Structure, Liaisons et Introduction à la Chimie Organique

Pourquoi une infime masse de gaz peut-elle remplir un grand erlenmeyer ? Pourquoi le chlorure de sodium solide ne conduit-il pas le courant, alors que sa solution le fait ? L'Unité 1 relie le dénombrement des particules, la structure électronique et la liaison à un comportement observable, puis utilise les mêmes principes pour expliquer les réactions organiques.

Utilisez cette référence avec les feuilles 1.1–1.5 et leurs compagnons de compétence plus restreints. Vous avez besoin d'algèbre simple, de puissances de dix et d'équations équilibrées. Les sujets 1–5 du programme Pearson définissent cette unité. La cinétique et l'équilibre appartiennent à l'Unité 2 ; ce ne sont pas des prérequis pour ces feuilles.

Un atome est une particule d'un élément. Un élément ne contient qu'un seul type d'atome, défini par son numéro protonique. Un ion porte une charge électrique car son nombre d'électrons diffère de son nombre de protons. Une molécule est un groupe discret d'atomes liés par des liaisons covalentes. Un composé contient différents éléments chimiquement combinés. Une formule brute donne le ratio atomique entier le plus simple ; une formule moléculaire donne le nombre réel d'atomes dans une molécule. Les réseaux ioniques possèdent des unités de formule, pas de molécules séparées.

La mole est l'unité de quantité de matière. Le nombre de particules est $N=nL$, où $L=6.02\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$. Ainsi, une mole contient $6.02\times10^{23}$ des entités spécifiées. Dites toujours si vous comptez des atomes, des molécules, des ions ou des unités de formule. Une mole de molécules de méthane contient cinq moles d'atomes.

La masse atomique relative, $A_r$, compare la masse atomique moyenne pondérée par abondance avec un douzième de la masse d'un atome de carbone-12. La masse moléculaire relative, $M_r$, additionne les masses atomiques relatives dans une molécule. La masse formelle relative applique la même somme à une unité de formule, y compris les structures géantes. Ce sont tous deux des rapports sans unités. La masse molaire, $M$, est la masse par mole, en $\mathrm{g\,mol^{-1}}$.

Utiliser $n=m/M$ pour une masse, $n=cV$ pour une solution contenant $V$ dans $\mathrm{dm^3}$, et $pV=nRT$ pour un gaz avec pression en Pa, volume en $\mathrm{m^3}$ et température en K. Un volume molaire de gaz déclaré peut remplacer l'équation des gaz uniquement à ses conditions spécifiées. À l'approximation RTP habituelle en classe, utiliser $24\ \mathrm{dm^3\,mol^{-1}}$. Diviser $\mathrm{cm^3}$ par 1000 pour obtenir $\mathrm{dm^3}$.

Méthode calculée par masse réagissante. L'équation est $\mathrm{Mg+2HCl\rightarrow MgCl_2+H_2}$. Il y a un excès d'acide et $0.480\ \mathrm g$ de magnésium, avec $M(\mathrm{Mg})=24.0\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$.

Le rapport des coefficients est Mg:H₂ = 1:1, donc $n(\mathrm{H_2})=0.0200\ \mathrm{mol}$. À l'approximation RTP déclarée :

Si les quantités des deux réactifs sont données, comparer la quantité divisée par le coefficient. La valeur plus petite identifie le réactif limitant. Ne pas comparer seulement les masses.

La concentration massique est $m/V$ dans $\mathrm{g\,dm^{-3}}$ ; la concentration molaire est $n/V$ dans $\mathrm{mol\,dm^{-3}}$. Diviser la concentration massique par la masse molaire pour convertir entre elles. Les parties par million (ppm) sont une fraction multipliée par $10^6$ ; préciser s'il s'agit d'une fraction massique ou, pour les gaz à même température et pression, d'une fraction volumique.

Pour trouver une formule empirique, diviser la masse de chaque élément par sa $A_r$ et diviser les quantités résultantes par la plus petite quantité. Multiplier le rapport entier si nécessaire pour obtenir des entiers. Ne pas arrondir 1.5 à 2 : multiplier tous les rapports par 2. Pour trouver une formule moléculaire, diviser la mesure de la $M_r$ par la masse de la formule empirique et multiplier chaque indice par cet entier.

Contrôle calculé. Un composé contient 2.40 g de carbone et 0.600 g d'hydrogène. La quantité de carbone est $n=m/M=2.40/12.0=0.200\ \mathrm{mol}$ ; la quantité d'atomes d'hydrogène est $n=m/M=0.600/1.00=0.600\ \mathrm{mol}$. C:H = 1:3, donc la formule empirique est CH₃. Si $M_r=30.0$, le facteur est $30.0/15.0=2$, donnant C₂H₆. Les masses d'éléments s'additionnent à la masse de l'échantillon, 3.00 g.

Équilibrer les équations complètes sans modifier les formules des substances, et inclure les états : (s), (l), (g), (aq). Pour une précipitation, $\mathrm{Ag^+(aq)+Cl^-(aq)\rightarrow AgCl(s)}$ omet les ions spectateurs. Pour un acide et un carbonate, $\mathrm{CO_3^{2-}(aq)+2H^+(aq)\rightarrow CO_2(g)+H_2O(l)}$ conserve à la fois les atomes et la charge. Un précipité ou un gaz est une observation ; une équation explique le changement. Le zinc dans le sulfate de cuivre(II) donne un dépôt rougeâtre de cuivre pendant que la solution bleue se décolore : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s). Le magnésium dans un acide dilué se dissout avec des bulles d'hydrogène : Mg(s) + 2H⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + H₂(g). Un acide avec une base soluble peut chauffer sans gaz ni précipité : H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l). Associer chaque équation à l'observation réelle plutôt que de traiter toute réaction d'acide comme une formation de gaz.

Rendement en pourcentage compare la quantité réelle au rendement théorique du produit. Pour un rendement théorique de 4.00 g et un rendement sec isolé réel de 3.20 g, le rendement = 3.20/4.00 × 100% = 80.0%. L'économie atomique compare la masse du produit désiré équilibrée à toutes les masses des produits équilibrées. Inclure les coefficients de l'équation. Une économie atomique élevée ne garantit pas un rendement expérimental élevé.

Dans la pratique du volume molaire gazeux, utiliser une quantité connue de réactif limitant et recueillir le gaz dans des conditions mesurées. Tenir compte des fuites, de la dissolution du gaz, de la réaction incomplète et du vide mort. Une fuite réduit le volume gazeux mesuré et donc le volume molaire calculé. Pour confirmer une formule par réaction avec l'oxygène, chauffer jusqu'à masse constante, refroidir avant pesée et expliquer comment la perte de solide ou une oxydation incomplète modifie le rapport déduit. Le raisonnement pratique reste partie intégrante de cette unité de théorie.

Les protons et neutrons sont dans le noyau ; les électrons occupent des orbitales autour. Les masses relatives des particules sont environ 1, 1 et $1/1836$ ; les charges sont +1, 0 et −1. Le numéro atomique $Z$ compte les protons ; le nombre de masse $A$ compte les protons plus les neutrons. Ainsi, les neutrons = $A-Z$. Un ion positif a moins d'électrons que de protons. Les isotopes ont le même numéro protonique mais des nombres neutroniques différents.

Un spectromètre de masse forme des ions positifs gazeux, les sépare selon leur rapport masse/charge, $m/z$, et détecte l'abondance relative, la proportion de l'échantillon contribuant à chaque type d'ion. La vaporisation, l'ionisation, l'accélération, la séparation et la détection ont des rôles distincts. Lors d'une séparation magnétique à potentiel d'accélération donné, un ion à plus faible $m/z$ se courbe davantage ; une charge plus élevée diminue $m/z$, au lieu de réduire le courbement. Un ion doublement chargé de masse-40 apparaît à $m/z=20$.

Calcul de moyenne isotopique. Pour 60% de gallium de masse-69 et 40% de masse-71, $A_r=(69\times60+71\times40)/100=69.8$. La moyenne se situe entre les masses isotopiques, plus proche de l'isotope le plus abondant. Les pics d'ion moléculaire peuvent identifier $M_r$ lorsque la charge est connue. Avec les proportions d'isotopes chlore 3:1, Cl₂ présente des pics d'ion moléculaire à 70, 72 et 74 avec des probabilités $9/16$, $6/16$ et $1/16$ : la combinaison médiane se produit dans deux ordres.

Une orbital contient au maximum deux électrons avec spins opposés. Une orbital s est sphérique ; une orbital p a deux lobes. Il y a 1, 3 et 5 orbitales dans les sous-couches s, p et d, contenant au maximum 2, 6 et 10 électrons. Remplir les orbitales d'énergie égale individuellement avant l'appariement. Les quatre premières couches quantiques ont des capacités maximales de 2, 8, 18 et 32 électrons. Leurs sous-couches disponibles sont 1s ; 2s/2p ; 3s/3p/3d ; et 4s/4p/4d/4f. Une sous-couche f a sept orbitales et contient quatorze électrons. Le tableau périodique possède des blocs s, p et d selon la sous-couche recevant l'électron différentiant. Écrire les configurations jusqu'au krypton, y compris les exceptions chrome et cuivre : Cr est [Ar]3d⁵4s¹ et Cu est [Ar]3d¹⁰4s¹. Pour leurs ions positifs, retirer les électrons 4s avant les électrons 3d. La notation en boîtes électroniques doit montrer à la fois l'occupation et le spin.

L'énergie de première ionisation est l'énergie par mole pour $\mathrm{X(g)\rightarrow X^+(g)+e^-}$. La deuxième ionisation retire un électron de X⁺(g) ; la troisième ionisation est X²⁺(g) → X³⁺(g) + e⁻. Toutes les étapes d'ionisation sont endothermiques. Une charge nucléaire plus grande renforce l'attraction ; un blindage plus important et une distance électronique accrue l'affaiblissent. Un saut d'énergie successif important indique que tous les électrons de la couche externe ont été retirés. Cela identifie le nombre d'électrons externes du groupe principal mais ne compte pas à lui seul chaque couche occupée.

Sur la Période 3, la charge nucléaire augmente tandis que le blindage des couches internes change peu, donnant une augmentation globale de la première ionisation. L'Al perd un électron 3p de plus haute énergie plus facilement que le Mg ne perd un électron 3s. Le S a un électron 3p apparié avec une répulsion plus grande que celle des orbitales p 3 simplement occupées dans le P. En descendant un groupe, l'augmentation de la distance et du blindage l'emporte sur l'augmentation de la charge nucléaire. Les tendances récurrentes à travers les périodes sont la périodicité ; utilisez des axes étiquetés et interprétez un axe logarithmique comme des ratios plutôt que des incréments d'énergie égaux.

La tâche de traçage fournie sur les premières 36-éléments sur la feuille 1.2.2 teste les axes ordinaires et logarithmiques. Les pics des gaz nobles sont suivis de baisses lorsqu'une nouvelle couche externe commence ; les effets de sous-couche et d'appariement produisent des baisses supplémentaires au sein d'une période. La série de transition ne forme pas une ligne parfaitement régulière montante. L'hélium appartient au bloc s par 1s² malgré sa colonne de gaz noble.

Une liaison ionique est l'attraction électrostatique nette entre des ions de charges opposées à travers un réseau géant. Le transfert d'électrons forme des ions ; l'attraction constitue la liaison. La conductivité à l'état fondu ou dissous, la migration ionique et les preuves de densité électronique soutiennent le modèle ionique. Les cations colorés migrent vers l'électrode négative en solution. Les cartes de densité électronique montrent la distribution des électrons autour des noyaux ; comparez la distribution avec le modèle ionique, plutôt que de supposer qu'un contour enregistre directement l'histoire du transfert d'électrons. Les solides ioniques manquent d'ions mobiles. Des ions plus petits et des charges plus élevées renforcent généralement l'attrition du réseau. Dans une série isoélectronique, un numéro protonal plus élevé attire la même population d'électrons plus près : le rayon diminue de N³⁻ vers Al³⁺. En descendant un groupe, des couches occupées supplémentaires augmentent le rayon.

Une liaison covalente est l'attraction entre deux noyaux et une paire d'électrons partagée. Les diagrammes point-croix identifient l'origine des électrons. Incluez les doublets non liants et les crochets/charge pour les ions. Une liaison coordinate utilise une paire partagée initialement fournie par un seul atome, comme lorsque NH₃ donne une paire à H⁺ pour former NH₄⁺. Le chlorure d'aluminium peut former Al₂Cl₆ avec deux ponts chlorure et liaisons coordonnées ; les diagrammes électroniques doivent tenir compte de chaque électron externe.

Les paires d'électrons autour d'un atome central se repoussent et s'organisent en s'éloignant. Les doublets non liants repoussent plus fortement que les paires liantes, mais il n'existe pas de réduction angulaire universelle fixe par doublet non liant. Comptez les régions autour de l'atome central ; une liaison multiple occupe une seule région. La longueur de liaison est la distance entre les noyaux ; l'angle de liaison est l'angle entre les liaisons adjacentes.

Chaque carbone dans l'éthène possède trois régions de densité électronique et une géométrie plane, avec des angles d'environ 120°. L'électronégativité est la capacité à attirer un couple liant. Des différences d'électronégativité produisent des liaisons polaires. Une molécule n'est polaire que si ses dipôles ne s'annulent pas : CO₂ est non polaire ; H₂O est polaire. La liaison ionique et la liaison covalente sont deux extrêmes d'un continuum. La pouvoir polarisant décrit la capacité d'un cation à déformer le nuage électronique d'un autre ion ; la polarisabilité décrit la facilité avec laquelle ce nuage peut être déformé. Un petit cation fortement chargé déforme fortement le nuage électronique d'un anion ; les gros anions sont plus facilement polarisables. Ne pas utiliser un seul point de fusion comme preuve de structure.

Les petites substances moléculaires fondent ou bouillent généralement en surmontant les attractions intermoléculaires plutôt qu'en rompant les liaisons intramoléculaires. Le diamant possède quatre liaisons covalentes par atome dans un réseau géant ; le graphite en possède trois par atome dans des couches avec des électrons délocalisés mobiles ; le graphène est une seule couche. Le diamant est dur et isolant ; les couches de graphite peuvent glisser et conduire le courant le long d'elles ; le graphène combine résistance et conductivité. Les métaux contiennent des ions positifs attirés par des électrons délocalisés qui transportent le courant dans le métal solide et fondu.

La tendance des points de fusion de la Période 2/3 suit les changements de structures : éléments métalliques, puis carbone/silicium à réseau géant covalent, puis petits non-métaux moléculaires et gaz nobles monoatomiques. Dans la Période 2, le lithium et le béryllium sont métalliques ; le bore et le carbone forment des structures géantes covalentes, puis l'azote, l'oxygène et le fluor sont moléculaires et le néon est monoatomique. Le nombre d'électrons moléculaires et les attractions aident à expliquer les différences parmi les non-métaux. Une explication basée uniquement sur la charge nucléaire ne suffit pas à expliquer toute la tendance des points de fusion. Une attraction métallique plus forte, impliquant la charge ionique, la taille ionique et le nombre d'électrons délocalisés, élève généralement la température de fusion ; la structure détaillée du métal compte aussi. Chauffer un métal pour le faire fondre ne supprime pas tous ses électrons.

Un groupe fonctionnel confère des réactions caractéristiques. Une série homologue partage un groupe fonctionnel et une formule générale, les membres successifs différant par CH₂. Les isomères de structure ont la même formule moléculaire mais une connectivité atomique différente. Dans les formules développées, chaque atome et chaque liaison sont représentés ; dans les formules squelette, chaque extrémité ou angle non étiqueté est un carbone, avec assez d'hydrogènes implicites pour former quatre liaisons. Représenter explicitement les hétéroatomes et leurs hydrogènes liés.

Utiliser méth-, éth-, prop-, but-, pent-, hex-, hept-, oct-, non-, déc- pour un à dix atomes de carbone. Choisir une chaîne principale contenant le groupe fonctionnel pertinent et numérotée pour donner son indicateur de position le plus bas requis, puis localiser les substituants. Les alcanes acycliques ont pour formule CₙH₂ₙ₊₂ ; les cycloalcanes monocycliques ont CₙH₂ₙ. Tous deux sont saturés : ils ne contiennent que des liaisons simples carbone–carbone. CₙH₂ₙ seul ne prouve pas un alcène car un cycloalcane peut la partager.

Générer les isomères de structure systématiquement : garder la formule fixe, modifier la chaîne la plus longue ou la taille de l'anneau, distribuer les atomes de carbone restants, puis supprimer les duplicats obtenus par rotation ou renumérotation. Le pentane a trois isomères de chaîne ; l'hexane en a cinq. Une simple direction de dessin différente ne crée pas une nouvelle structure.

Pour les anneaux simples saturés, commencer par le plus grand anneau et le raccourcir tout en déplaçant les carbones vers les substituants. Il y a une structure d'anneau C₃H₆, deux C₄H₈ et cinq C₅H₁₀. L'ensemble C₆H₁₂ comprend douze structures constitutionnelles ; les formes cis/trans distinctes ne sont pas comptées séparément comme isomères de structure.

La distillation fractionnée sépare le pétrole brut en fractions ayant différentes plages d'ébullition. Le craquage convertit les hydrocarbures lourds en produits plus petits, y compris des alcènes ; le reformage peut transformer les chaînes droites en structures ramifiées ou cycliques. Équilibrer les atomes dans chaque équation proposée. La combustion complète d'un hydrocarbure forme CO₂ et de l'eau. La combustion incomplète peut produire du CO toxique ou des particules de carbone ; le CO réduit le transport d'oxygène sanguin en se liant à l'hémoglobine. Le soufre des carburants et les réactions azote/oxygène à haute température peuvent produire des oxydes acides. Les particules de carbone nuisent à la qualité de l'air ; les hydrocarbures non brûlés peuvent contribuer à la pollution photochimique. Retirer le soufre du carburant ne prévient pas les oxydes d'azote formés à partir de l'air chaud. La neutralité carbone signifie aucune augmentation nette de dioxyde de carbone sur la limite du cycle de vie spécifiée. La croissance du bioéthanol peut absorber du CO₂, mais les émissions liées au traitement et au transport empêchent des revendications automatiques de neutralité carbone. L'hydrogène produit de l'eau à l'utilisation ; sa méthode de production reste importante.

Un danger est une source potentielle de préjudice ; le risque évalue sa probabilité et sa gravité dans des conditions réelles. Utiliser l'évaluation des risques de l'école, de petites quantités, la ventilation et des contrôles spécifiques à l'inflammabilité ou la toxicité. Une alternative plus sûre peut réduire le risque sans prétendre que la substance originale ne présente aucun danger.

Un radical libre possède un électron apparié. La fission homolytique donne un électron à chaque fragment ; la fission hétérolytique donne les deux électrons à un fragment, formant des ions. La lumière UV initie la substitution du chlore en cassant Cl₂ homolytiquement : Cl₂ → 2Cl·. Utiliser des flèches courbes à tête unique pour les électrons individuels.

Propagation : Cl· + CH₄ → HCl + CH₃·, puis CH₃· + Cl₂ → CH₃Cl + Cl·. Un radical est régénéré, donc la chaîne se poursuit. La terminaison réunit deux radicaux, par exemple 2CH₃· → C₂H₆. Des substitutions ultérieures et plusieurs positions possibles produisent des mélanges, limitant l'intérêt de cette méthode pour obtenir un produit pur unique.

Un alcène acyclique avec une liaison C=C a la formule CₙH₂ₙ. Un cycloalcène avec un cycle et une double liaison a CₙH₂ₙ₋₂ : le cycle retire deux hydrogènes supplémentaires. Une double liaison consiste en une liaison sigma σ issue du recouvrement axial d'orbitales et en une liaison pi π issue du recouvrement latéral d'orbitales p. La rotation d'un atome de carbone briserait le recouvrement pi, donc la rotation est restreinte. L'isomérie E/Z nécessite deux groupes différents sur chaque atome de carbone de la double liaison. Classez les atomes directement liés par numéro atomique ; en cas d'égalité, comparez les atomes suivants. Comparez les priorités séparément sur les deux carbones. Les groupes de plus haute priorité ensemble donnent Z, opposés donnent E. Cis/trans est insuffisant lorsqu'aucun substituant identique approprié ne peut être comparé.

Un électrophile accepte une paire d'électrons. Lors de l'addition de HBr, une flèche courbe part de la liaison pi et aboutit à H, tandis qu'une autre part de la liaison H–Br et aboutit à Br. Cela forme un carbocation et Br⁻ ; une paire libre du bromure forme alors la nouvelle liaison carbone–brome. Le propène donne principalement 2-bromopropane car sa voie conduit à un carbocation secondaire plutôt que primaire. Les carbocations tertiaires sont généralement plus stables que les secondaires, qui sont plus stables que les primaires, dans ces conditions.

Pour l'éthène, les deux atomes de carbone de la double liaison sont équivalents. L'addition d'un proton dans n'importe quelle direction forme le même carbocation éthyle, CH₃CH₂⁺. Le bromure donne une paire libre à son carbone positif, donnant le bromoéthane ; il n'y a pas deux produits constitutionnels différents au choix.

Le brome est polarisé par la double liaison riche en électrons et s'ajoute sur celle-ci ; l'éthène forme 1,2-dibromoéthane. La décoloration du brome soutient l'insaturation dans un test organique approprié mais n'identifie pas un alcène unique. Évitez toute affirmation non requise concernant les mélanges de produits stéréochimiques.

Autres additions : l'hydrogène avec du nickel donne un alcane ; la vapeur d'eau avec un catalyseur acide donne un alcool ; le permanganate(VII) froid, dilué et acidifié oxyde la C=C en diol. Indiquez les réactifs et les conditions, pas seulement les noms des produits. Dans la polymérisation par addition, ouvrez chaque C=C dans la chaîne polymère, conservez ses groupes latéraux, et montrez des crochets avec des liaisons s'étendant à travers eux et $n$ à l'extérieur. Une unité de répétition est le plus petit segment de chaîne dont la répétition décrit la macromolécule, incluant ses groupes latéraux. Aucune petite molécule n'est éliminée. L'élimination des plastiques nécessite des preuves : tri/recyclage, persistance, alternatives biodégradables et extraction des gaz toxiques de combustion ont des avantages et des coûts différents.

1. Un ion de masse-40 donne $m/z=20$. Expliquez sa charge.
2. Les trois premières énergies d'ionisation d'un élément sont relativement proches ; la quatrième est beaucoup plus grande. Énoncez ce que vous pouvez inférer et ce que vous ne pouvez pas inférer de cette seule rupture.
3. Un gaz occupe 0.240 dm³ à un volume molaire de 24.0 dm³ mol⁻¹. Un échantillon de 0.480 g a produit ce gaz selon une réaction de rapport 1:1. Trouvez la masse molaire de l'échantillon et indiquez une raison pour laquelle la valeur expérimentale pourrait être trop élevée.
4. Pourquoi la même formule moléculaire peut-elle décrire un alcène et un cycloalcanne ?
5. Prédisez le produit lorsque HBr s'ajoute à CH₂=C(CH₃)₂, et expliquez le carbocation préféré.

Réponses. 1 A 2+ ion a un rapport masse/charge égale à la moitié de celui d'un ion monovalent. 2 Trois électrons de valence, cohérent avec le groupe principal 3/13 ; le saut seul ne permet pas d'établir la période. 3 $n=V/V_m=0.240/24.0=0.0100\ \mathrm{mol}$ ; $M=m/n=0.480/0.0100=48.0\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$. Une fuite diminue la quantité de gaz mesurée et augmente la masse molaire déduite. 4 Un cycle ou une double liaison réduit le nombre d'atomes d'hydrogène de deux par rapport à un alcane acyclique. 5 2-bromo-2-méthylpropane ; H s'ajoute sur CH₂, formant un carbocation tertiaire avant que Br⁻ ne fournisse une paire d'électrons au carbone positif.