\documentclass[10pt,a4paper]{article}

\usepackage{agrphy}

\title{LC14 Liaisons chimiques}
\date{\today}

\begin{document}

\titre{MONNET Benjamin}{}{}{}



\subsection*{Niveau : L3}



\subsection*{Commentaires du jury}




\subsection*{Bibliographie}
\begin{tabular}{@{\livre}p{0.48\linewidth} @{\ $\longrightarrow$ \ }p{0.48\linewidth}}
\textit{Physique-Chimie première S}, \textbf{collection Dulaurans Durupthy}  & Pour le cours \\ 
\end{tabular}

\noindent
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}



\subsection*{Prérequis}
\begin{itemize}[label=\ding{226}]
 \item Structure électronique de l'atome
 \item Loi de Coulomb
 \item Tableau périodique
\end{itemize}
\end{minipage}
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}
\subsection*{Expériences}
	\begin{itemize}[label=\Coffeecup]
	\item  
	\end{itemize}
\end{minipage}



\tableofcontents
\pagebreak




\section*{Introduction}
Lorsque l'on donne la formule brute d'une molécule telle que celle de l'eau $H_2O$, on ne précise ni pourquoi ces trois atomes se mettent ensemble, ni la géométrie qu'ils abordent. Nous allons donc devoir introduire le concept de \textbf{liaison chimique}.

\section{Des atomes aux molécules}
\subsection{La liaison covalente}
Une \textbf{liaison covalente} est une liaison formée d'un électron de chaque atome qui entre en jeu pour former un doublet \textbf{liant}.

Prenons l'exemple introductif : l'eau.
\begin{center}
\includegraphics[scale=0.6]{eau.PNG}
\end{center}

Chaque hydrogène met en commun avec l'oxygène un électron pour former un doublet liant ou une liaison covalente. En regardant de plus prêt la position dans la classification de ses éléments :

\begin{center}
\begin{tabular}{c|c|c}
Element & Configuration électronique & Nombre d'électrons de valence manquant pour être stable \\ \hline
H & 1s$^1$ &1 \\
O & 1s$^2$2s$^2$2p$^4$ & 2
\end{tabular}
\end{center}

On se rend compte que les nombre de liaisons formées correspond aux nombre d'électrons manquants à l'atome pour être dans une configuration stable.

\textbf{Quelques ordres de grandeurs :}
\begin{itemize}
 \item \textbf{Longueur :} pour l'eau, la liaison fait 96 pm.
 \item \textbf{Energie :} pour OH : 110 kJ/mol.
\end{itemize}

\transition{Maintenant que nous avons défini une liaison covalente, une question se pose : comment les représenter ?}

\subsection{La structure de Lewis}
La structure de \textbf{Lewis} est une proposition de représentation 2D d'une molécule. Voici comment elle est faite (\textbf{Faire en direct sur la molécule d'eau}) :
\begin{itemize}
 \item Chaque élément est représenté par son symbole du tableau périodique
 \item Pour chaque élément, on cherche le nombre de liaisons qu'un atome va faire en utilisant la règle vu précédement (duet, octet)
 \item On représente les liaison covante (ou doublets liants) avec des traits
 \item Avec les électrons restants, on rajoute les \textbf{doublets non liants} en regardant combien d'électrons pour chaque atome ne participent pas à une liaison covalente. Un doublet non liant est formé de 2 électrons.
\end{itemize}

Il peut exister des liaisons covalentes multiples : exemple du dioxygène.
\textbf{ODG :}
\begin{itemize}
 \item Une liaison simple C-C a pour longueur 152 pm et une liaison double 134 pm.
 \item Pour C-C : 350 kJ/mol. Pour la triple liaison C-C : 837 kJ/mol.
\end{itemize}

Comme dit précédement, la structure de Lewis est une représentation \textbf{2D} de l'agencement des atomes... il manque donc une dimension !

\subsection{Géométrie des molécules}
La géométrie d'une molécule dépend des différentes intéractions entre les différents doublets (liants comme non liants) qui ont tendance à se repousser (force de Coulomb). \textbf{Utiliser des modèles moléculaires ou ChemSketch}. On peut faire la \textbf{représentation de Cram} en même temps.
\hspace{7mm}

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{tetraedrique.PNG}
\end{center}

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{pyramide.PNG}
\end{center}

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{coudee.PNG}
\end{center}

\begin{figure}[!t]
\centering
\includegraphics[scale=1]{lineaire.png}
\label{Tux}
\end{figure}


\transition{Pour l'instant, nous avons juste parlé de l'existance des liaisons mais pas de leurs propriétés. Elles sont pourtant nécessaires pour comprednre les réactions entre les molécules !}

\section{Cohésion de la matière}
\subsection{Électronégativité}
Pour appréhender la réactivité d'un atome, un élément important est l'électronégativité. Elle caractériste la capacité d'un atome à attirer vers lui les électrons de son environnement.
Il y a plusieurs types d'échelles d'électronégativité mais nous utiliserons celle de Pauling :

\[
\Delta \chi_{AB} = 0.102 \times \sqrt{E_{AB}-\sqrt{E_{AA}E_{BB}}}
\]

avec $E_{XY}$ l'énergie de liaison entre X et Y. C'est une échelle relative pour laquelle on a fixé la valeur de 4 pour le Fluor.

\begin{figure}[!t]
\centering
\includegraphics[scale=0.5]{elec.png}
\caption{Electronégativité de Pauling \url{https://kaiserscience.files.wordpress.com/2015/05/electronegativity-periodic-table.jpg} }
\end{figure}

On remarque que plus on s'éloigne du Fluor, plus l'électronégativité descend (en gros).

\hspace{7mm}

\textbf{Remarque :} (surement pas le dire à l'oral) il y a aussi l'échelle de Mulliken : $\chi = 0.317 \frac{A_e+E_I}{2}$ avec $A_e$ l'affinité électronique et $E_I$ l'énergie d'ionisation.

\hspace{7mm}

On en déduit que sur une liaisons CO par exemple, il électrons sont plus attirés par l'oxygène que par le carbone. Les électrons de la liaison covalente ne sont donc pas parfaitement partagés et cela engendre l'apparition de \textbf{charges partielles} $\delta-$ et $\delta+$ qui font que la liaison est \textbf{polaire}.

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.6]{polaire.PNG}
\end{center}

La molécule d'eau a donc un \textbf{dipôle permanent} caractérisé par un \textbf{moment dipolaire} $\vec{p}$, qui traduit à quel point al polarité de la molécule est forte. L'unité est de Debye : $1D=3.3~10^{-30}C.m$. Pour l'eau, p=1.85 D.

\hspace{7mm}

Il y a aussi des molécules apolaires, malgré la présence d'électronégativités différentes ! Exemple sur CO$_2$.

\transition{La notion de polarité permet de comprendre les intéractions entre les molécules car elles sont à l'origine des intéractions de Van Der Waals}.

\subsection{Intéractions de Van Der Waals}
Il existe des intéractions entre des molécules polaires ou polarisables appelées \textbf{intéraction de Van der Walls}. Elles viennent tout simplement d'intéractions par force de Coulomb. Ces énergies varient entre 0.5 et 30 kJ/mol.

\hspace{7mm}

Dans l'eau, on observe aussi des liaisons hydrogènes, qui sont à mi chemin entre les liaisons covalentes et les interactions de Van der Waals : l'oxygène d'une molécule d'eau est attiré par l'hydrogène d'une autre molécule d'eau et on a ainsi une liaison supplémentaire (non covalente) appelée liaison hydrogène.

\hspace{7mm}

Les intéractions Van der Waals et hydrogènes permettent d'expliquer l'apparition de solides moléculaires. Pour rester sur l'exemple de l'eau, on peut s'intéresser à une forme de glace :

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.6]{glace.PNG}
\end{center}

\subsection{Solides ioniques}
Pour un solide ionique, ce qu'on a dit avait n'est plus valable. Chaque atome est chargé et donc attiré par ses voisins qui sont chargés de sens opposé. On appelle cela une liaison ionique.

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{sel.PNG}
\end{center}

Ici, on voit représenter la chlorure de sodium, qui est en fait le sel de table. La charge globale est neutre. L'énergie typique des liaisons ioniques est de 100 kJ/mol.

\transition{Maintenant que nous avons complété la description des liaisons chimiques, on peut s'intéresser à la répercussion sur les propriétés physiques macroscopiques des différentes espèces.}

\section{Influence sur les propriétés macroscopiques}
\subsection{Température de fusion}
\experience{Mesure point de fusion des deux diastéréoisomères}{JFLM2 p21}{}{
Pas le même point de fusion. En effet dans un cas liaisons hydrogènes.
}

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{acide.PNG}
\end{center}

Bien expliquer l'origine de la différence de température de fusion avec les liaisons H.

\subsection{Cohésion des cristaux ioniques}
\livre{Durupthy p155}


OU

\subsection{Couleur d'absorbance d'une espèce}
\begin{center}
\includegraphics[scale=0.9]{carotte.PNG}
\end{center}

La seule différence entre ces deux molécules c'est le nombre de double liaisons conjuguée. Et bien ça change la couleur d'absorption !

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.9]{protocole.PNG}
\end{center}

On attend 452nm pour la $\beta$-carotène et 445 nm pour l'$\alpha$-carotène.

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.9]{spectre.PNG}
\end{center}


\section*{Questions}
\begin{itemize}
 \item 
\end{itemize}

\section*{Remarques}
\begin{itemize}
 \item
\end{itemize}




\end{document}
