Les atomes

Tre, P ord : atomes existent rarement à l’état isolé

• Gaz rares, seul à exister à l’état d’atome (H à Hte Tre )

Assiociation : Formation édifices : complexes

Molécules : 2 -> plusieurs milliers atomes

État gaz, liq ou sol

Assemblage régulier atomes empilés (métaux)

Assemblage ions arrangés en cristaux (solide)

2 atomes liés

• Ne peuvent se dissocier spont :
• E nécessaire pour les séparer

Molécule A-B -> EA-B < EA + EB

Passage à la molécule libère E (<0)

Ef est la valeur absolue

                A+B --------------

                     (flèche vers le bas) Delta Hliais <0 (flèche vers le haut) Delta Hdiss>0

A-B ---------------

Ex :

Cl2

-243 kj

Liaison = Gain stabilité

• Nlle répartition densité e- autour noyaux
• Rapprochement des noyaux : modification mvt e-
• Forces attraction optimales : e- noyaux
• Forces répulsions e-e ; noy-noy

Distance équil -> Oscillations (IR)

Classement liaisons = f(gain stabilité)

Liaisons fortes :

• L. covalente : mise en commun dblets e- par 2 atomes
• L. ionique : mvt e- très perturbé -> échappe à attraction de son noyau, passe sous influence d’1 autre (ionisation) : attraction entre A+(cation) et B-(anion)
• L. métallique : mise en commun tous e- par atome id

Liaisons faibles :

Mvt e- peu perturbé par asso -> stabilisation énerg. Faible

= Recherche de stabilité maximale

Gaz rares existent à l’état atomique

• Configuration électronique stable
• 8 électrons sur couche externe (valence) sauf He : 2
• Règle de l’octet

Chaque atome engagé dans une liaison cherche à acquérir la config dur GR qui le suit dans la classification.

1. Liaison covalente

Delta(Electro) faible

Mise en commun d’un ou plusieurs e- célib (valence) entre 2 atomes id ou d’(Electro) voisines

• 8e Ar

Ex : Formation de NH3   n(1s2) 2s2 2p3

• 5 e- valence

Doublets assurant les liaisons = doublets liants

Doublets n’assurant pas les liaisons = doublets non liants ou libres

Exception à la règle de l’octet (ex BF3) B (1s2) 2s2 2p1

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