Fiche de révision : Structure et nomenclature moléculaires

📋 Plan du Cours

1. Liaisons covalentes normales
2. Liaisons covalentes datives
3. Rayons et longueurs de liaison
4. Polarisation et moments dipolaires
5. Liaisons ioniques et métalliques
6. Classification des composés
7. Acides et nomenclature
8. Bases et nomenclature
9. Sels et nomenclature
10. Oxydes et anhydrides
11. Géométrie moléculaire VSEPR

📖 1. Liaisons covalentes normales

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente normale : Résulte de la mise en commun d’électrons non appariés entre deux atomes.

★ À maîtriser

📌 Le recouvrement axial d’orbitales forme une orbitale moléculaire σ, tandis que le recouvrement latéral d’orbitales p forme une orbitale π.

📐 Formule - L’ordre de liaison est $\mathrm{O.L.}=\frac{N_{e^-\ \mathrm{liants}}-N_{e^-\ \mathrm{antiliants}}}{2}$.

• Une liaison entre deux atomes est possible lorsque le nombre d’électrons liants dépasse celui des électrons antiliants ; H₂ a un ordre de liaison de 1, He₂ de 0, F₂ de 1, O₂ de 2 et N₂ de 3.

Compléments

• La méthode LCAO construit une fonction d’onde moléculaire comme combinaison linéaire de fonctions d’onde atomiques, et le nombre d’orbitales moléculaires formées égale le nombre d’orbitales atomiques combinées.

💡 Astuce mémo

σ résulte d’un recouvrement axial, π d’un recouvrement latéral

📖 2. Liaisons covalentes datives

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente dative : Liaison dont les deux électrons proviennent du même atome donneur, qui possède un doublet disponible, tandis que l’atome accepteur possède une orbitale vide.

★ À maîtriser

📌 Dans une liaison dative semi-polaire, le donneur est moins électronégatif que l’accepteur, tandis que dans une liaison dative coordinative, le donneur est plus électronégatif que l’accepteur.

Compléments

• Les exemples de liaisons datives semi-polaires présentés sont HNO₃, N₂O₅ et O₃.

• Les exemples de liaisons datives coordinatives présentés comprennent : NH₄⁺, H₃O⁺, NaBH₄, LiAlH₄, AlCl₄⁻, des complexes métalliques, notamment le complexe hème-Fe²⁺-O₂ de l’hémoglobine

💡 Astuce mémo

Donneur moins électronégatif : semi-polaire ; plus électronégatif : coordinative

📖 3. Rayons et longueurs de liaison

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon covalent : Le rayon covalent d’un élément est égal à la moitié de la longueur de liaison entre deux atomes identiques, et la longueur de liaison est approximativement la somme des rayons covalents des deux atomes.

★ À maîtriser

• Dans une famille du tableau périodique, le rayon covalent augmente lorsque le numéro atomique Z augmente, car le nombre quantique principal et la taille du nuage électronique augmentent.

• Dans une période, le rayon covalent diminue lorsque Z augmente, car la charge positive du noyau augmente à nombre quantique principal constant et comprime le nuage électronique.

Compléments

📌 Le rayon de van der Waals est la distance minimale entre deux atomes non liés, tandis que le rayon ionique est la distance entre noyaux atomiques dans un cristal ionique.

💡 Astuce mémo

Dans une famille, n augmente → le rayon covalent augmente

📖 4. Polarisation et moments dipolaires

★ À maîtriser

📐 Formule - Le moment dipolaire de deux charges opposées séparées par une distance d vaut $\mu=q\,d$, avec q en coulombs, d en mètres et μ en C·m.

📌 Selon le critère présenté, une différence d’électronégativité Δχ supérieure à 1,7 indique une liaison ionique, tandis qu’une valeur inférieure à 1,7 indique une liaison covalente polarisée.

📌 Le moment dipolaire moléculaire est la somme vectorielle des moments dipolaires de liaison ; une molécule est polaire si cette somme est non nulle et non polaire si elle est nulle.

Compléments

• Le debye est une unité de moment dipolaire telle que 1 D = 3,336 × 10⁻³⁰ C·m ; pour une liaison, le moment dipolaire maximal vaut 4,8 fois sa longueur en Å, exprimée en debyes.

📐 Formule - Le caractère ionique d’une liaison polarisée est $\%\,\mathrm{ionique}=\frac{\mu_{\mathrm{exp}}}{\mu_{\mathrm{max}}}\times100$.

💡 Astuce mémo

Liaisons polaires ≠ molécule polaire : les dipôles peuvent se compenser

📖 5. Liaisons ioniques et métalliques

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison ionique : Interaction électrostatique entre des charges de signes opposés.

• Liaison métallique : Attraction électrostatique entre des cations et une mer d’électrons délocalisés en mouvement, l’ensemble restant neutre.

★ À maîtriser

• La mobilité des électrons délocalisés explique les conductivités thermique et électrique élevées des métaux, tandis que le glissement des plans de noyaux avec déplacement des électrons explique leur malléabilité et leur ductilité.

Compléments

• Les solides cristallins ioniques sont souvent durs et cassants et présentent une température de fusion élevée, car leurs liaisons ioniques sont fortes.

📐 Formule - La force électrostatique entre deux charges est décrite par la loi de Coulomb $F=\frac{1}{4\pi\varepsilon_0}\frac{q_1q_2}{r^2}$.

💡 Astuce mémo

Réseau ionique : ions localisés ; métal : électrons délocalisés

📖 6. Classification des composés

★ À maîtriser

📌 Un corps pur contient un seul type de substance, tandis qu’un mélange contient plusieurs constituants et peut être homogène ou hétérogène.

📌 Un corps pur simple est constitué d’un seul type d’atome, comme O₂ ou Hg, tandis qu’un corps pur composé contient plusieurs éléments, comme H₂O ou CuSO₄.

Compléments

• Un mélange homogène est uniforme en tout point ; une solution liquide et un mélange gazeux, comme l’air, en sont des exemples.

• Le cours classe les composés minéraux en acides, bases, sels et oxydes, et distingue parmi les composés organiques les acides carboxyliques RCOOH et les bases aminées RNH₂.

💡 Astuce mémo

Matière → corps pur ou mélange → catégories selon constituants et uniformité

📖 7. Acides et nomenclature

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide : Composé susceptible de céder un ou plusieurs ions H⁺.
• Acide carboxylique : Un acide carboxylique possède la fonction RCOOH ; son anion RCOO⁻ se nomme en remplaçant le suffixe « ique » par « ate », comme formique/formate ou acétique/acétate.

★ À maîtriser

📌 Un hydracide HX se nomme « acide + nom du non-métal + hydrique » ou « nom du non-métal + ure d’hydrogène » ; l’anion X⁻ prend le suffixe « ure ».

📌 Pour les oxacides, « ique » devient « ate » et « eux » devient « ite » dans le nom de l’anion ; avec deux oxacides d’un même élément, « ique » désigne celui qui contient le plus d’oxygènes et « eux » celui qui en contient le moins.

Compléments

• Dans les familles de quatre oxacides illustrées par le chlore, le préfixe « per » et le suffixe « ique » désignent l’acide contenant le plus d’oxygènes, puis viennent « ique », « eux » et enfin « hypo…eux » pour celui qui en contient le moins.

📌 Si un atome de soufre remplace un atome d’oxygène dans un oxacide, le préfixe « thio » est ajouté, comme dans H₂S₂O₃, l’acide thiosulfurique.

💡 Astuce mémo

Ique → ate ; eux → ite

📖 8. Bases et nomenclature

🔑 Notions clés & Définitions

• Base : Composé susceptible d’accepter un ion H⁺.

★ À maîtriser

📌 Une base hydroxylée MOH se nomme « hydroxyde de + nom du métal » ; si le métal forme plusieurs cations stables, sa charge est indiquée en chiffres romains entre parenthèses.

📌 Une base aminée organique RNH₂ se nomme d’après R avec le suffixe « amine », tandis que le cation protoné RNH₃⁺ se nomme en remplaçant « (in)e » par « (on)ium ».

Compléments

• Les bases aminées minérales citées sont :
  • NH₃, nommé ammoniac
  • H₂NNH₂, nommé hydrazine
  • NH₂OH, nommé hydroxylamine

📌 Un acide aminé possède dans une même molécule au moins une fonction acide carboxylique et une fonction basique amine.

💡 Astuce mémo

MOH fournit OH⁻ ; RNH₂ accepte H⁺

📖 9. Sels et nomenclature

★ À maîtriser

• Les sels se forment, selon les réactions présentées, par combinaison d’un acide avec une base hydroxylée ou aminée ; avec une base hydroxylée, la réaction forme aussi de l’eau.

📌 Un sel binaire MX se nomme « nom du non-métal en -ure de nom du métal », et ses indices assurent l’égalité du nombre total de charges positives et négatives.

📌 Un sel ternaire se nomme avec le nom de l’oxyanion suivi de « de » et du nom du métal ou de la base protonée ; si l’anion conserve un proton acide, son nom commence par « hydrogéno », ou par « dihydrogéno » s’il en conserve deux.

Compléments

• Les sels d’acides carboxyliques se nomment avec le nom de l’anion en « ate » suivi de « de » et du nom du métal ou de la base protonée, comme acétate de sodium et acétate de méthylammonium.

• Dans les sels formés avec une base aminée, les cations azotés sont monovalents et leur nombre dépend de la charge de l’anion.

💡 Astuce mémo

Acide + base → sel ; les charges positives et négatives s’équilibrent

📖 10. Oxydes et anhydrides

🔑 Notions clés & Définitions

• Oxyde métallique : Oxyde basique formé à partir d’une base hydroxylée déshydratée ; il associe le cation métallique à l’anion O²⁻.
• Oxyde non métallique : Oxyde acide, ou anhydride, formé par déshydratation complète d’un acide ternaire.

★ À maîtriser

📌 Un oxyde métallique se nomme « oxyde de + nom du métal » ; si le métal forme plusieurs cations, sa charge est indiquée en chiffres romains entre parenthèses.

Compléments

📌 La déshydratation partielle d’un acide ternaire forme un anhydride imparfait, aussi appelé acide condensé, tandis que sa déshydratation complète forme un oxyde acide.

• La phosphorylation de l’AMP en ADP puis en ATP est présentée comme une application biochimique associée à l’apport de H₃PO₄ et à des enzymes.

💡 Astuce mémo

Oxyde métallique basique ; oxyde non métallique acide

📖 11. Géométrie moléculaire VSEPR

★ À maîtriser

• Le modèle VSEPR, pour Valence Shell Electron Pair Repulsion, a été associé à Ronald James Gillespie et daté de 1957 ; il repose sur des règles fondées sur des observations expérimentales, notamment la diffraction des rayons X.

• La géométrie moléculaire selon VSEPR dépend de l’ensemble des doublets liants et libres de la couche de valence de l’atome central, notés AXₙEₘ, où n est le nombre de directions de liaison et m le nombre de paires libres.

• Les doublets électroniques autour de l’atome central se disposent de façon à s’éloigner le plus possible les uns des autres.

• Les répulsions suivent l’ordre E–E > E–X > X–X, et les répulsions des doublets liants diminuent lorsque l’atome lié est plus électronégatif.

• Pour AX₂, la géométrie est linéaire à 180° ; pour AX₃, elle est trigonale plane ; pour AX₄, elle est tétraédrique à 109,5°.

Compléments

📌 En VSEPR, une liaison multiple compte comme un seul centre de répulsion.

💡 Astuce mémo

Autour de l’atome central, les doublets s’écartent au maximum

📊 Tableaux de synthèse

Géométries VSEPR usuelles