Liaison ionique

...................................................................................... 11 2.3.3. Les groupes latéraux........................................................................................................ 14 2.4. P ROPRIÉTÉS IONIQUES ........................................................................................................... 15 2.4.1. Remarque générale.......................................................................................................... 16

orbite précise appelé couches électroniques. Tout les éléments chimiques se trouvent dans le tableau périodique. Cette formule, H2O , est nommé ainsi car l’atome de oxygène forme une liaison covalente avec deux atomes d’hydrogène. Une liaison covalente est un partage d’électron de valence entre des atomes . Cette liaison covalente est provoquer par la loi de l’octet . La loi de l’octet est la tendence qu’ont les éléments du tableau périodique a aquérir , se départir des électrons de valences pour avoir

Fiche professeur THEME du programme : Comprendre Sous-thème : Cohésion et transformations de la matière Solide moléculaire. Interaction de Van der Waals, liaison hydrogène Type d’activité : Activités documentaires avec possibilité d’illustration expérimentale. Conditions de mise en œuvre : Activité 1 : Le solide moléculaire (30 min) « De l’eau et du sucre » : Activité de découverte pouvant être illustrée par quelques expériences réalisées par les élèves ou le professeur. Activité

ils ne sont pas réactifs chimiquement. Orbites électroniques remplies et non remplies de certains éléments fréquents. Orbite électronique incomplètement remplie => possibilité de liaisons chimiques. liaison covalente : électrons en paires partagés par 2 atomes ex : H2O Liaisons chimiques liaison ionique : électrons donnés par un atome à un autre ionisation en solution ex : NaCl en solution : Na+ et Cl- A.Un atome de sodium (Na) réagit avec un atome de chlore (Cl). Les électrons de

par l’élève d’un texte (« un modèle ») présentant les énoncés de la règle de l’octet et les énoncés de base du modèle de Lewis. Un questionnement précis sur la molécule HCl oblige l’élève à lire, comprendre et utiliser les définitions proposées (liaison covalente, doublets liant et non-liant,…) pour dessiner une représentation de Lewis d’une molécule. Ensuite, un travail sur des représentations juste et fausses de la molécule de diazote permet à l’élève d’appliquer finement la règle de l’octet

s’expliquent principalement par des liaisons de type Van der Waals: Les molécules peuvent avoir naturellement ou de façon induite des centres de charges négatives et positives non coïncidents : il y a formation d’un dipôle électrique dont le moment est le produit distance intercentre-charge et qui est capable d’attirer une molécule ayant elle aussi une « dipolarité naturelle ou induite » L’action principale des solvants est liée à leur fort moment dipolaire qui casse les liaisons salissures-surface. Principalement

Stéréochimie Page 1 sur 17 1. Facteurs définissant la géométrie des molécules. Il faut connaître les distances interatomiques et l’angle θ des diverses liaisons que fait un atome. Pour plus de 4 atomes successifs, il faut également connaître l’angle de torsion ϕ Dans les molécules hydrocarbonées c’est l’angle de torsion (ou angle dièdre) entre les liaisons C ––– C qui importe. Le butane est ainsi représenté dans l’espace : Les modifications de la géométrie résultant de la variation de cet angle ϕ par

considère les molécules diatomiques suivantes : H2, ClF, HF, Br2. 1. Quelles sont les liaisons forcément apolaires ? 2. a. Quelles sont les liaisons polaires ? 2. b. Représenter les moments dipolaires de chaque liaison en faisant apparaître les défauts ou excès de charge sur les atomes correspondants. Exercice 4 : 4 points Compléter le tableau suivant, donnant la formule statistique des solides ioniques obtenus avec les cations de la première ligne et les anions de la première colonne. |

Les atomes III-V ne possèdent que III électrons de valence sur leurs dernières orbitales s et p. La liaison III-V résulte donc de l’hybridation des orbitales atomiques (liaison covalente) avec, en plus, pour les atomes II-VI une partie ionique non négligeable qui provient de la différence de nature entre l’élément VI, très électronégatif (anion), et l’élément II (cation). La liaison II- VI est donc iono-covalente au contraire de la IV-IV (Si, Ge) elle, est purement covalente. C’est cette

espèce chimique Plan : La liaison covalente Rappels sur les atomes Construction des molécules Formules de LEWIS Doublets liants et non liants Représentation de LEWIS des molécules Géométrie des molécules La méthode VSEPR : Répulsion des doublets La représentation de CRAM L’isomérie Z/E Définition Conséquence : L’isomérisation photochimique CONCLUSION DU CHAPITRE 6 Ce qu’il faut SAVOIR 1 - Décrire les liaisons atomiques à l’aide des règles du