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BA CHG - 02153_A_F - Rév. 1 13/07/2005 I - LA LIAISON COVALENTE ...............

BA CHG - 02153_A_F - Rév. 1 13/07/2005 I - LA LIAISON COVALENTE ........................................................................................................ 1 1 - Établissement d’une liaison covalente.......................................................................................... 1 2 - Valence d’un élément chimique ................................................................................................... 2 3 - Cas particulier des liaisons doubles et triples .............................................................................. 4 II - POLARITÉ DE LA LIAISON COVALENTE - MOLÉCULES POLAIRES ................................... 6 1 - Molécule polaire - Molécule apolaire............................................................................................ 6 2 - Polarité d’une liaison covalente - Échelle d’électronégativité des éléments ................................ 6 3 - Exemple de molécule polaire : l’eau............................................................................................. 7 III - LA LIAISON IONIQUE............................................................................................................... 9 1 - Exemple de liaison ionique........................................................................................................... 9 2 - Les différents ions : anions - cations.......................................................................................... 10 3 - Structures ioniques..................................................................................................................... 11 IV - RUPTURE DES LIAISONS CHIMIQUES ................................................................................ 12 1 - Solution aqueuse - Ionisation..................................................................................................... 12 2 - Dissociation ionique de l’eau liquide .......................................................................................... 13 3 - Radicaux .................................................................................................................................... 14 C C 6 6 - -1 1/ /B B ÉLÉMENTS DE CHIMIE - PRODUITS LIAISONS CHIMIQUES Connaissance et Maîtrise des Phénomènes Physiques et Chimiques  2005 ENSPM Formation Industrie - IFP Training Ce document comporte 16 pages Ingénieurs en Sécurité Industrielle 02153_A_F 1 On distingue plusieurs types de liaisons chimiques ; parmi lesquelles les liaisons covalentes, les liaisons covalentes polarisées et les liaisons ioniques. I - LA LIAISON COVALENTE 1 - ÉTABLISSEMENT D’UNE LIAISON COVALENTE Très répandue dans les structures moléculaires, la liaison covalente est matérialisée par la mise en commun d’électrons des atomes qui s’assemblent. Cette mise en commun n’est pas quelconque. Elle correspond pour chacun des atomes concernés à l’évolution vers une structure électronique stable correspondant à une saturation de leur couche externe. Ils acquièrent ainsi la configuration électronique stable d’un gaz inerte. Les exemples des molécules d’hydrogène, d’eau et de méthane illustrent ce comportement. 1ère exemple : la molécule d’hydrogène Cette molécule est composée de 2 atomes d’hydrogène composés chacun d’un noyau (1 proton) et d’un électron. Pour saturer leur couche externe à 2 électrons, les 2 atomes d’hydrogène mettent en commun leur électron et tout se passe comme si chacun de ces atomes dans la molécule en avait deux. Ils acquièrent ainsi la configuration électronique stable de l’hélium. H D CH 017 A H H H + + H H H2 La liaison ainsi créée entre les 2 atomes est constituée par la mise en commun d’un doublet électronique, chacun des atomes apportent 1 électron dans cette liaison. Elle est appelée liaison de covalence. On remarque que ce doublet n’appartient en propre à aucun des deux atomes, mais aux deux à la fois. Ceci signifie en particulier, que les deux électrons doivent être en mouvement autour des deux noyaux à la fois. 2ème exemple : la molécule H2O La molécule d’oxygène à 6 électrons sur sa couche externe et l’atome d’hydrogène n’en a qu’un. La saturation des couches externes exige 8 électrons dans un cas et 2 dans l’autre. H D CH 018 A H H O O + 2 H + 1O H2O 2 Chaque atome d’hydrogène met en commun son électron avec l’atome d’oxygène qui en retour en offre un en commun avec chacun des atomes d’hydrogène. C C6 6 - -1 1/ /B B  2005 ENSPM Formation Industrie - IFP Training 02153_A_F 2 L’atome d’oxygène a donc 8 électrons sur sa couche externe maintenant saturée et il en est de même pour les atomes d’hydrogène avec 2 électrons sur leur couche externe. Tous trois ont donc acquis la configuration électronique d’un gaz rare. 3ème exemple : le méthane CH4 C a 6 électrons au total dont 4 sur sa couche externe. On voit donc que pour la saturer à 8 électrons, il lui faut mettre en commun 4 électrons avec des atomes d’hydrogène. H D CH 019 A H H H H C C + 4 H + 1 C CH4 4 1 En conclusion, lorsque deux atomes sont liés par une liaison covalente chaque atome fournit un électron, pour former un doublet électronique commun aux deux atomes. La recherche de la structure électronique d’un gaz rare limite les possibilités d’assemblage et fixe pour chaque atome, le nombre de liaisons pouvant être établies avec d’autres. Ces possibilités d’association sont définies par la valence. 2 - VALENCE D’UN ÉLÉMENT CHIMIQUE La valence est le nombre de liaisons covalentes qu’un atome peut établir avec d’autres atomes. Elle est égale au nombre des électrons de la couche externe qui doivent s’apparier pour que cette couche externe devienne saturée. Les exemples ci-après illustrent cette définition. Éléments monovalents (ou univalents) (valence = 1) H Z = 1 couche externe 1 électron couche externe saturée à 2 électrons valence = 2 – 1 = 1 électron à mettre en commun Cl Z = 17 couche externe 7 électrons couche externe saturée à 8 électrons valence = 8 – 7 = 1 électron à mettre en commun Élément divalent (valence = 2) O Z = 8 dont 6 sur la couche externe 8 – 6 = 2 électrons à mettre en commun La divalence de l’atome d’oxygène est mise en évidence dans la molécule H2O. C C6 6 - -1 1/ /B B  2005 ENSPM Formation Industrie - IFP Training 02153_A_F 3 Élément trivalent (valence = 3) N Z = 7 dont 5 sur la couche externe 8 – 5 = 3 électrons à mettre en commun. La tétravalence de l’atome d’azote est mise en évidence dans la molécule d’ammoniac NH3. Élément tétravalent (valence = 4) C Z = 6 dont 4 pour la couche externe 8 – 4 = 4 électrons à mettre en commun La molécule simple CH4 fait apparaître la tétravalence de l’atome de carbone. La valence des différents atomes est illustrée par la représentation conventionnelle suivante : H — Cl — — O — — N —   — C —  Chaque tiret représente une liaison covalente. Cela conduit à la représentation de formules développées de molécules. Pour l’éthane C2H6 on a ainsi : H H   H — C — C — H ou encore CH3 – CH3   H H C C6 6 - -1 1/ /B B  2005 ENSPM Formation Industrie - IFP Training 02153_A_F 4 3 - CAS PARTICULIER DES LIAISONS DOUBLES ET TRIPLES Dans une même molécule, l’assemblage des atomes ne peut se faire que si leur valence est satisfaite. Il ne peut y avoir en effet d’électron non apparié. En conséquence chaque atome doit établir un nombre de liaisons covalentes égal à sa valence. Cette règle conduit à certains arrangements particuliers entre atomes comme notamment les liaisons doubles ou triples pouvant être mises en œuvre par les atomes de carbone. • Liaison double L’éthylène de formule C2H4 possède la forme développée suivante dans laquelle chaque atome de carbone est lié à 2 atomes d’hydrogène. H H C H H C D CH 1683 A Les atomes de carbone n’ont en conséquence que 3 valences saturées, mais ils possèdent encore chacun un électron. En mettant en commun cet électron ils vont créer une deuxième liaison conduisant à l’établissement d’une liaison covalente double entre les atomes de carbone. H H C H H C H H C H H C CH2 CH2 D CH 1684 A De cette manière, la valence 4 du carbone est respectée. • Liaison triple Dans la molécule d’acétylène de formule C2H2 les atomes de carbone n’ont que 2 valences saturées. C H C H D CH 1685 A Chaque atome de carbone possède 2 électrons non appariés qui sont donc mis en commun pour former deux nouvelles liaisons. Au total, 3 liaisons lient les deux atomes de carbone : C H C H D CH 1686 A Triple liaison C C6 6 - -1 1/ /B B  2005 ENSPM Formation Industrie - IFP Training 02153_A_F 5 Application Donner la structure des molécules suivantes : - azote N2 - gaz carbonique C C6 6 - -1 1/ /B B  2005 ENSPM Formation Industrie - IFP Training 02153_A_F 6 II - POLARITÉ DE LA LIAISON COVALENTE - MOLÉCULES POLAIRES 1 - MOLÉCULE POLAIRE - MOLÉCULE APOLAIRE Si l’on considère la molécule d’hydrogène H2, le centre de gravité des 2 charges positives portées par les noyaux est confondu avec le centre de gravité des charges négatives des électrons autour de ceux-ci. Une telle molécule est dite apolaire. Il en est de même de la molécule de chlore Cl2 ou de méthane CH4. On constate dans certaines molécules que les centres de gravité des charges positives et négatives ne sont pas confondus. C’est le cas par exemple pour la molécule de gaz chlorhydrique HCl. La liaison de covalence chlore-hydrogène est, en effet, asymétrique. Le chlore attire préférentiellement vers lui les électrons du doublet de la liaison de covalence H — Cl. La molécule d’HCl, bien qu’électriquement neutre globalement, présente en conséquence une dissymétrie électrique : du côté de l’atome de chlore, il apparaît des charges négatives dues à la plus grande présence des électrons, du côté de l’atome d’hydrogène au contraire, on constate la présence de charges positives dues à l’éloignement des uploads/Industriel/ 1-b-elements-de-chimie-produits-liaisons-chimiques.pdf