Doublet non liant

principaux résultats. Les principes suivants, qui étaient déjà valables dans le modèle de Lewis, restent en vigueur : • Seuls les électrons périphériques interviennent dans l’établissement des liaisons. • Une liaison est constituée de deux électrons (doublet d’électrons) • Les électrons engagés dans une liaison peuvent provenir des deux atomes (chacun en apporte un) ou par un seul atome (liaison dite “dative”). • Une fois la liaison établie, les deux électrons de la liaison appartiennent aux deux atomes

Chap.5 Polarité, interactions intermoléculaires et états physiques LIAISONS COVALENTES POLARISÉES 2 INFLUENCE DES ÉLECTRONÉGATIVITÉS SUR LA NATURE DES LIAISONS NON MÉTALLIQUES Considérons deux atomes A et B d’électronégativités χA et χB 0 Liaison purement covalente H−H, B−H C−S 1,7* Liaison covalente polarisée (à caractère ionique) H−F , H−O , C−O χA − χB Liaison ionique Na Cl Na O Mg O * Sous réserve que le critère lié aux distances interatomiques soit satisfait (Cf. Chap.3) Attraction

fin de ce chapitre, je dois être capable de : 1- Maîtriser l'utilisation des règles du duet et de l'octet 2- Connaître la géométrie imposée par un carbone tétragonal, trigonal ou digonal 3- Maîtriser la nomenclature des chaînes carbonées saturées, non cycliques, linéaires et ramifiées, en se limitant à 6 atomes de carbone au maximum 4- Identifier et nommer les groupes caractéristiques: alcool, aldéhyde, cétone, acide carboxylique et amine primaire 5- Connaître les noms usuels et officiels de quelques

difficile de rompre les liaisons dans ces derniers.Les interactions qui assurent la cohésion des solides moléculaires sont plus faibles que celles qui assurent la cohésion d’un solide ionique. 2- Solides moléculairesLa cohésion entre molécules (particules non chargées) provient d’interactions électrostatiques entre les nuages électroniques, appelées interactions de Van der Waals et sont d’autant plus importantes que les molécules sont volumineuses et proches car leur portée est faible (ces interactions sont

macroscopique de matière. Exemples – 2 éthane glucose C2 H 6 C6 H12 O6 polyéthylène (CH2 )n , 500 < n < 1 000 Représentation plane des molécules organiques 2.1 Formule développée de Lewis On représente tous les atomes, tous les doublets liants et non liants, toutes les lacunes électroniques 1 et les charges formelles. Elle est rarement utilisée, sauf si elle permet de faire une démonstration particulière. acide éthanoïque H Exemples – H C H O H C O glucose H cation éthyle H H H

fusion n’est pas contrôlable. 3/ LOIS DES EMISSIONS RADIOACTIVES On rappelle que : 13 Soit alors No un nombre d’atomes d’une substance radioactive à l’instant to, et Nt le nombre de ces mêmes atomes pendant le temps t ; quelle est alors la relation liant No à Nt ? ou en d’autres termes quel est le nombre moyen d’atomes dN qui se désintègrent dans le temps dt ? D’une manière différentielle on établit que : dNt = - λ Nt dt (1) Le signe - dans la relation en (1) exprime la décroissance en Nt dans le

Exemple : le propane de formule brute C3H8 a pour formule développée : Formule semi-développée : CH3 – CH2 – CH3 *représentation de Lewis: La représentation de Lewis d'une molécule correspond à sa formule développée sur laquelle les doublets liants et non liants apparaissent sous la forme de traits. * les modèles moléculaires: Un modèle moléculaire représente une molécule dans l’espace. On en distingue 2 types : - Le modèle compact : chaque atome est représenté par une boule de couleur déterminée

Chapitre 1 : Les Propriétés de l'eau. 1. Rappels: les états de la matière Etat gazeux : - molécules éloignées / pression faible non-condensé et désordonné Etat liquide : - mouvement limité car molécule rapprochées position relative qui se modifient continuellement condensé et désordonné Etat solide : - aucun mouvement et pas de changement

classification périodique : • • Sur une même période : si Z augmente alors E.N augmente Sur un même groupe : si Z augmente alors E.N diminue II-6- Valence C'est la capacité de chaque atome à former une liaison. Sa valeur est égale au nombre d'électrons non appariés (célibataires). Exemple : 1) Hydrogène : 1s1 ; v= 1 2) Oxygène 3) Potassium : 2s2 2p4 ; v= 2 : 4s1, v = 1 II-7 Propriétés magnétiques - Diamagnétisme : Les atomes (ou molécules) ne possédant pas d'électrons célibataires sont dit diamagnétiques

très électronégatif et porteur d’un doublet non liant.δ- δ+ A – H …… B Liaison hydrogène = interaction électriqueA et B sont essentiellement des atomes de fluor F, oxygène O, azote N.Une liaison hydrogène est notée en pointillé et les trois atomes concernés sont alignés. La liaison hydrogène correspond à une interaction électrique entre l’atome hydrogène, qui porte un excès de charge positive et le doublet non liant de l’atome B. Exemple: