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Molécules et composés chimiques

Un composé chimique est soit ionique soit covalent. Une molécule est le plus simple composé chimique covalent. Les différentes manières de représenter les molécules.
Les atomes sont les plus petites unités de la matière qui comportent les propriétés chimiques fondamentales d'un élément. Cependant, la plupart du temps en chimie, on s'intéresse à ce qui se passe quand des atomes se combinent avec d'autres atomes afin de former des composés. Un composé est un groupe distinct d'atomes tenus les uns les autres par des liaisons chimiques. Tout comme l'atome dont la structure se maintient grâce à l'attraction électrostatique entre le noyau positivement chargé et les électrons chargés négativement qui l'entourent, on peut dire que la stabilité des liaisons chimiques est due aux attractions électrostatiques. Afin de mieux illustrer cela, intéressons-nous aux deux grandes catégories de liaisons chimiques : les liaisons covalentes et les liaisons ioniques.

Liaisons covalentes et molécules

Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes partagent leurs électrons. La stabilité d'une liaison covalente provient de l'attraction électrostatique qui existe entre les deux noyaux chargés positivement et la charge négative des électrons partagés entre ces noyaux.
Un atome unique et neutre d'hydrogène est montré à gauche ; une molécule de dihydrogène est montrée à droite.
Un atome neutre d'hydrogène, ici à gauche, possède un seul électron. Deux atomes d'hydrogène s'associent en donnant chacun leur électron pour former une liaison covalente, représentée à droite par l'intersection des nuages gris situés autour des deux atomes. Dans cette liaison covalente, les électrons se retrouvent partagés entre les deux atomes d'hydrogène. Lorsque la liaison covalente se forme, on n'a plus deux atomes d'hydrogène distincts, mais une seule molécule de dihydrogène : Hstart subscript, 2, end subscript. Crédit image : Wikipédia, CC BY-SA 3.0
Quand les atomes s'assemblent en formant des liaisons covalentes, le groupe d'atomes ainsi obtenu est appelé "molécule". De fait, on peut dire qu'une molécule est l'unité la plus élémentaire d'un composé covalent. Comme on va le voir maintenant, il existe plein de manières différentes de représenter et de dessiner des molécules.

Représentation des molécules : la formule brute

La formule brute, aussi appelée formule moléculaire, est la représentation écrite la plus simple d'une molécule. Dans une formule brute, on utilise les symboles chimiques donnés par le tableau périodique pour indiquer les éléments constituant la molécule et on ajoute en indice de chaque symbole le nombre d'atomes de l'élément correspondant. Par exemple, dans une molécule d'ammoniac, NHstart subscript, start color #aa87ff, 3, end color #aa87ff, end subscript, on a un atome d'azote et trois atomes d'hydrogène, alors qu'une molécule d'hydrazine, Nstart subscript, start color #11accd, 2, end color #11accd, end subscriptHstart subscript, start color #e84d39, 4, end color #e84d39, end subscript,comprend deux atomes d'azote et quatre atomes d'hydrogène.
Application : La formule brute de l'acide acétique, un acide commun que l'on trouve dans le vinaigre, est Cstart subscript, 2, end subscriptHstart subscript, 4, end subscriptOstart subscript, 2, end subscript. Combien d'atomes d'oxygène y a-t-il dans trois molécules d'acide acétique ?
Par la suite, on verra que les chimistes écrivent les formules moléculaires de différentes façons. Par exemple, on vient de voir que la formule brute de l'acide acétique était Cstart subscript, 2, end subscriptHstart subscript, 4, end subscriptOstart subscript, 2, end subscript mais il est aussi possible de l'écrire CHstart subscript, 3, end subscriptCOOH. On écrit la formule de cette façon pour indiquer l'ordre d'enchaînement des atomes et donc montrer la structure de la molécule d'acide acétique. On appelle cette écriture la formule structurale, ou formule semi-développée compacte. L'écriture CHstart subscript, 3, end subscriptCOOH se trouve ainsi au carrefour de la formule brute et de la formule de structure, qu'on va voir dans le paragraphe suivant.

Représentation des molécules : les formules de structure

La formule brute nous indique uniquement le nombre d'atomes de chaque élément que contient une molécule. Mais les formules de structure fournissent une information supplémentaire : elles indiquent comment les atomes sont connectés entre eux dans l'espace. Pour cela, on dessine les liaisons covalentes reliant les atomes entre eux. Précédemment, on s'est intéressé à la formule brute de l'ammoniac qui est NHstart subscript, 3, end subscript. Intéressons-nous désormais à sa formule de structure :
Deux formules structurales de l'ammoniac.
Deux formules de structure de l'ammoniac, NHstart subscript, 3, end subscript. La formule à gauche donne seulement une approximation de la structure moléculaire en deux dimensions, alors que celle de droite montre l'orientation des atomes dans l'espace. Les traits en pointillés représentent une liaison dirigée vers l'arrière du plan et les traits en gras représentent une liaison qui pointe vers l'avant du plan. Le tiret sur l'azote représente une paire d'électrons célibataires, c'est-à-dire un doublet non liant. Crédit image : à gauche, Physique Applique, CC BY-NC-SA 4.0; à droite, Wikipédia, CC BY-SA 3.0
À l'aide de ces deux formules de structure, on s'aperçoit que l'atome central d'azote partage une liaison covalente avec chaque atome d'hydrogène. Toutefois, il faut garder à l'esprit que les atomes et les molécules, comme toute chose dans l'univers, possèdent une structure tridimensionnelle : ils ont donc une longueur, une largeur et une profondeur données. La formule de structure de gauche est la formule développée plane qui montre seulement une approximation en deux dimensions de la molécule. Tandis que la formule de structure de droite est plus détaillée et précise l'orientation dans l'espace des liaisons : le trait en pointillé indique que l'atome d'hydrogène le plus à droite est situé derrière le plan de l'écran et le triangle plein montre que l'hydrogène au milieu pointe vers l'avant du plan. Le tiret au-dessus de l'azote indique une paire d'électrons célibataires qui ne sont pas impliqués dans une liaison covalente. On va voir ce que cela signifie dans la suite de l'article. Pour représenter la forme tridimensionnelle d'une molécule de manière plus précise, on peut s'appuyer sur des modèles compacts et des modèles éclatés. On va voir ce que donne chaque modèle pour NHstart subscript, 3, end subscript :
Un modèle compact et un modèle éclaté de l'ammoniac.
Un modèle compact, à gauche, et un modèle éclaté, à droite, de l'ammoniac, NHstart subscript, 3, end subscript. Les atomes d'azote sont représentés en bleu et les atomes d'hydrogène en blanc. Crédit image : à gauche Wikipédia ; à droite, Wikipédia, public domain
L'image de gauche représente un modèle compact de l'ammoniac. La large sphère bleue au centre du modèle correspond à l'atome d’azote. Les atomes d’hydrogène sont représentés par trois sphères blanches de plus petit diamètre, accolées à l’azote formant ainsi une sorte de trépied. La forme globale de la molécule est une pyramide où l’atome d’azote se trouve au sommet d’une base triangulaire formée par les trois atomes d’hydrogène. Lors de l’étude de la géométrie des molécules, on verra que ce type d’arrangement d’atomes est appelé pyramide trigonale. Le principal avantage du modèle compact est qu’il donne une idée de la taille relative des différents atomes. Ici, on voit que le rayon atomique de l’azote est plus important que celui de l’hydrogène.
L'image de droite montre un modèle éclaté de l'ammoniac. Comme on peut le deviner, les boules représentent les atomes et les bâtons, qui relient les boules entre elles, représentent les liaisons covalentes entre ces atomes. L'avantage de ce type de modèle est qu'il permet de voir les liaisons covalentes et donc de visualiser plus facilement la géométrie de la molécule.

Les ions et leur formation

Maintenant que nous avons compris ce que sont les liaisons covalentes, on peut commencer à aborder l'autre type majeur de liaison chimique : la liaison ionique. Contrairement aux liaisons covalentes, dans lesquelles les paires d'électrons sont partagées entre les atomes, la liaison ionique se forme quand deux ions de charges électriques opposées s'attirent l'un l'autre. Afin de mieux illustrer cela, intéressons-nous d'abord à la structure et à la formation des ions.
Il ne faut pas oublier que les atomes neutres possèdent un nombre équivalent de protons et d'électrons. La charge positive totale des protons vient annuler exactement la charge négative apportée par l'ensemble des électrons. La charge globale de l'atome est donc nulle.
En revanche, le gain ou la perte d'un électron va perturber l'équilibre entre protons et électrons. L'atome devient alors un ion, une espèce chargée. Le schéma suivant montre ce qu'il se passe lorsqu'un atome neutre perd un électron :
L'oxydation du sodium
Un atome neutre de sodium, Na, perd un électron pour donner le cation Nastart superscript, plus, end superscript. Crédit image : Introduction to Chemistry: General, Organic, and Biological, CC BY-NC-SA 3.0
Le schéma ci-dessus montre un atome neutre de sodium, Na, perdant un électron. On obtient alors l'ion sodium, Nastart superscript, plus, end superscript, qui possède 11 protons mais seulement 10 électrons, ce qui lui confère une charge totale de +1. Il s'agit donc d'un cation—un ion chargé positivement.
On va maintenant voir la formation d'un anion—un ion chargé négativement.
La réduction du chlore en chlorure.
Un atome neutre de chlore, Cl, gagne un électron pour donner l'anion Cl start superscript, minus, end superscript. Crédit image : Introduction to Chemistry: General, Organic, and Biological, CC BY-NC-SA 3.0
Le schéma montre le procédé inverse de celui observé avec l'atome de sodium. Ici, l'atome neutre de chlore, Cl, gagne un électron pour donner l'ion chlorure, Clstart superscript, minus, end superscript, qui possède 17 protons et 18 électrons. La charge totale de l'ion chlorure dépend de la charge apportée par l'électron supplémentaire. Puisque les électrons sont porteurs d'une charge -1, la charge de l'ion chlorure est aussi de -1. Il s'agit donc d'un anion, un ion chargé négativement.
Note : Quand un atome neutre gagne un ou plusieurs électron(s) pour donner un anion, on ajoute en général à son nom le suffixe -ure. Par exemple, l'anion Clstart superscript, minus, end superscript est appelé ion chlorure, Brstart superscript, minus, end superscript est l'ion bromure, Hstart superscript, minus, end superscript est l'ion hydrure, Nstart superscript, 3, minus, end superscript est l'ion nitrure, etc.

Liaisons ioniques

Dans cette partie, on va voir les mécanismes distincts de formation du cation Nastart superscript, plus, end superscript et de l'anion Clstart superscript, minus, end superscript, c'est-à-dire comment le sodium peut perdre un électron et le chlore en gagner un. En réalité, cela peut se dérouler en une seule et même étape puisque le sodium peut donner son électron au chlore. Ce procédé est illustré ci-dessous :
Oxydation et réduction du sodium et du chlore.
Le sodium donne son électron au chlore pour former Nastart superscript, plus, end superscript et Clstart superscript, minus, end superscript. Crédit image : Boundless Learning, CC BY-SA 4.0
Le schéma ci-dessus montre comment un électron est transféré du sodium au chlore pour former les ions Nastart superscript, plus, end superscript and Clstart superscript, minus, end superscript. Une fois la paire d'ions formée, il se crée une forte attraction électrostatique entre eux qui conduit à la formation d'une liaison ionique. Dans une liaison covalente, les électrons sont partagés entre les deux atomes alors que dans une liaison ionique, les électrons sont complètement transférés. C'est l'un des aspects qui différencie clairement ces deux types de liaison.
Note : Au fur et à mesure qu'on en apprendra plus sur les liaisons, on verra qu'il n'existe pas de distinction bien nette entre les liaisons covalentes et les liaisons ioniques. Elles peuvent être considérées comme les deux extrémités d'une même échelle. On peut voir la liaison ionique pure comme un partage parfaitement inéquitable d'électrons, alors que dans une liaison covalente, ce partage sera parfaitement équitable. En réalité, la plupart des liaisons chimiques se situent entre les deux cas.

Représenter les liaisons ioniques

On va maintenant voir les différentes façons de dessiner ou représenter les liaisons ioniques. Pour cela, on continue à travailler avec le composé ionique le plus connu—le chlorure de sodium, couramment appelé le sel de table. La liaison ionique du chlorure de sodium peut être représentée de la façon suivante :
La liaison ionique du chlorure de sodium.
Une représentation structurale de la liaison ionique existant entre le cation sodium, Nastart superscript, plus, end superscript, et l'anion chlorure, Clstart superscript, minus, end superscript. On remarque qu'il n'y a pas de trait pour connecter les deux ions puisque cela indiquerait la présence d'électrons partagés et donc d'une liaison covalente. Ici, les électrons sont complètement transférés et la liaison est purement ionique. Crédit image : Wikispaces, CC BY-SA 3.0
L'attraction électrostatique existant entre le cation sodium chargé positivement et l'anion chlorure chargé négativement les amène à se positionner l'un à côté de l'autre. Comme aucun électron n'est partagé, on ne représente pas la liaison ionique par un trait comme on le fait pour les liaisons covalentes. On considère qu'il y a attraction puisque les ions portent des charges de signes opposés.
Cependant, la représentation ci-dessus n'est qu'un modèle. Dans la nature, le chlorure de sodium n'existe pas sous forme d'un seul cation sodium lié à un unique anion chlorure. Comme on l'a mentionné plus tôt, le chlorure de sodium est du sel de table—et si on pouvait l'examiner à l'échelle atomique à l'aide d'un microscope surpuissant, on verrait quelque chose qui ressemblerait à cette structure :
Un schéma de la structure cristalline du chlorure de sodium.
Si on pouvait observer un cristal de chlorure de sodium à l'échelle atomique, on verrait des ions sodium et chlorure parfaitement positionnés les uns à côté des autres dans l'espace. Cette structure ordonnée et stable est due aux fortes liaisons ioniques existant entre Nastart superscript, plus, end superscript et Cl start superscript, minus, end superscript. Crédit image : Introduction to Chemistry: General, Organic, and Biological, CC BY-NC-SA 3.0
Le schéma montre que les ions Nastart superscript, plus, end superscript et Clstart superscript, minus, end superscript sont naturellement positionnés les uns à côté des autres dans l'espace en raison de l'attraction électrostatique existant entre eux. Les ions sont maintenus en place par leurs très fortes liaisons ioniques. La structure ci-dessus représente un réseau cristallin. Comme presque tous les composés ioniques, le chlorure de sodium est un solide cristallin. On en verra plus sur ce sujet dans les leçons sur les différents types de solides.

Les composés covalents et les composés ioniques : les molécules et les unités formulaires

Maintenant qu'on a vu les bases concernant les liaisons covalentes et ioniques, il est nécessaire de faire quelques distinctions. On sait qu'un groupe d'atomes reliés entre eux uniquement par des liaisons covalentes est appelé une molécule. Toutefois, le terme de molécule doit seulement être employé en référence à un composé covalent. Par exemple, dans le composé ionique chlorure de sodium, on ne trouve pas de molécule unique de chlorure de sodium puisqu'en réalité ce composé est constitué d'une multitude d'ions sodium et chlorures assemblés en une structure cristalline ordonnée—comme on l'a vu dans le schéma précédent. On va donc parler d'une unité de NaCl en termes d'unité formulaire et non de molécule. Il faut garder en mémoire que contrairement aux molécules, les unités formulaires simples n'existent pas dans la nature—on s'appuie seulement sur elles dans un souci de compréhension et de commodité.
Application : Quel type de composé est constitué de molécules ? Les composés ioniques ou covalents ?

Conclusion

L'attraction électrostatique est à l'origine de la constitution des liaisons chimiques. L'association d'atomes à l'aide de liaisons chimiques conduit à la formation de composés—des structures uniques constituées d'au moins deux atomes. La composition basique d'un composé est indiquée par sa formule brute. Cette notation utilise les symboles chimiques donnés par le tableau périodique pour indiquer les éléments constituant la molécule. Le nombre d'atomes de chaque élément est précisé en indice du symbole correspondant.
Les composés chimiques peuvent être covalents ou ioniques. Dans le premier cas, les atomes forment entre eux des liaisons covalentes basées sur le partage d'électrons entre deux noyaux atomiques adjacents. L'ammoniac est un exemple de composé covalent. Sa formule brute est NHstart subscript, 3, end subscript, ce qui indique qu'il y a un atome d'azote et trois atomes d'hydrogène dans une seule molécule d'ammoniac. La structure d'un composé covalent peut être représentée à l'aide d'un modèle compact ou d'un modèle éclaté.
Dans le cas d'un composé ionique, les électrons sont complètement transférés d'un atome à un autre pour former un cation—un ion chargé positivement—et un anion—un ion chargé négativement. La forte attraction électrostatique existant entre un cation et un anion adjacent constitue la liaison ionique. L'exemple le plus connu de composé ionique est le chlorure de sodium NaCl, appelé communément le sel de table. Contrairement aux composés covalents, on ne peut pas parler de molécule pour un composé ionique. En effet, dans la nature, NaCl n'existe pas sous forme d'unité individuelle mais sous la forme d'une structure cristalline composée de plusieurs ions Nastart superscript, plus, end superscript et Clstart superscript, minus, end superscript ordonnés alternativement dans l'espace. La formule brute NaCl se réfère à l'unité formulaire de ce composé.

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  • blobby green style l'avatar de l’utilisateur dieuvenlovejoseph
    Le rapport entre cation et anion
    (2 votes)
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    • piceratops ultimate style l'avatar de l’utilisateur Smaug-le-Terrible
      Cation = Charge Positive (moins d'électrons que de protons)

      Anion = Charge Négative (plus d'électrons que de protons)

      Tu comprends ?

      Et pour aller plus loin, tu prends "ion", c'est à dire "atome à charge non-nulle (pas le même nombre de protons que d'électrons)", et tu y mets le préfixe "cat" ou "an". C'est comme ça fonctionne "cathode" et "anode". "an" semble vouloir dire "ajout", donc "cat" doit vouloir dire "soustrait".
      (7 votes)
  • female robot amelia style l'avatar de l’utilisateur Clé Ment Tht
    Pour moi il y a une erreur le rayon atomique de l'azote peut pas être plus grand que celui de l'hydrogène si on suit l'évolution du rayon atomique dans le tableau de mendeleiev ?
    (3 votes)
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    • blobby green style l'avatar de l’utilisateur Elisabeth
      Le rayon atomique croît avec le nombre de couches, donc verticalement dans le tableau périodique.
      Par ailleurs, au sein d'une même couche, le nuage électronique se contracte quand le nombre d'électrons augmente.
      Avec ces deux tendances, il est possible de trouver un élément de la 3ème ligne, situé à droite dans le tableau, qui a un rayon atomique inférieur à celui d'un élément situé dans la ligne supérieure, mais plutôt vers la gauche du tableau. Pour plus de détails, tu peux regarder la vidéo "Évolution du rayon atomique dans le tableau périodique".
      Cependant, en ce qui concerne l'hydrogène et l'azote, l'effet de la couche supplémentaire est plus important que l'effet de contraction au sein de la deuxième couche.
      Le rayon atomique de l'azote reste supérieur à celui de l'hydrogène.
      (1 vote)
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