (<1); positive ẟ+ et négative ẟ- à ses extrémités opposés
Theorie RPEV (RAMP)
- Repoussent (doublets d’e- de valence)
- Atome Centrale (seul avec importance au e- de valence)
- forme Moléculaire: déterminé par position des doublets d’e- quand distance entre eux est maximale
- Paires (e- de valence)
réseau cristallin (+ explique quel propriete?)
arrangement continue d’ions liés par charges électrique; explique propriete cassant des composes ioniques (structure brise quand ions réarrangent)
capacité de liaison
maximum de liaisons qu’un atome peut faire
liaison covalente de coordination
quand 1 des atomes fournit 2 e-
Spectrum de liaisons
covalente non polaire (même électronégativité) → covalente polaire (e- ≠ partagé également) → ionique
Théorie de liaison (e-… orbitales…)
Seulement e- de valence impliqués dans réaction chimique
orbitale: région autour noyau avec e-
Orbitale de valence: espace avec e- de valence
I) orbitale vide → contient 0 e-
II) orbitale demi remplie → 1 e- → e- de liaison
III) orbitale pleine → 2 e- → doublet libre
Mécanique quantique (e-)
décrit e- en fonction de leur contenu énergétique et leur probabilité d’avoir un effet sur e- autour noyau
liaisons covalentes
- 2 noyaux partageant paires d’e- de liaison (pas toujours partagés également)
- souvent entre 2 non-métaux (comp. moléculaires)
liaisons métalliques
- si 2 atomes = faible électronégativité, ils partagent e- sans réaction chim
- lorsque métaux sont fondu (liquide)
- e- de valence = pas retenus fortement par atomes (bcp orbitales vides, e- déplacent librement entre atomes)
- «mer d’electrons» noyaux de charge + entourée d’un mer d’e- mobiles
liaisons ioniques
- atome qui gagne doublet d’e-
- transfert d’e- (atome de faible à haut electronégativité)
- forces électrostatiques (liaisons) tiennent 2 ions de charges opposées
- charge nette de zéro (3-D: réseau cristallin)
électronégativité
- capacité d’un atome à attirer un doublet d’e- de valence
utilise 0 à 4 pour le décrire - métaux: basse (raison qu’ils forment ions +); non-métaux: haute (raison qu’ils forment ions -)
Diagrammes de Lewis
- ecrit symbole de l’élément
- point représente chaque e- de valence – commence par placer un point simple sur chacun des 4 côtés du symbole (chaque côté = orbitale)
- si plus de points sont nécessaire, fais des doublets (max = 8e-)
Les orbitales de valence selon la mécanique quantique (P NOPE)
- 1ier niveau d’énergie: 1 orbitale de 2 e-
- Niveaux supérieurs: 4 orbitales de 2 e- (total de 8 e-)
- règle d’octet: dernier niv d’énergie rempli (respectée souvent par groupes 14 à 17 et toujours par C, O, F, N)
- Principe d’exclusion de Pauli: orbitale peut avoir 0, 1 ou 2e-
- e- se dispersent pour occuper toute orbitale vide avant de former doublets
Liaisons multiples
- plus courtes et fortes que liaisons simples
- liaisons doubles et triples sont inventé pour expliquer formules empiriques
- 4 n’est pas possible
Forces Intramoléculaires
- Forces qui tiennent atomes ensemble
- entre atomes/ions
- à l’intérieur
- mesurer par quantité d’énergie nécessaire pour décomposer (briser liaisons)
Forces intermoléculaires (Van der Waals)
- Faible liaison covalente (attraction) entre molécules
- entre molécules (a l’extérieur)
- mesurer par quantité d’énergie nécessaire pour changer état
↑ d’e- =↑ grand forces intermoleculaires = ↑point d’ébullition
2 types de forces Van der Waals
I) dipôle-dipôle: force d’attraction entre dipôles (molécules polaire); plus polaire=plus grand la force
très faible
rôle important dans dissolution d’un soluté
II) forces de London: forces d’attraction entre toutes subs moléculaire; plus d’e-=plus grand la force
molécules isoélectronique
même #d’e-
Liaisons d’hydrogène (def, 3 structures, preuve d’existence)
atome d’hydrogène lié à atome très électronégatif attiré par doublet libre d’e- de molécule voisine (force intermoléculaire trèsss forte)
- H–F; O–H et N–H
- preuve: variation d’énergie
Propriétés des solides (+ fracture)
- forme/volume précis
- presque incompressible
- s’ecoulent pas facilement
- variables : dureté, point de fusion, caractéristiques mécaniques et conductivité
- fracture = solide qui brise
2 conditions pour liaisons de H
I) liaison covalente avec atome très électronégatif (proton = dénudé: doublet libre approche plus près que d’habitude)
II) atome lié à H doit avoir au moins 1 doublet libre.
