Physique-Chimie · premiere speGratuit

Chapitre 3 — Structure des entités, cohésion et solubilité

L'essentiel en 30 secondes

Les atomes se lient par des liaisons covalentes (partage d'e⁻) ou ioniques (transfert d'e⁻). La géométrie d'une molécule dépend du nombre de doublets (liants et non liants) autour de l'atome central. La cohésion des solides et liquides vient des interactions intermoléculaires : Van der Waals (toujours présentes) et liaisons hydrogène (si H lié à N, O ou F). La solubilité obéit à la règle « qui se ressemble se dissout ».

Notions clés

Liaison covalente: Mise en commun d'un doublet d'électrons entre deux atomes.
Électronégativité: Capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison. Augmente vers le haut et la droite du tableau périodique (hors gaz nobles).
Liaison polarisée: Liaison covalente entre deux atomes d'électronégativités différentes : les électrons sont plus proches de l'atome le plus électronégatif.
Interactions de Van der Waals: Interactions attractives faibles entre toutes les molécules, d'autant plus fortes que la molécule est grosse.
Liaison hydrogène: Interaction intermoléculaire entre un atome H lié à N, O ou F et un atome N, O ou F d'une autre molécule. Plus forte que Van der Waals.
Solubilité: Masse maximale de soluté que l'on peut dissoudre dans un volume donné de solvant à une température donnée.

Formules

Nombre de doublets liants (règle du duet/octet)

\text{Nombre de liaisons d'un atome} = 8 - \text{nombre d'e}^{-} \text{ de valence (pour la 2e période et au-delà)}

Condition : Duet pour H et He (2 e⁻), octet pour les autres (8 e⁻)

A retenir

« Qui se ressemble se dissout » : un soluté polaire se dissout dans un solvant polaire (eau), un soluté apolaire dans un solvant apolaire (cyclohexane).
La liaison hydrogène explique la température d'ébullition élevée de l'eau par rapport à des molécules de taille comparable.
Les doublets non liants repoussent davantage que les doublets liants : ils « écrasent » les angles de liaison.

Erreurs classiques

Erreur : Oublier les doublets non liants dans le schéma de Lewis.

Correction : Compte d'abord les e⁻ de valence de chaque atome, place les liaisons, puis répartis les e⁻ restants en doublets non liants.

Erreur : Croire qu'une molécule avec des liaisons polarisées est forcément polaire.

Correction : Si la géométrie est symétrique $(ex$ : $CO_2$ linéaire), les polarités se compensent et la molécule est apolaire.

Erreur : Confondre liaison hydrogène et liaison covalente O–H.

Correction : La liaison hydrogène est intermoléculaire (entre deux molécules), la liaison O–H est intramoléculaire (dans la molécule).

Astuce méthode

Pour un schéma de Lewis, commence par compter le total d'électrons de valence, divise par 2 pour avoir le nombre de doublets, puis place-les : d'abord les liaisons, ensuite les doublets non liants sur les atomes qui n'ont pas leur octet.