Les composés moléculaires

1. Les composés moléculaires

2. Composé moléculaire • Liaison entre deux ou plusieurs non-métaux • Il y a un partage de un ou plusieurs électrons. • Partage égale: forme une liaison covalente non-polaire. • Partage inégale: forme une liaison covalente polaire.

3. Liaison covalente non-polaire • L’électron ou les électrons sont aussi souvent avec un élément que l’autre. • Aucune charge présente.

4. Liaison covalente polaire • L’électron ou les électrons sont plus souvent avec un élément que l’autre. • Ceci cause un débalancement du nombre d’électrons causant des charges partielles (+ ou -). + -

5. Propriétés des Composés moléculaires • Ils ont une structure molle et cireuse. • Ils sont volatile et liquide, solide ou gazeux à température ambiante(25oC) . • Ont des points de fusion faibles, car briser les liaisons ne demande pas beaucoup d’énergie. (80oC pour C10H8)

6. Propriétés des Composés moléculaires • Ils ne forment pas d’électrolytes. • Ne conduisent pas l’électricité quand ils sont solides ou liquides, quand ils sont dissouts dans l’eau ils ne contiennent pas d’ions.

7. Représentation de Lewis de Deux composés moléculaires + - • * * * * H + Cl H Cl * * • * * * * * * * * Il y a partage d’une pair d’électrons donc une liaison simple. Doublets non- liants Doublets liants

8. Représentation de Lewis de Deux composés moléculaires Doublets • Groupe de deux électrons • ils existent deux types de doublets ; • le doublet liant (paire d’é partagé entre 2 atomes différents) souvent représenté par un trait • le doublet libre (paire d’é située dans la couche de valence d’un atome et qui ne participe pas à une liaison covalente)

9. Représentation de Lewis de Deux composés moléculaires Il y a partage de deux pairs d’électrons donc une liaison double. • • * * • • * O + O O O • * • • * * * • • * • * * • • * * • * O O • * • * • * Et oui, il peut aussi y avoir une liaison triple (ex: N2).

10. Caractéristiques des Liaisons covalentes • Liaison simple : on partage 1 paire d'électrons. • Liaison double : on partage 2 paires d'électrons. • Liaison triple : on partage 3 paires d'électrons.

11. Liaison covalente – Structure de Lewis Modèle de Lewis: La liaison covalente résulte de la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’electrons de valence par deux atomes appelées doublets liants La représentation de Lewis consiste à représenter par un tiret tous les doublets d’électrons de valence liants d’une molécule Ex: Formation de la liaison covalente dans Cl2 Doublets non- liants Doublets liants F.Nivoliers

12. liaison covalente représentée avec le modèle de Lewis Pratiquons-nous un peu: Représentons la liaison covalente de l’hydrogène et du fluor.

13. À ton tour Pratiquons-nous un peu: Représentons la liaison covalente du dibrome .

14. À ton tour Pratiquons-nous un peu: Représentons la liaison covalente du diazote.

15. Attention! Quelques fois il arrive qu’un atome de chaque élément ne sera pas suffisant! Rappelle-toi aussi que dans le monde où nous vivons, il est pratiquement impossible de retrouver qu’un seul atome d’un sorte d’élément à un endroit précis: Représentons la liaison covalente du carbone et de l’oxygène.

16. À ton tour Pratiquons-nous un peu: Représentons la liaison covalente de l’hydrogène et du phosphore.

17. À ton tour Pratiquons-nous un peu: Représentons la liaison covalente de l’hydrogène et de l’azote.

18. À ton tour Pratiquons-nous un peu: Représentons la liaison covalente de l’hydrogène et du carbone.

19. Ions Polyatomiques Certains éléments se combinent en petit groupe mais restent chargés. Ce sont les ions polyatomiques. Ils agissent comme les atomes simples et peuvent se combiner pour former des composés.

20. Ions polyatomiques Un ion polyatomique • un ion composé de deux ou plusieurs atomes non-métalliques différents, unis par des liaisons covalentes. • La terminaison d’un anion polyatomique standard est souvent « ate » Exemple: • NH4+ (ion ammonium), SO42- (ion sulfate).

21. Ions polyatomiques Un ion polyatomique

22. Ions polyatomiques

23. Ions polyatomiques • Un anion qui se termine par le suffixe ite renferme un atome d’oxygène de moins que celui qui se termine par ate ; les deux ions portent la même charge. • ion chlorate ClO3- • ion chlorite ClO2-

24. Ions polyatomiques • Un anion de même charge qui porte un atome d’oxygène de moins que celui qui se termine en ite prend alors le préfixe hypo en plus. • ion chlorite, ClO2- • ion hypochlorite, ClO-

25. Ions polyatomiques • Un anion de même charge qui porte un atome d’oxygène de plus que celui qui se termine en ate prend alors le préfixe per en plus. • ion chlorate, ClO3- • ion perchlorate, ClO4-

26. Ions polyatomiques • Ions polyatomiques contenant un ou plusieurs atomes d’hydrogène; • On mentionne sa présence avec la particule hydrogéno. • On utilise également les préfixes de type mono ou di. • ion phosphate, PO43- • ion hydrogénophosphate, HPO42- • ion dihydrogénophosphate, H2PO4-

27. Les liaison covalente Datives (ou de coordination) Lorsqu’un atome d’une molécule ne satisfait pas l’octet, il peut se lier à une autre molécule et former une nouvelle liaison qui l’amènera à respecter l’octet.