[PDF] 2) loi globale: 9 oct. 2021 comptabilisant les é

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09/10/21

Première

générale :Titrage -n°8 :2) loi globale :ÇHSOG t Iz ÇA 0g +211-+1-2-5
.3) A l'

équivalence

,ona ni (4%06) Mv Ia 1 1 Mi (61+806) =Mv Iz .4) ni (6%06) =l' 2,00 10 -3 10,0 10-3 =2,00×10 -Smd .5) mlGHgotl-nilldtgo.HN/GHg0o =2,00×10-5×176 =352×10 -5g .=352×10-2 =3,52mg .Calculons l'

écart

relatif entre mes .pt mien :5- 3,52 ✗100e =Kh -lrexp 100
=g 4h =29,6% www.plusdebonnesnotes.com Spé Physique-chimie Première générale M. Sivasuthasarma

CHAPITRE 5 :

STRUCTURE ET

PROPRIETE DES

MOLECULES ET DES IONS

I. Etablir un schéma de Lewis

Dans une molécule , les atome s sont liés par des liaisons covalentes obtenues par la mise en commun alors saturée, et leur stabilité est plus grande que

Dans une

molécule, chaque atome respecte l a règle du duet ou la

Les formules de

Lewis des

molécules permettent de vérifier le respect de ces r ègles en comptabilisant les électrons des liaisons covalentes et des doublets non liants pour chaque atome de la molécule.

B. Etablir un schéma de Lewis

Une méthode possible pour établir le sch éma du formule brute consiste à :

1. Ecrire la configuration éle ctronique de

chaque atome ; 2. valence ݊ mis en jeu dansa la molécule

étudiée ;

3. Déterminer le nombre de doublets

covalentes ou doublets non liants) en divisant le nombre ݊ par deux ;

4. Répartir les doublets en re spectant les

atome forme un nomb re de liaisons ou du duet.

Exemple : ܪܰ

Remarque : Chaque liaison covalente simple

formée par un atome avec un autre lui permet de gagner un électron sur sa couche externe. Attention : Il faut comptabiliser tous les électrons des liaisons da ns lesquelles ch aque atome e st impliqué.

Vocabulaire :

Liaison covale nte : mise e n commun de

deux électr ons de valence entre deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux atomes

Doublets non liants : Pour un atome, ce sont

participent pas aux liaisons covalente s :

Attention : pas

aux électrons internes, seulement aux électrons de la couche de valence (ou couche externe), car seuls ceux-ci peuvent établir des liaisons covalentes.

C. Les acides de Lewis

Certaines entités chimiques possèdent une lacune électronique, symbolisée par un rectangle vide. On appelle ces entités chimiques des acides de Lewis. CHK .E- to cou l www.plusdebonnesnotes.com Spé Physique-chimie Première générale M. Sivasuthasarma 1 Chapitre 5 : Structure et propriété des molécules et des ions

17/10/2020

Les atomes porteurs de lacune électronique au sein du duet, et sont donc susceptibles de créer une liaison covalente avec un d molécule.

Dans le borane, le bore possède

une lacune électronique représentée par un rectang le vide. Il ne respecte pas la règle de

électrons (3 liaisons covalentes).

II. La g éométrie spatiale des

molécules

A. De l a formule de Lewi s à la

géométrie des molécules

à partir de sa structure de Lewis.

liants, ou double ts des liaisons covalentes, et le s des autres afin de minimiser les forces de répulsions

électrostatiques.

Les géomé tries adoptées sont de formes

géométriques simples :

B. La théorie VSEPR

La théorie VSEPR,

dont le nom est issu du sigle anglai s " valence shell electron pair repulsion », poursuite de la théorie développée par Gilbert Lewis en 1916 sur les liaisons chimiques. Le formalisme de cette méthode appelle aussi parfois ce modèle le modèle de

Attention :

Une liaison multiplie, double ou triple, est

traitée comme une liaison simple pour chimique. deux atomes, la géométrie est nécessairement linéaire. duquel les liaisons covalentes et les doublets non liants se disposent.

Dans le cas de la

parle de géométr ie doublets non liants et forme deux liaisons c ovalentes, soit 4 doublets au total mis en jeu. Application : A partir de la représentation de Lewis de la molé cule de mé thane ܪܥ , indiq uer la géométrie adoptée.

III. La polarité des molécules

atome à une liaiso n coval ente polarisée traduit son apti tude à attirer à lui les

électrons dune

liaison dans laquelle il est engagé. Cette grandeur sans unité varie en fonction de la place de lélément chimique dans le tableau périodique.

Les symboles ߜ൅ et ߜ

partielles portées par les atomes de cette liaison covalente : ܣ

FIGURE 1 : ELECTRONEGATIVITE ߯

DE QUELQUES ATOMES

ta} www.plusdebonnesnotes.com Spé Physique-chimie Première générale M. Sivasuthasarma 2 Chapitre 5 : Structure et propriété des molécules et des ions

17/10/2020

une charge partielle positive notée ߜ

B. Prévoir la polarité dune

molécule. Pour déterminer le caractère polaire dune molécule, il faut sintéresser à lélectronégativité des atomes qui la constituent, identifier les éventuelle s liaisons polarisées et enfin sintéresser à la géométrie de la molécule. Une molécule peut être polaire si elle comporte au moins une liaison polarisée :

Si elle comporte quune liaison polarisée,

elle est alors nécessairement polaire ;

Si elle comporte plusieurs liai sons

polarisées, il faut alors étudier la géométrie de cette mo lécule pour sassurer que les polarisations des liaisons ne se compensent pas.

Exemples :

1. La molécule deau

possède 2 liaisons

La géométrie coudée

de cette molécule impose des ch arges partielles positives et négatives.

2. La molécule deau est polaire alors que la

molécule de dioxyde de carbone ne lest pas. En effet, sur le schéma ci- contre, les pola risations des 2 liaisons ܥൌܱ sannulent.

Attention :

On par le dune liaison polarisée ou non

polarisée et dune moléc ule polaire ou apolaire.

Une charge partielle, positive ou négative,

nest pas une charge réelle comme dans un cation ou un anion. Il sagit dune grandeur uniquement formelle pour tra duire la polarisation de la liaison.

IV. Exercices

Exercice n°1

Exercice n°2

Exercice n°3

Exercice n°4

Exercice n°5

Exercice n°6

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Exercice n°7

Exercice n°8

Exercice n°9

Exercice n°10

f

épédeualena

couche externe H .pH 1s H- -H 'i H -C -H H Hall go

15252f

.6

21-6=8

pH :1s

8-2--4

1

Application

:Ensuivantla méthodedéterminer le schémade Lewis du CO2et deGHz .Cité dévoilera

4112=16

e- -16<=8 doublets .O 6 e- deValence c C- 4 e- de vol A :p e- deux 8+6=1 =7- doublets .tiit •⊥Hp H -H H -C -Cquotesdbs_dbs35.pdfusesText_40

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