Les liaisons chimiques : chimie 5e secondaire

Pour les familles a, le numéro de la famille donne le nombre d'électrons de la dernière couche. Le schéma de Lewis les montre : un point par électron célibataire, un tiret par doublet. Les atomes se lient pour atteindre l'octet, la structure du gaz noble le plus proche.

Au jury de la Fédération Wallonie-Bruxelles, ce chapitre fait partie de l'UAA 5 de chimie de l'examen de sciences du CESS. Entraîne-toi avec l'examen blanc de sciences corrigé, au format du jury.

Compétences visées

• À partir du modèle de Lewis et d'informations du tableau périodique des éléments, représenter une molécule avec ses liaisons.
• Représenter la configuration spatiale d'espèces chimiques et prévoir leur comportement dans l'eau.

Compétences des sciences de base (WBE 478). Les molécules de type AB3 ne sont pas au programme des sciences de base (WBE 478).

Électrons de valence et schéma de Lewis

À connaître

• électrons de valence : numéro de la famille a, par exemple 6 pour $\ce{O}$ et $\ce{S}$ (famille VIa)
• valence, nombre de liaisons formées : $\ce{H}$ 1, $\ce{O}$ 2, $\ce{N}$ 3, $\ce{C}$ 4
• ions monoatomiques : $\ce{Na+}$, $\ce{Mg^2+}$, $\ce{Cl-}$, $\ce{O^2-}$, avec la structure électronique du gaz noble le plus proche

Méthodes

• Électrons de valence. Pour les familles a, le nombre d'électrons de la dernière couche est égal au numéro de la famille.
• Schéma de Lewis d'un atome. Jusqu'à quatre électrons, ils restent célibataires ; au-delà, ils forment des doublets.
• Charge des ions monoatomiques. Un métal perd ses électrons de valence, un non-métal en gagne jusqu'à l'octet.
• Structure de Lewis d'une molécule. Chaque liaison covalente est un doublet partagé ; on ajoute les doublets non liants pour compléter l'octet.

Exercices types

• Donne le nombre d'électrons de valence et le schéma de Lewis du soufre, de l'azote et du chlore.
• Quelle est la charge de l'ion formé par le calcium ? Quel gaz noble a la même structure électronique ?
• Représente la structure de Lewis de la molécule d'eau et celle du méthane, avec les doublets non liants.

Liaison ionique et liaison covalente

La différence d'électronégativité décide du type de liaison. À partir de 1,7, la liaison est ionique : le métal cède des électrons au non-métal. En dessous, les atomes mettent des électrons en commun : liaison covalente pure si les électronégativités sont égales, polarisée sinon.

À connaître

• $\Delta\mathrm{EN} \ge 1{,}7$ : liaison ionique ; $0 < \Delta\mathrm{EN} < 1{,}7$ : covalente polarisée ; $\Delta\mathrm{EN} = 0$ : covalente pure
• charges partielles : $\delta^-$ sur l'atome le plus électronégatif, $\delta^+$ sur l'autre
• composé ionique : les charges se compensent, $\ce{Ca^2+}$ et $\ce{Cl-}$ donnent $\ce{CaCl2}$

Méthodes

• Utiliser l'électronégativité. On lit les deux valeurs dans le tableau périodique et on calcule leur différence.
• Liaison ionique. Attraction entre ions de charges opposées dans un cristal ; en général entre un métal et un non-métal.
• Liaison covalente pure ou polarisée. Mise en commun de deux électrons ; polarisée quand les électronégativités diffèrent, avec des charges partielles.
• Formule d'un composé ionique. On combine les ions pour que la somme des charges soit nulle.

Exercices types

• À l'aide du tableau périodique, classe les liaisons de $\ce{NaCl}$, $\ce{HCl}$, $\ce{Cl2}$ et $\ce{MgO}$ en ionique, covalente polarisée ou covalente pure.
• Explique la formation de l'oxyde de magnésium à partir des atomes, avec les représentations de Lewis.
• Place les charges partielles sur les liaisons de $\ce{H2O}$ et de $\ce{NH3}$.

Configuration spatiale et polarité des molécules

La forme d'une molécule dépend du nombre d'atomes liés à l'atome central et de ses doublets non liants : linéaire, coudée ou tétraédrique. Une molécule est polaire quand ses liaisons sont polarisées et que les centres des charges partielles positives et négatives ne coïncident pas.

À connaître

• $\ce{CO2}$ et $\ce{O2}$ : linéaires ; $\ce{H2O}$ : coudée, environ $104{,}5^\circ$ ; $\ce{CH4}$ : tétraédrique, $109{,}5^\circ$
• $\ce{H2O}$ est polaire ; $\ce{CO2}$ et $\ce{CH4}$ sont apolaires malgré leurs liaisons polarisées

Méthodes

• Linéaire, coudée, tétraédrique. On compte les atomes liés à l'atome central et ses doublets non liants, qui se repoussent.
• Molécule polaire ou apolaire. On regarde les liaisons, puis la symétrie : si les charges partielles se compensent dans l'espace, la molécule est apolaire.
• Molécules de type AB3. En sciences générales : l'ammoniac est pyramidal à cause du doublet non liant de l'azote. Hors programme en sciences de base.

Exercices types

• Représente en trois dimensions les molécules $\ce{CH4}$ et $\ce{H2O}$ et indique leurs angles de liaison.
• Le dioxyde de carbone contient deux liaisons polarisées. Explique pourquoi la molécule est apolaire.
• Un filet d'eau est dévié par un tuyau en PVC frotté avec de la laine, un filet de cyclohexane ne l'est pas. Interprète.

Solubilité et dissociation dans l'eau

L'eau, solvant polaire, dissout bien les substances polaires et ioniques, mal les substances apolaires. Un sel soluble se dissocie en ions hydratés ; un acide s'ionise dans l'eau. Le tableau de solubilité dit si une substance ionique est soluble.

À connaître

• dissociation d'un sel binaire : $\ce{NaCl(s) ->[H2O] Na+(aq) + Cl-(aq)}$
• sel ternaire : $\ce{Na2SO4(s) ->[H2O] 2Na+(aq) + SO4^2-(aq)}$
• base hydroxyde : $\ce{KOH(s) ->[H2O] K+(aq) + OH-(aq)}$
• ionisation d'un acide : $\ce{HCl(g) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)}$

Méthodes

• Solvant polaire ou apolaire. Un solvant polaire dissout les solutés polaires et ioniques, un solvant apolaire les solutés apolaires.
• Équation de dissociation. On sépare le cation et l'anion du sel ou de la base, avec les bons coefficients et l'état aqueux.
• Lire un tableau de solubilité. On croise le cation et l'anion pour savoir si le composé ionique est soluble, peu soluble ou insoluble.

Exercices types

• Écris l'équation de dissociation dans l'eau du nitrate de calcium $\ce{Ca(NO3)2}$ et du sulfate d'aluminium $\ce{Al2(SO4)3}$.
• Prévois si l'ammoniac, le méthane et le chlorure de potassium sont solubles dans l'eau. Justifie.
• On dissout 0,10 mol de chlorure de calcium dans de l'eau pour obtenir 1,0 L de solution. Quelles sont les concentrations des ions ?

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