Fiche de révision : Stabilité à l’échelle macroscopique

📋 Plan du Cours

1. Gaz nobles et stabilité électronique
2. Règles du duet et de l’octet
3. Représentation de Lewis et valence
4. Liaisons covalentes et électronégativité
5. Interactions entre molécules
6. Polarité et propriétés macroscopiques

📖 1. Gaz nobles et stabilité électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Gaz nobles : L’hélium, le néon, l’argon, le krypton, le xénon et le radon, situés dans la dernière colonne du tableau périodique.

📝 Points essentiels

• Les gaz nobles possèdent une couche électronique externe saturée, avec un duet pour l’hélium et un octet pour le néon et l’argon.

• Un atome peut atteindre la configuration stable du gaz noble le plus proche en perdant, en gagnant ou en partageant des électrons.

• L’oxygène possède 6 électrons de valence et tend à former 2 liaisons covalentes, le sodium possède 1 électron de valence et tend à former Na⁺, tandis que le chlore possède 7 électrons de valence et tend à gagner 1 électron pour former Cl⁻.

💡 Astuce mémo

Couche externe saturée → faible réactivité

📖 2. Règles du duet et de l’octet

★ À maîtriser

📌 La règle de l’octet indique qu’un atome tend à disposer de 8 électrons sur sa couche électronique externe afin d’atteindre une configuration stable.

📌 La règle du duet indique qu’un atome dont la couche externe est la couche K se stabilise avec 2 électrons.

• 🔄 Pour construire une représentation de Lewis: écrire le symbole chimique, placer les électrons de valence autour du symbole, répartir les électrons un par un sur chaque côté, associer les électrons par paires

Compléments

• La représentation de Lewis du chlore comporte 7 électrons de valence, répartis en 3 paires et 1 électron célibataire.

💡 Astuce mémo

Duet pour K, octet pour les couches externes

📖 3. Représentation de Lewis et valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Valence : Sa capacité de liaison, c’est-à-dire le nombre de liaisons chimiques qu’un atome peut former avec d’autres atomes.

• Liaison covalente : Résulte de la mise en commun d’un ou plusieurs électrons entre deux atomes afin de compléter leur couche externe et de les stabiliser.

★ À maîtriser

• L’hydrogène est monovalent et forme une liaison, l’oxygène est divalent et forme deux liaisons, l’azote est trivalent et forme trois liaisons, tandis que le carbone est tétravalent et forme quatre liaisons.

📌 Une liaison covalente simple partage une paire d’électrons, une liaison double partage deux paires et une liaison triple partage trois paires d’électrons.

Compléments

• Dans CH₄, le carbone forme quatre liaisons simples avec quatre hydrogènes, tandis que dans CO₂, le carbone forme deux liaisons doubles avec les oxygènes.

💡 Astuce mémo

Symbole → électrons célibataires → paires

📖 4. Liaisons covalentes et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : La capacité d’un atome engagé dans une liaison chimique à attirer vers lui les électrons de cette liaison.

★ À maîtriser

• Sur l’échelle de Pauling, l’électronégativité augmente de gauche à droite et diminue de haut en bas dans le tableau périodique, avec une valeur maximale vers le coin supérieur droit hors gaz nobles.

📌 Une liaison covalente pure présente une différence d’électronégativité nulle, tandis qu’une liaison covalente polarisée présente une différence comprise entre 0,4 et 1,7.

📌 Lorsque la différence d’électronégativité est supérieure à 1,7, la liaison est considérée comme ionique, comme dans Na–Cl où Δen est environ égal à 2,1.

Compléments

• Dans une liaison polarisée, l’atome le plus électronégatif porte une charge partielle δ⁻ et l’autre porte une charge partielle δ⁺, comme le chlore dans Hδ⁺–Clδ⁻.

💡 Astuce mémo

Partage → différence d’électronégativité → polarité

📖 5. Interactions entre molécules

🔑 Notions clés & Définitions

• Forces de Van der Waals : De faibles forces d’attraction entre les molécules qui contribuent à leur cohésion, leur adhérence, leur texture et leur stabilité.
• Liaison hydrogène : Une interaction attractive entre un hydrogène lié à un atome très électronégatif, généralement O, N ou F, et un autre atome électronégatif voisin.

★ À maîtriser

📌 Les liaisons hydrogène sont plus fortes que les interactions de Van der Waals mais plus faibles qu’une liaison covalente.

Compléments

• Dans l’eau, les molécules sont liées entre elles par des liaisons hydrogène, ce qui explique notamment la cohésion de l’eau.

💡 Astuce mémo

Van der Waals faibles, liaisons H plus fortes

📖 6. Polarité et propriétés macroscopiques

★ À maîtriser

• Le principe « le semblable dissout le semblable » signifie que les molécules polaires sont solubles dans les solvants polaires, tandis que les molécules apolaires sont solubles dans les solvants apolaires.

• Une molécule peut posséder des liaisons polaires sans être polaire dans son ensemble si sa géométrie et sa symétrie annulent les dipôles, comme dans CO₂.

• Les molécules polaires interagissent plus fortement et sont généralement moins volatiles, tandis que les molécules apolaires interagissent plus faiblement par Van der Waals et sont plus volatiles.

Compléments

• Les actifs hydrosolubles comme les vitamines C, l’acide citrique et l’acide lactique se trouvent dans les lotions et sérums aqueux, tandis que les actifs liposolubles comme les vitamines A et E et les huiles essentielles se trouvent dans les huiles et les crèmes.

• Les parfums contiennent des molécules apolaires légères et très volatiles, tandis que l’eau et les produits aqueux s’évaporent moins vite en raison des fortes attractions entre molécules d’eau.

💡 Astuce mémo

Polaire avec polaire, apolaire avec apolaire

📊 Tableaux de synthèse

Types de liaisons selon Δen