Structure et propriétés des composés

Objectif d'apprentissage 2.1.A : Expliquer la relation entre le type de liaison et les propriétés des éléments participant à la liaison.

• 2.1.A.1 Les valeurs d'électronégativité pour les éléments représentatifs augmentent de gauche à droite sur une période et diminuent en descendant dans un groupe. Ces tendances peuvent être comprises qualitativement grâce à la structure électronique des atomes, au modèle des couches et à la loi de Coulomb.
• 2.1.A.2 Les électrons de valence partagés entre des atomes de similarité d'électronégativité constituent une liaison covalente non polaire. Par exemple, les liaisons entre le carbone et l'hydrogène sont effectivement non polaires, bien que le carbone soit légèrement plus électronégatif que l'hydrogène.
• 2.1.A.3 Les électrons de valence partagés entre des atomes d'électronégativité inégale constituent une liaison covalente polaire.
  • i. L'atome ayant une électronégativité plus élevée développera une charge partielle négative par rapport à l'autre atome dans la liaison.
  • ii. Dans les liaisons simples, des différences plus grandes d'électronégativité conduisent à des dipôles de liaison plus importants.
  • iii. Toutes les liaisons polaires possèdent une certaine caractère ionique, et la distinction entre liaison ionique et liaison covalente n'est pas nette mais plutôt un continuum.
• 2.1.A.4 La différence d'électronégativité n'est pas le seul facteur pour déterminer si une liaison doit être désignée comme ionique ou covalente. Généralement, les liaisons entre un métal et un non-métal sont ioniques, et les liaisons entre deux non-métaux sont covalentes. L'examen des propriétés d'un composé est le meilleur moyen de caractériser le type de liaison.
• 2.1.A.5 Dans un solide métallique, les électrons de valence des atomes métalliques sont considérés comme délocalisés et non associés à aucun atome individuel.

Objectif d'apprentissage 2.2.A : Représenter la relation entre l'énergie potentielle et la distance entre les atomes, basée sur les facteurs influençant l'intensité de l'interaction.

• 2.2.A.1 Un graphique de l'énergie potentielle en fonction de la distance entre les atomes (distance internucléaire) est une représentation utile pour décrire les interactions entre les atomes. De tels graphiques illustrent à la fois la longueur d'équilibre de la liaison (la séparation entre les atomes où l'énergie potentielle est la plus basse) et l'énergie de liaison (l'énergie requise pour séparer les atomes).
• 2.2.A.2 Dans une liaison covalente, la longueur de liaison est influencée à la fois par la taille du cœur de l'atome et par l'ordre de liaison (c.-à-d., simple, double, triple). Les liaisons avec un ordre supérieur sont plus courtes et possèdent des énergies de liaison plus élevées.
• 2.2.A.3 La loi de Coulomb peut être utilisée pour comprendre l'intensité des interactions entre les cations et les anions.
  • i. Puisque l'intensité de l'interaction est proportionnelle à la charge de chaque ion, des charges plus grandes conduisent à des interactions plus fortes.
  • ii. Puisque l'intensité de l'interaction augmente lorsque la distance entre les centres des ions (noyaux) diminue, des ions plus petits conduisent à des interactions plus fortes.

Objectif d'apprentissage 2.3.A : Représenter un solide ionique par un modèle particulaire cohérent avec la loi de Coulomb et les propriétés des ions constitutifs.

• 2.3.A.1 Les cations et les anions dans un cristal ionique sont disposés dans un réseau 3-D systématique et périodique qui maximise les forces attractives entre les cations et les anions tout en minimisant les forces répulsives.
  • Déclaration d'exclusion : La connaissance de structures cristallines spécifiques n'est pas essentielle à la compréhension de l'objectif d'apprentissage et ne sera pas évaluée à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 2.4.A : Représenter un solide métallique et/ou un alliage à l'aide d'un modèle montrant les caractéristiques essentielles de la structure et des interactions présentes dans la substance.

• 2.4.A.1 La liaison métallique peut être représentée par un réseau d'ions métalliques positifs entourés d'électrons de valence délocalisés (c'est-à-dire une « mer d'électrons »).
• 2.4.A.2 Les alliages interstitiels se forment entre des atomes de rayons significativement différents, où les plus petits atomes remplissent les espaces interstitiels entre les plus grands atomes (par exemple, dans l'acier, le carbone occupe les interstices du fer).
• 2.4.A.3 Les alliages substitutionnels se forment entre des atomes de rayon comparable, où un atome remplace l'autre dans la maille cristalline. (Par exemple, dans certains alliages de laiton, d'autres éléments, généralement le zinc, remplacent le cuivre.)

Objectif d'apprentissage 2.5.A : Représenter une molécule par un schéma de Lewis.

• 2.5.A.1 Les schémas de Lewis peuvent être construits selon un ensemble établi de principes.

Objectif d'apprentissage 2.6.A : Représenter une molécule par un schéma de Lewis tenant compte de la résonance entre des structures équivalentes ou utilisant la charge formelle pour choisir entre des structures non équivalentes.

• 2.6.A.1 Dans les cas où plusieurs structures de Lewis équivalentes peuvent être construites, la résonance doit être incluse comme un raffinement du schéma de Lewis. Dans beaucoup de ces cas, ce raffinement est nécessaire pour fournir des prédictions qualitativement précises de la structure et des propriétés moléculaires.
• 2.6.A.2 La règle de l'octet et la charge formelle peuvent être utilisées comme critères pour déterminer lequel de plusieurs schémas de Lewis valides possibles fournit le meilleur modèle pour prédire la structure et les propriétés moléculaires.
• 2.6.A.3 Comme tout modèle, il existe des limites à l'utilisation du modèle de la structure de Lewis, en particulier dans les cas comportant un nombre impair d'électrons de valence.

Objectif d'apprentissage 2.7.A : Sur la base de la relation entre les schémas de Lewis, la théorie VSEPR, les ordres de liaison et les polarités de liaison :

• i. Expliquer les propriétés structurales des molécules.

• ii. Expliquer les propriétés électroniques des molécules.

• 2.7.A.1 La théorie VSEPR utilise la répulsion coulombienne entre les électrons comme base pour prédire l'arrangement des paires d'électrons autour d'un atome central.

• 2.7.A.2 Les deux, les schémas de Lewis et la théorie VSEPR, doivent être utilisés pour prédire les propriétés électroniques et structurales de nombreuses molécules et ions polyatomiques liés par des liaisons covalentes, y compris les suivants :

  • i. Géométrie moléculaire (linéaire, trigonale plane, tétraédrique, pyramidale trigonale, coudée, bipyramidale trigonale, chaise, en T, octaédrique, pyramidale carrée, plane carrée)
  • ii. Angles de liaison
  • iii. Énergies de liaison relatives basées sur l'ordre de liaison
  • iv. Longueurs de liaison relatives (liaisons multiples, effets du rayon atomique)
  • v. Présence d'un moment dipolaire
  • vi. Hybridation des orbitales de valence pour les atomes au sein d'une molécule ou d'un ion polyatomique

• 2.7.A.3 Les termes « hybridation » et « orbitale atomique hybride » sont utilisés pour décrire l'arrangement des électrons autour d'un atome central. Lorsque l'atome central est $sp$ hybridé, ses angles de liaison idéaux sont $180°$ ; pour les atomes $sp^2$ hybridés, les angles de liaison sont $120°$ ; et pour les atomes $sp^3$ hybridés, les angles de liaison sont $109.5°$.

  • Déclaration d'exclusion : La compréhension de la dérivation et de la représentation des orbitales hybrides ne sera pas évaluée à l'examen AP. Le cours comprend la distinction entre les liaisons sigma et pi, l'utilisation de la VSEPR pour expliquer les formes des molécules, et la nomenclature $sp$, $sp^2$ et $sp^3$.
  • Déclaration d'exclusion : L'hybridation impliquant des orbitales d ne sera pas évaluée à l'examen AP. Lorsqu'un atome possède plus de quatre paires d'électrons entourant l'atome central, les élèves ne sont responsables que de la forme résultante de la molécule.

• 2.7.A.4 La formation de liaison est associée au recouvrement entre les orbitales atomiques. Dans les liaisons multiples, ce recouvrement conduit à la formation de liaisons sigma et pi. Le recouvrement est plus fort dans les liaisons sigma que dans les liaisons pi, ce qui se reflète par des énergies de liaison plus élevées pour les liaisons sigma que pour les liaisons pi. La présence d'une liaison pi empêche également la rotation de la liaison et conduit à des isomères géométriques.

  • Déclaration d'exclusion : La théorie des orbitales moléculaires est recommandée comme moyen d'apporter des éclairages plus profonds sur la liaison. Cependant, l'examen AP n'évaluera ni explicitement les diagrammes d'orbitales moléculaires, ni le remplissage des orbitales moléculaires, ni la distinction entre les orbitales liantes, non liantes et antibondantes.