Si après avoir travaillé la matière avec les outils du site, vous avez encore des questions  ou besoin d'un coaching méthode, vous pouvez nous contacter. Notre équipe didactique se fera un plaisir de vous aider.

Classer les molécules

A partir des structures de Lewis des atomes et des différents types de liaisons, nous allons pouvoir assembler les atomes pour créer des molécules.

Mais avant cela, expliquons comment les molécules se créent à partir du tableau périodique et quels sont les différentes familles de molécules qui existent. Cela nous aidera pour la suite ....

Nous avons vu que dans le tableau périodique, on pouvait trier les atomes selon deux grandes tendances :

• ceux dont l'électronégativité était faible, à caractère métallique
• ceux dont l'électronégativité était bien plus élevée, à caractère non-métallique

Nous partirons donc de ces deux catégories afin d'appliquer 4 grands types de réactions :

• réaction avec de l'oxygène (oxydation)
• réaction avec l'eau (hydratation)
• réaction avec l'hydrogène
• réaction de neutralisation (nous en reparlerons plus longuement).

Explication du schéma

Explication du schéma

Le diagramme reprend toutes ces réactions afin de générer différents types de molécules. On y voit que :

• les métaux et les non-métaux réagissent tous les deux avec l'oxygène afin de générer des oxydes (MO et XO)
• les non-métaux peuvent-eux en plus réagir avec l'hydrogène afin de générer soit les acides binaires (HX) soit des bases (XH_n) 

Les oxydes formés peuvent réagir avec de l'eau afin de générer :

• les hydroxydes (MOH) qui ont un caractère basique
• les acides ternaires (HXO)

Nous remarquerons donc que les métaux ont tendance à former des molécules basiques (en bleu) et les non-métaux formeront majoritairement des molécules à caractère acide (en vert). Attention cependant, certains ions métalliques ont une tendance acide (nous en parlerons plus tard).

Finalement, les molécules à caractère basique peuvent réagir avec les molécules à caractère acide afin de former des sels :

• les sels binaires (MX) et hydrogénosels binaires (MHX) si la neutralisation d'un acide polyfonctionnel (avec plusieurs H acides) n'est pas complète
• les sels ternaires (MXO) et les hydrogénosels correspondants (MHXO)

Comment déterminer la famille d'une molécule et utiliser le schéma ?

Comment déterminer la famille d'une molécule et utiliser le schéma ?

 

Le savoir-faire lié à la détermination de la famille des molécules nécessite d'avoir la formule moléculaire. Il consiste à : Identifier le métal et le remplacer par le symbole "M" Identifier le non-métal et le remplacer par le symbole "X"  On ne remplace ni l'hydrogène, ni l'oxygène. On ne note pas les indices qui indiquent le nombre de chacun des atomes présents dans la molécule.

 

 

 

 

Dessiner les molécules

Déterminer la masse des molécules

Un paramètre important, dont nous nous servirons souvent en chimie, est la masse des molécules. Elle nous permettra de déterminer des quantités de matière par la suite.

La masse d'une molécule, c'est (simplement) la somme des masses des atomes qui la composent

Ainsi calculer la masse d'une molécule c'est faire des additions et des multiplications. Nous obtenons un chiffre exprimé en u.m.a ; la masse moléculaire.

La masse moléculaire relative est ce même nombre, divisé par 1 uma, soit, sans unité.

La masse molaire est toujours ce même nombre accompagné de l'unité (g/mol). Elle représente la masse d'une mole (6,02 10²³ molécules) de ce corps.

Exemple pour le chlorure de cuivre (II)

Exemple pour le chlorure de cuivre (II)

Calculer la masse de CuCl₂

Masse(CuCl₂) = Masse (Cu) + 2x Masse(Cl)

En réalité, la masse d'une seule molécule est peu utile, simplement car lorsque nous pesons de la matière, nous pesons des grammes ... Ce qui représente beaucoup de molécules...

Nous en avons parlé, les masses des éléments et donc les masses moléculaires sont exprimées en uma (unité de masse atomique). Pour nous rendre compte de ce que cela représente, nous pouvons réaliser un petit calcul :

L'u.m.a est le douzième de la masse de ¹²C. Mais que vaut la masse du ¹²C exprimée en kg ?

La masse d'un atome est plus ou moins égale à la masse des protons, neutrons et électrons qui le composent, le ¹²C est composé de 6 protons, 6 neutrons et 6 électrons. En allant chercher les masses de ces particules exprimées en kg, nous pouvons déterminer cette masse :

 

Particule	Masse (kg)
Neutron	1,6749 x 10 -27
Proton	1,6726 x 10 -27
Electron	9,1094 x 10 -31

Masse (¹²C) = 6x (1,6749 x 10 ^-27 kg + 1,6726 x 10 ^-27 kg + 9,1094 x 10 ^-31 kg = 1,992 × 10⁻²⁶ kg

1u.m.a = Masse (¹²C) /12 = 1,992 × 10⁻²⁶ kg / 12 = 1,66054 × 10⁻²⁷ kg

Il s'agit donc d'une valeur extrêmement petite et ... impossible à peser. A chaque gramme pesé, nous pèserons donc un grand nombre de molécules.

 

Un grand nombre de molécules ... Une mole !

Un grand nombre de molécules ... Une mole !

Pour résoudre le problème d'échelle entre le monde microscopique de l'atome et notre monde macroscopique dans lequel sont réalisées nos mesures (de masse, de volume), le chimiste à défini une quantité : 6,023 × 10²³ et l'a appelé le nombre d'Avogadro. Ce nombre est très important car il permet facilement de faire le lien entre l'échelle microscopique (des atomes et des molécules en u.m.a) et notre monde macroscopique (g, kg).

Grâce à ce nombre, le chimiste défini ce qu'est une mole :

Une mole représente une quantité égale à 6,023 × 10²³ entités (atomes, molécules, ...)

Et ce nombre n'est pas défini par hasard ... Essayons de voir combien pèse une mole de ¹²C

Pour cela, je dois prendre 6,023 × 10²³ atomes de ¹²C, soit une masse de : 6,023 × 10²³ x 1,992 × 10⁻²⁶ kg =  0,012 kg = 12 g

Donc la mole est un outil très simple :

• si je prend un atome de ¹²C, il pèse 12 u.m.a
• si je prend une MOLE de ¹²C, elle pèse 12 g

La mole permet de passe de l'échelle microscopique à l'échelle macroscopique en gardant le même chiffre de masse mais en changeant juste l'unité pour qu'elle corresponde à nos unités de mesure. Dans le même temps, nous avons pris un grand nombre d'entités (6,023 × 10²³).

 

N'oublions pas les cristaux !

Actuellement, nous avons considéré les molécules toutes seules. Nous avons considéré que ces matières parfois solides ne comportaient pas d'eau (anhydre). Ce n'est pas toujours le cas, il arrive bien souvent que nous ayons des substances cristallisées. Dans ce cas, un certain nombre de moécules d'eau sont présentes dans les cristaux, attachées aux molécules de ce corps. On fait alors suivre leur formule d'un point et du nombre de molécules d'eau attachées  : Cr(NO3)3•9H2O Dès que l'on voit une telle structure, il faut ajouter à la masse de la molécule (le nitrate de chrome (III) dans notre exemple), la masse des molécules d'eau (on ajoutera ici 9x 18g/mol).

 

Comment faire ?

Comment faire ?

 

Le savoir-faire lié à la détermination de la masse des molécules consiste à : Identifier le nombre d'atome de chaque type présent dans la molécule à l'aide des nombres en indice qui suivent le symbole des nombres en indice qui suivent des parenthèses enfermant de symbole éventuellement pour les cristaux, du nombre qui se situe juste avant un " • " qui détermine le nombre de molécule d'eau attachées à chaque molécule du corps   Multiplier ce nombre par la masse atomique relative (T.P) Adapter l'unité si besoin : u.m.a pour la masse moléculaire g/mol pour la masse molaire aucune unité pour la masse relative

 

 

Certaines molécules en se cassant forment des ions ... polyatomiques, c'est la dissociation

 

Nous avons vu que les ions sont des particules chargées qui peuvent être monoatomiques (un atome qui gagne ou qui perd des électrons). Ces ions peuvent aussi être polyatomiques (composés de plusieurs atomes), il s'agit alors de parties de molécules. En effet, certaines molécules ont des liaisons plus fragiles qui peuvent se rompre. Souvent, la rupture d'un telle liaison est la conséquence d'une différence d'électronégativité assez importante entre deux atomes. La rupture se réalise alors de façon hétérolytique : les deux électrons de la liaison se déplacent sur un atome. Cela génère deux fragments chargés (ions) : un de charge positive possédant l'atome qui a perdu son électron dans la rupture de liaison hétérolytique un de charge négative poss&dant l'atome qui a gagné un électron lors de la rupture. Exemple : H2SO4 →  2 H+ + SO4--

 

Dans un premier temps, le plus facile est de pouvoir retenir les ions polyatomiques les plus courants ainsi que leur charge. Cela sert à construire facilement les structures moléculaires et à écrire les produits de réaction. Voici les ions classés par élément :

C

C

HCO3-	ion hydrogénocarbonate
CO3--	ion carbonate

N

N

NO2-	ion nitrite
NO3-	ion nitrate
NH4+	ion ammonium

P

P

H2PO4-	ion dihydrogénophosphate
HPO4--	ion hydrogénophosphate
PO4---	ion phosphate
H2PO3-	ion hydrogénophosphite
HPO3--	ion phosphite
H2PO2-	ion hypophosphite

S

S

HSO3-	ion hydrogénosulfite
SO3--	ion sulfite
HSO4-	ion hydrogénosulfate
SO4--	ion sulfate
S2O3--	ion thiosulfate
HS-	ion hydrogénosulfure

Halogènes

Halogènes

en général	Nom	Cl		Br		I
XO-	ion hypohalogénite	ClO-	ion hypochlorite	BrO-	ion hypobromite	IO-	ion hypoiodite
XO2-	ion halogénite	ClO2-	ion chlorite	BrO2-	ion bromite	IO2-	ion iodite
XO3-	ion halogénate	ClO3-	ion chlorate	BrO3-	ion bromate	IO3-	ion iodate
XO4-	ion perhalogénate	ClO4-	ion perchlorate	BrO4-	ion perbromate	IO4-	ion periodate

La nomenclature est une étape importante dans l'apprentissage de la chimie. Il s'agit d'apprendre à nommer correctement chacune des molécules existantes afin de pouvoir communiquer correctement entre scientifiques. C'est l'Union internationale de chimie pure et appliquée (IUPAC) qui développe et met à jour ce système de nomenclature international.

Cette partie, parfois vue comme rébarbative à cause des règles qu'elle impose, doit être vue, non pas comme un apprentissage par coeur mais comme un savoir faire que l'on développe en appliquant des règles fixées à chaque molécules. Prendre les règles à côté de soi lorsque lon fait des exercices est donc important.

Comment faire ?

Comment faire ?

 Les fiches de savoir-faire

La philosophie des règles de nomenclature concernant les molécules minérales doit être mise en parallèle avec le diagramme présentant les différentes familles de molécules. Nous détaillerons les règles famille par famille.

 

 

Le savoir-faire lié à la détermination du nom des molécules à partir de la formule moléculaire consiste à : Identifier la famille de la molécule Appliquer la règle de nomenclature liée à la famille   Le savoir-faire lié à la détermination de la structure moléculaire à partir du nom des molécules consiste à : Identifier une partie caractéristique du nom (oxyde, hydroxyde, acide, un préfixe ou un suffixe) Identifier la famille de la molécule à l'aide de cette partie caractéristique Identifier chaque élément ou groupement en utilisant les règles de nomenclature ainsi que sa charge (ex : Phosphate = PO4---) Créer la formule en plaçant (si nécessaire) des indices multiplicateurs afin que la molécule soit globalement neutre

 

 

La géométrie repose sur un principe ultra simple : tant les liaisons que les doublets libres sont constitués d'électrons qui cherchent à se repousser au maximum. A partir de là, si on regarde le nombre de doublets ou de liaisons (quelles soient simples, doubles ou tripples) qui entourrent un atome, on va pouvoir définir la géométrie optimale pour cet atome ... et d'atome en atome ... décrire la géométrie moléculaire.

Une approche simplifiée de la géométrie moléculaire

Une approche simplifiée consiste à compter le nombre de voisins qu'à l'atome central et à se référer à une association entre ce nombre de voisin et la géométrie de cet atome.

Définissons un voisin comme une densité électronique présente dans une direction de l'espace. Un voisin cela peut donc être un doublet libre sur un atome, une liaison simple mais aussi une liaison double ou triple.

Il nous suffit alors de les comptabiliser et de se référer au tableau suivant qui donne la meilleure façon d'éloigner au maximum ces voisins.

Ceci nous donne la géométrie de l'atome central qui peut différer de celle de la molécule si il y a des doublets libres sur l'atome.

De plus, comme nous considérons comme un seul et même voisin un doublet libre basé sur l'atome (et donc qui l'encombre plus) ou une liaison dont la densité électronique est déportée plus loin de l'atome, nous devons apporter une correction aux angles. En effet, deux doublets libres se repoussent plus que ce que se repoussent un doublet libre et une liaison. Finalement deux liaisons se repoussent moins.

La géométrie moléculaire par Gillespie

La méthode de Gillespie prend en compte directement tous les paramètres afin d"obtenir à la fois la géométrie de l'atome central et celle de la molécule. Le revers de la médaille est que les associations sont plus nombreuses.

Pour y arriver, Gillespie va utiliser une notation particulière pour décrire l'entourage de l'atome central :

Les changement amenés par Gillespie peuvent être classés de la même manière que ceux de la méthode simplifiée. En réalité cette méthode simplifiée correspondent au premier cas de Gillespie, celui d'un atome central sans doublet.

Pour chaque catégorie de molécule possédant un atome central, il y aura d'autres conformation décrites par Gillespie 

 

AX4 La structure AX4 est exactement identique à la structure à quatres voisins précédemment décrite. Il s'agit d'une molécule tétraèdrique. Exemple : CH4		AX3E La structure AX3E est un dérivé de la structure AX4. Un atome y est remplacé par un doublet libre. Cette modification a un implication sur la géométrie. On a ici des molécules en forme de pyramide trigonale. Exemple : NH3		AX2E2 La structure AX2E2 est un dérivé de la structure AX4. Deux atomes y sont remplacés par un doublet libre. Cette modification a un implication sur la géométrie. On a ici des molécules en forme de V. Exemple : H2O		AXE3 La structure AXE3 est un dérivé de la structure AX4. Trois atomes y sont remplacés par un doublet libre. Cette modification a un implication sur la géométrie. On a ici des molécules linéaires. Exemple : HCl

AX5 La structure AX5 est exactement identique à la structure à cinq voisins précédemment décrite. Il s'agit d'une molécule en forme de bipyramide trigonale (à base triangulaire). Exemple : PCl5		AX4E La structure AX4E est un dérivé de la structure AX5. Un atome y est remplacé par un doublet libre. Cette modification a un implication sur la géométrie. On a ici des molécules en forme de tétraède irrégulier. Exemple : SF4		AX3E2 La structure AX3E2 est un dérivé de la structure AX5. Deux atomes y sont remplacés par un doublet libre. Cette modification a un implication sur la géométrie. On a ici des molécules en forme de T. Exemple : ICl3		AX2E3 La structure AX2E3 est un dérivé de la structure AX5. Trois atomes y sont remplacés par un doublet libre. Cette modification a un implication sur la géométrie. On a ici des molécules linéaires. Exemple : ICl2-

 

AX6 La structure AX6 est exactement identique à la structure à quatres voisins précédemment décrite. Il s'agit d'une molécule octaèdrique. Exemple : SF6		AX5E La structure AX5E est un dérivé de la structure AX6. Un atome y est remplacé par un doublet libre. Cette modification a un implication sur la géométrie. On a ici des molécules de forme pyramidale. Exemple : BrF5		AX4E2 La structure AX4E2 est un dérivé de la structure AX6. Deux atomes y sont remplacés par un doublet libre. Cette modification a un implication sur la géométrie. On a ici des molécules en forme de plan carré. Exemple : ICl4-

Un résumé visuel

Un outil pour réaliser les exercices

Une implication du type de liaison et de la géométrie : la polarité

La polarité des molécules est une notion très importante car elle va permettre d'expliquer énormément de propriétés physiques et chimiques des matières. Cette notion se base sur deux autres concepts vus précédemment :

• La structure des molécules et plus particulièrement les types de liaisons présentes dans les molécules
• la géométrie des molécules

Une molécule est dite polaire si globalement, elle ressemble à un dipôle. C'est à dire si on peut la résumer à une partie positive, une partie négative séparées par une distance.

Pour qu'une molécule soit polaire, il faut :

• des charges sur les atomes
  • des ions (une différence d'électronégativé supérieure à 1,7)
  • des liaisons normales polarisées (différence d'électronégativité entre 0,5 et 1,7)

• une géométrie qui sépare la somme des charges + de la somme de charges -

Par contre, si elle ne possède que des charges partielles, il faudra évaluer sa géométrie afin de savoir si elle est polaire ou non.

En chimie minérale, les molécules sont souvent davantage polarisées et plus petites. Comparons quelques molécules pour comprendre comment savoir si une molécule est polaire ou non polaire.

Nous pourrions continuer ainsi les exemples. Nous remarquons qu'il va être difficile de créer des règles simples. En effet, quelque soit la géométrie, nous trouvons des molécules polaires et non polaires. De plus, en regardant la molécule de CO₂ ou de BCl₃, nous pourrions avoir tendance à penser que si l'atome central est connecté à plusieurs fois le même atome, la molécule serait non polaire ... mais la molécule de H₂O vient contredire cette tendance.

 Il va falloir appliquer la définition de la polarité à chaque molécule et voir si la somme des chaeges + et des charges - sont au même endroit ou non.

Nous reparlerons en détail de tout cela dans la partie consacrée à la chimie organique. Nous pouvons cependant déjà dessiner les contours de cette notion de polarité en chimie organique.

Les molécules en chimie organique sont souvent plus grandes. La grande majorité des liaisons sont des liaisons C-C ou C-H qui ne sont pas polarisées. Seuls quelques atomes (O, N, Cl, Br) peuvent être présents sur les molécules générant une polarisation de certaines liaisons. Dans la grande majorité des cas sonc, ces molécules possèdent une partie polaire et une partie non polaire. On représente souvent alors les molécules avec un rond (ici rouge) pour symboliser la partie polaire et des zig-zags pour symboliser la chaine non-polaire.

 

Ces propriétés particulières de ces molécues sont à la base de leurs comportements et utilisations particulières tant par l'homme que par la nature. Nous reverrons cela en détail mais voici déjà quelques exemples :

Nous savons par exemple que les corps gras qui sont non-polaires (l'huile par exemple) et l'eau (qui est polaire) ne se mélangent pas.  Si, à une substance organique, peu ou pas soluble dans l'eau mais dont les molécules possèdent une partie polaire et une partie non polaire, nous ajoutons de l'eau ... Nous aurons deux phases (une phase aqueuse et une phase organique). Nous pouvons représenter les molécules organiques à l'interface entre ces deux phases. Les substances organiques étant très souvent moins denses que l'eau, elles auront tendane à flotter sur l'eau (comme l'huile sur l'eau). A l'interface, les chaines carbonées non-polaires seront donc orientée au dessus, dans la phase organique.  Les molécules organiques montreront leur partie polaire à la phase aqueuse qui se trouvera,elle, en dessous.
Cependant, lorsque nous souhaitons laver notre vaisselle par exemple, il nous faut bien faire en sorte que l'eau puisse "laver" et donc emporter la graisse. Nous utilisons pour cela des savons qui ont cette propriété d'avoir une partie polaire (pour se lier avec l'eau) et une partie non-polaire (pour se lier avec la graisse). On appelle ces molécules des tensio-actifs.   Dans le cas du savon qui permet de dégraisser, nous allons obtenir des goutte d'huile au centre d'un grand nombre de molécules de savon les entourant.
Il est possible d'avoir linverse, c'est le cas des crèmes qui emprisonnent des solutions aqueuses dans un corps gras. Nous avons alors des gouttes d'eau au centre entourées par de nombreuses molécules d'une molécule tensio-active.

 

Finalement, petit lien avec la biologie. Nous savons que nos cellules (qui sont composées d'eau et qui "baignent" dans l'eau) possèdent une bi-couche dite lipidique. Cette bi-couche est constituées par des molécules ayant une partie polaire et non-polaire. Afin de pouvoir interagir avec le milieu extérieur et le milieu intérieur, tous les deux constitués d'eau, il leur est donc nécessaire de se structurer en double couche (bi-couche). A l'intérieur de cette double couche, nous retrouverons les parties non polaires des molécules.

Maintenant que nous avons compris ce qu'est une molécule, quelles sont leurs structures, il est important d'aborder un point ... Comment les molécules interagissent-elles ensembles. On ne parle plus de liaisons ici mais d'interactions.

Les interactions sont plus faibles que les liaisons, elles se font et se défont. Elles assurent la cohésion de la matière.

Toutes les interactions entre les molécules sont basées sur le même principe. Sur les molécules, sont présentes ou peuvent apparaitre des charges (+ ou -). L'attraction entre ces charges opposées sera l'interaction. Cette interaction sera d'autant plus forte que la charge est importante ...

Les interactions ions-ions (faussement appelées "liaisons ioniques")

L'interaction la plus évidente est l'interaction entre des ions. Les ions + et les ions - s'attirent. Certaines molécules dont les différences d'électronégativité sont très importantes sont toujours constituées d'ions (même à l'état solide) ; on les appelle des corps ioniques. Il s'agit de l'interaction la plus forte, car les charges sont des charges formelles (des charges entières donc). C'est par exemple le cas de la molécule de chlorure de sodium (NaCl).

Modélisation d'un cristal de NaCl. En vert, l'ion chlorure et en mauve, l'ion sodium.		Modélisation des interactions entre deux ions. La distance entre atome change constamment. Ce n'est donc pas une liaison.

Les ponts hydrogènes (faussement appelés "liaison hydrogène")

Les ponts hydrogènes sont des interactions très importantes mais applicables à peu de molécules. Il faut que les molécules respectent 3 conditions :

• être polaire
• posséder un atome d'hydrogène chargé positivement
• posséder un atome donneur de doublet d'oxygène, d'azote ou de fluor (O, N, F)

Certaine molécules telles que l'eau (H₂O), l'ammoniac (NH₃) ou encore le fluorure d'hydrogène (HF) sont des représentants classiques de ce type d'interactions. En chimie organique (nous y reviendrons) les amines, les alcools et les acides sont concernés par ces interactions.

L'interaction est formellement une attraction entre l'hydrogène chagé positivement et l'atome possédant un doublet.

Les forces de Van der Waals (les car il y en a 3 types !) 

Il est toujours question d'interactions entre dipôles mais, des interactions de plus en plus faibles.

La plus forte des trois correspond à des molécules polaires qui ne correspondent pas aux trois critères permettant de réaliser des ponts hydrogènes (souvent car l'atome donneur de doublet n'est pas l'oxygène, l'azote ou le fluor). Il s'agit des forces de KEESOM : l'interaction entre deux molécules polaires (donc l'interactions entre deux dipôles permanents).

Animation montrant deux molécules d'acide chlorhydrique en interaction. Interactions de Keesom puisque les molécules sont polaires.		Modélisation de la situation montrant le déplacement des électrons, la déformation du nuage électronique qui en résulte (en bleu)