Atomes, ions et molécules. Classification périodique.

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IV – Ions

Eau pure = n'a aucun ion.

Solution avec ions permet le passage de courant électrique.

A – Ions positifs : cation

Cation est un atome qui a perdu un électron. Charge + correspond à perte un électron. Charge placée en haut et à droite en exposant.

B – Ions négatifs : anions

Anion est un atome qui a gagné un électron. Charge – correspond au gain d'un électron. Charge située en haut et à droite en exposant.

C - Généralisation

Ion est un édifice chargé formé à partir d'un ou plusieurs atomes.

Ion formé à partir de plusieurs atomes est un ion polyatomique.

Charge porté par ion polyatomique est charge globale de l'ion et non de l'atome se trouvant à côté de la charge.

Cf symbole ion polyatomique sur livret.

D – Les sels

Un sel est un édifice neutre constitué d'ions autres que H- et OH-. Ions permettent de former des sels.

V – Les molécules

A – Constitution

1 – Les molécules sont constituées d'atomes

Les molécules sont constituées d'atomes tous identiques. Ex : dioxygène, diazote, diiode.

Les molécules d'un corps pur composé sont constituées d'atomes différents. Ex : eau, dioxyde de carbone (CO2), glucose.

2 – Molécules sont édifices neutres

Molécules constituées d'atomes. Atomes sont neutres donc molécules aussi.

B – Liaisons

1- Covalente

Dans une molécule : - atomes liés entre eux comme la molécule de difluor.

- liaison covalente résulte de la mise en commun de deux électrons périphériques appartenant à la couche de valence (= couche externe).

Atomes doivent entrer en contact pour former des liaisons. Quand il y a liaison c'est un édifice stable.

Plusieurs types de liaison covalente → fonction du nbr d'électrons mis en commun.

2 électrons en commun : liaison simple.

4 électrons en commun : liaison double.

6 électrons en commun : liaison triple.

Liaisons les plus fortes sont les plus difficiles à rompre.

Liaison covalente formée : couche de valence compléte.

Liaison covalente est la liaison chimique le plus svt rencontrée ds composées constituant le corps humain.

Liaisons covalentes ne se dissocient pas quand la molécule est dissoute ds l'eau.

Liaison covalente non polaire : 2 atomes partagent les électrons de manière égale. Ex : liaisons entre 2 atomes identiques ( H2, O2, N2, I2).

Liaison covalente polaire : partage des électrons entre 2 atomes de manière inégale. Un des atomes attire plus les électrons partagés que l'autre. Apparition de charges partielles sur atomes.

Atomes électronégatifs attirent les électrons. Cf schéma sur livret.

Les atomes les plus électronégatifs forment des anions. Les atomes les moins électronégatifs forment des cations.

2 – Liaison hydrogène

Liaison entre un atome d'hydrogène et des atomes très électronégatifs : N, O, F.

Liaison d'attraction entre 2 parties d'une même molécule ou deux parties de deux molécules différentes.

Pas de partage d'électrons.

Liaisons faibles : ne peuvent pas former une molécule et facile à rompre.

Modifie propriétés physiques d'une molécule :

- point de fusion : eau fond à O°C → sans liaison H. température fusion inférieure à 50°C.

- Point d'ébullition : eau bout à 100°C → sans liaison h.Température ébullition inférieure à – 100°C.

3 – Liaison ionique

Liaison entre ions → ions positifs et négatifs s'attirent → liaison ionique : force d'attraction qui maintient un système de cations et anions → pas de mise en commun d'électrons.

Liaison svt rompu lors de la mise en solution.

C – Les radicaux libres

C'est un atome ou molécule ou ion chargé qui a un électron célibataire sur son niveau énergétique le plus externe.

Electron célibataire rend le radical libre :

- instable

- nocif pr matériel environnant

- énergétique

- réactions en chaîne

- agit en cédant son électron ou en acceptant un électron d'un autre système moléculaire

- interviennent ds bcp de maladie (Parkinson, cancer...).