chap. 2

Collège / 1CH / Molécule et matière / 2016-2017
AIDE-MÉMOIRE
La molécule et
la matière
http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/cours-ch1-molecule.pdf
TABLE DES MATIÈRES
2.A. La définition de molécule..................................................................................................2
2.B. La formule brute et sa signification...................................................................................2
2.C. La formule brute, le modèle compact et le modèle boule-bâton.......................................2
2.D. L’électronégativité.............................................................................................................3
2.E. La détermination des nombres d’oxydation des éléments.................................................3
2.F. La liaison chimique et la formule de Lewis avec les charges entières et/ou partielles......4
2.F.1 La covalence pure........................................................................................................4
2.F.2 La liaison ionique (ou électrovalence).........................................................................5
2.F.3 La covalence polaire.....................................................................................................5
2.F.4 La covalence de coordination.......................................................................................6
2.F.5 Les substances constituées de beaucoup d’atomes.......................................................7
2.F.6 La molécule organique.................................................................................................8
2.F.7 Les molécules polaire et apolaire.................................................................................9
2.F.8 Les liaisons intermoléculaires....................................................................................10
2.G. La matière........................................................................................................................11
2.G.1 Les corps purs simples..............................................................................................12
2.G.2 Les corps purs composés...........................................................................................13
2.G.3 Les mélanges.............................................................................................................14
2.G.4 La solution.................................................................................................................14
2.H. La nomenclature..............................................................................................................15
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Aide-mémoire
2.A. La définition de molécule
• La molécule est un assemblage d’atome et elle est donc électriquement neutre.
Exemple : HCl
• La molécule est un groupe distinct avec un nombre déterminé d’atomes liés.
Exemple : eau pure
Lorsque les atomes sont liés et leurs couches électroniques sont pleines (règle de l’octet),
cela favorise la stabilité de la molécule. Exemple :
Les atomes ont leurs dernières couches pleines :
-hydrogène (entouré de 2 électrons)
-carbone (entouré de8 électrons)
- brome (entouré de 8 électrons)
2.B. La formule brute et sa signification
Quel est l’intérêt de donner une formule brute à une molécule ?
Dans la formule brute, les atomes sont représentés par leur symbole et le nombre d'atomes de
chaque élément est indiqué en indice.
Formule brute Signification ?
Cl2Cette molécule est composée de deux atomes de chlore
H20 L’eau H20 est composée de deux atomes d’hydrogène et d’un atome d’oxygène
3 H20 Il s’agit de 3 molécules de H20, et chaque molécule est composée de deux
atomes d’hydrogène et d’un atome d’oxygène
Attention : Le nombre devant la formule brute de la molécule indique le nombre de molécules.
Il ne donne pas d’information sur le nombre d’atomes dans une molécule.
2.C. La formule brute, le modèle compact et le modèle boule-bâton
IL est possible de représenter les molécules de différentes manières. Voici deux exemples :
- Modélisation boule-bâton :
l'atome est représenté par une boule et la liaison par un bâton (une tige ou un trait épais)
Ex. : H2O
- Modélisation compact :
l'atome est représenté par une boule.
Lorsque des atomes se touchent sur ce modèle, ils sont liés
Ex. : H2
p.2

Aide-mémoire
2.D. L’électronégativité
Comment pourrait-on savoir la manière dont un atome se lie avec un autre atome ?
Ceci est possible grâce à l’électronégativité.
L'électronégativité est une mesure de l'aptitude que possède un atome à attirer des électrons
lors de liaisons avec d'autres atomes. Plus l'indice d'électronégativité est grand, plus la force avec
laquelle l’atome attire les électrons d’un atome voisin est grande.
Ainsi, un atome avec une petite électronégativité aura tendance à perdre un ou de(s) électron(s)
et à se charger positivement. Inversement, un atome avec une grande électronégativité aura
tendance à gagner un ou de(s) électron(s) et à se charger négativement.
0.7 1 2 3 4 Électronégativité
métaux non –métaux
éléments de transition
2.E. La détermination des nombres d’oxydation des éléments
Le nombre d’oxydation donne une indication de la charge d’un élément.
La somme des nombres d’oxydation de tous les éléments d’une molécule est égale à 0, car la
molécule est électriquement neutre.La somme des nombres d’oxydation de tous les éléments d’un
ion est égale à la charge de l’ion. L’électronégativité aide aussi à choisir le bon nombre
d’oxydation de l’élément (voir l’exemple du HCl ci-dessous).
Exemples :
Cl2 NO(Cl) =O La somme des charges dans Cl2 est nulle
HCl Juste NO(H) = +1 NO(Cl) =-1
Faux : NO(H) = -1 NO(Cl) =+1 faux, car le chlore est plus électronégatif que l’hydrogène,
SO42- NO(S)= +6 +6
NO(O) =-2 (4 fois O2-) -8
La somme des charges = -2 comme la charge de SO42-
p.3

Aide-mémoire
2.F. La liaison chimique et la formule de Lewis avec les charges
entières et/ou partielles
•La liaison chimique
- La nature des liaisons chimiques dépend essentiellement de la différence d'électronégativité
(∆E) entre les atomes qui participent à la liaison :
∆E= électronégativité la plus grande - électronégativité la plus petite
- Les principaux types de liaison sont la covalence pure, la liaison ionique, la covalence polaire et la
covalence de coordination.
0 1 2 ∆E (différence d’électronégativité)
1.7
Covalence polaire :δ+ δ- Électrovalence : + -
Covalence pure : pas de charge
2.F.1 La covalence pure
Partage des électrons, ∆E = 0
En 1916, Lewis proposa une explication de la liaison chimique (liaison covalente) dans la molécule.
Chaque liaison résulte de la mise en commun par chaque atome d’un électron de sa couche externe.
Les atomes liés partagent ainsi deux électrons (une paire).
Elle se produit entre deux atomes de même électronégativité, donc il n’y a pas de charge entière
ou partielle sur les atomes, car aucun des atomes n’attire plus ou moins les électrons en jeu dans
la liaison (il y a un partage des électrons) .
Exemple : l'oxygène que nous respirons est constitué de molécules. Lorsque deux atomes
d'oxygène se trouvent côte à côte, ils se lient spontanément. Il en est de même pour l’azote que
nous respirons.
Formule de Lewis :
Pas de charge sur les atomes
p.4

Aide-mémoire
2.F.2 La liaison ionique (ou électrovalence)
Gain/perte des électrons, ∆E ≥ 1,7
Lorsque deux atomes avec une grande différence d'électronégativité (plus grande ou égale à 1,7)
se lient, il n'y a plus mise en commun d'électrons, mais un atome arrache un (ou plusieurs)
électron(s) à l’autre. Un des atomes gagne un (ou plusieurs) électron (s) (formation d’un anion ),
l'autre perd un (ou plusieurs) électron (formation d’un cation).
Les anions et les cations sont liés (liaison ionique), car les charges opposées s’attirent (force
électrostatique.
Exemple Chlorure de sodium NaCl (formule brute)
Formule de Lewis avec les charges entières :
∆E= 3.1-0.9=2.2
donc :
Dans le cas du NaCl, l'atome le plus électronégatif arrache un électron à l'atome le moins
électronégatif; il y a passage d'un électron d'un atome à l’autre. Chacun des atomes acquiert ainsi
le même nombre d’électrons qu’un gaz rare. Cette stabilité est due à leur nombre d'électrons
externes (couche externe pleine) et est appelé la règle de l’octet.
2.F.3 La covalence polaire
Partage partiel des électrons, 0 < ∆E < 1,7
Lorsque deux atomes avec une petite différence d'électronégativité (plus petite que 1,7), ils se
lient en mettant en commun leurs électrons célibataires pour former des paires. Mais comme leur
indice d'électronégativité est différent, la paire d'électrons a une plus grande probabilité de se
trouver autour de l'atome le plus électronégatif et moins souvent autour du moins électronégatif.
Pour indiquer cette tendance, nous utilisons :
- le symbole + (fraction de charge positive), perte partielle d’un électron.
- le symbole -(fraction de charge négative), gain partiel d’un électron .
Exemple L'ammoniac de formule brute NH3
Formule de Lewis avec les charges partielles:
p.5