Classification des composés chimiques

1. Classification des composés chimiques

2. - Énergie d’ionisation + + rayon atomique - - Énergie d’ionisation + + Rayon atomique -

3. Propriétés des composés ioniques et covalents. • On peut distinguer les composés covalents et ioniques en observant leurs propriétés. (Voir tableau 3.1 page 67)

5. 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.

6. 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.)

7. Composés ioniques MgCl2, Pb(NO3)2, FeBr2, CaSO4, K3PO4, Al2S3, Cu2I, NaF… • Composés covalents H2O, C6H12O6, O2, CH4, C2H5OH, C3H8 , NH3, CH3COOH…

8. 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)

9. 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

10. Cette tendance à attirer les électrons des autres s’appelle ______________. Chaque élément a un indice d’électronégativité qui varie de _____ (-) à ____(+). électronégativité 3.97 0.7

11. grand 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) faible petites grandes gaz rares

12. 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

13. - Électronégativité + - Énergie d’ionisation + + rayon atomique - - Électronégativité + - Énergie d’ionisation + + Rayon atomique -

14. On compare les forces des atomes en faisant la différence des éléctronégativités entre les deux atomes. (ÉN)

16. 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

17. 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)

18. 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

19. Représentation de la liaison ionique par le modèle de Bohr-Rutherford 11Na 17Cl • ) 2 ) 8 )  ) 2 ) 8 ) +1 -1 1 8 7 Na+1 + Cl-1

20. Autre exemple avec Mg et Cl. 12Mg 17Cl • ) 2 ) 8 )  ) 2 ) 8 ) 17Cl  ) 2 ) 8 ) +2 -1 8 7 2 -1 Mg+2 + 2 Cl-1 8 7

21. e) Représente cette liaison par la notation de Lewis . . . . . . Cl Cl-1 x Na Na +1 . . Na+1 + Cl-1

22. Les particules formées se nomment des ions. Les liaisons ioniques se forment entre des métaux et des non-métaux.

23. LES LIAISONS CHIMIQUES

24. 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. composé gaz rares faible configuration électronique

25. - 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-polaires métallique

26. 1.LA LIAISON IONIQUE (forme des ____) ions • - 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 ___________. métal non-métal perd gagne cations transférés anions opposées contraires

27. réseau durs - 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 _______. cristal 6 Cl- 6 Na+

28. 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