Notes de classe 11 sur les liaisons chimiques et la structure moléculaire - Notes gratuites du chapitre 4 sur la chimie de classe NCERT 11 - Télécharger le PDF (2024)

Les notes du chapitre 4 sur la chimie de classe NCERT 11 traitent de la liaison chimique et de la structure moléculaire. Les principaux sujets abordés dans les notes du chapitre 4 de la chimie de classe 11 sont l'approche de KÖssel-Lewis de la liaison chimique, la règle de l'octet et ses limites, le dessin des structures de Lewis de molécules simples, la théorie VSEPR, la théorie des liaisons de valence, la théorie des orbitales moléculaires des molécules diatomiques hom*onucléaires, et les concepts de liaison hydrogène. Ce chapitre sur les notes de classe 11 sur les liaisons chimiques et la structure moléculaire comprend également des FAQ pour clarifier certaines des questions les plus fréquentes et les plus importantes. Le téléchargement pdf des notes de la classe 11 sur la liaison chimique et la structure moléculaire aidera les étudiants à obtenir facilement les notes du chapitre 4 de la classe 11 sur la chimie.

De plus, les étudiants peuvent consulter,

• Notes NCERT Classe 11 Chimie
• Solutions NCERT pour la chimie de classe 11 Chapitre 4 Liaison chimique et structure moléculaire
• NCERT Exemplar Classe 11 Chimie Chapitre 4 Solutions Liaison chimique et structure moléculaire

NCERT Classe 11 Chimie Chapitre 4 Notes

Liaison chimique et structure moléculaire

Liaison chimique:Une liaison chimique se forme lorsque divers constituants sont maintenus ensemble dans des espèces chimiques par la force d'attraction.

APPROCHE KÖSSEL-LEWIS DU COLLAGE CHIMIQUE

• Dans le tableau périodique, les gaz nobles séparent les halogènes hautement électronégatifs des métaux alcalins hautement électropositifs.

• La formation d'un ion négatif à partir d'un atome d'halogène se fait avec le gain d'un électron et d'un ion positif à partir d'un atome de métal alcalin avec la perte d'un électron.

• Les ions négatifs et positifs formés atteignent des configurations électroniques de gaz rares stables. Les gaz nobles (sauf l'hélium,) ont une configuration de coque externe stable de huit électrons,.

• L'attraction électrostatique stabilise les ions négatifs et positifs.

Liaison électrovalente :La liaison est formée, à la suite de l'attraction électrostatique entre les ions positifs et négatifs.

Liaison ionique: La liaison se forme lorsqu'un atome perd un électron et qu'un autre atome gagne un électron.

Théorie électronique de la liaison chimique : elle stipule que les atomes peuvent se combiner soit en partageant des électrons de valence, soit par transfert d'électrons de valence d'un atome à un autre, de manière à avoir un octet dans leurs coquilles de valence. C'est ce qu'on appelle la règle de l'octet.

Liaison covalente: C'est une liaison qui se forme lorsque deux atomes partagent une paire d'électrons entre eux. Les molécules peuvent avoir une simple liaison covalente, une double liaison ou même une triple liaison.

Représentation de Lewis de molécules simples (structures de Lewis)

En termes de paires d'électrons partagés et de la règle de l'octet, les structures de points de Lewis décrivent la liaison dans les molécules et les ions. Les électrons sont représentés par les points. De telles structures sont appelées structures de points de Lewis.

Par exemple, la structure en points de Lewis de la molécule d'eau :

Charge formelle

Les structures en points de Lewis ne représentent pas les formes réelles des molécules. Dans les ions polyatomiques, la charge nette est détenue par l'ion dans son ensemble, plutôt que par un seul atome. Cependant, possible de donner à chaque atome une charge formelle. La charge formelle d'un atome est la différence entre le nombre d'électrons de valence d'un atome à l'état isolé ou libre et le nombre d'électrons attribués à cet atome dans la structure de Lewis.

Limitations de la règle de l'octet

1. Parfois, le nombre d'électrons autour de l'atome central est inférieur à huit, ce qui entraîne un octet incomplet de l'atome central.

2. Dans certaines molécules, telles que NO, il y a un nombre impair d'électrons qui se traduit par un octet incomplet des atomes.

3. Parfois, le nombre d'électrons autour de l'atome central est supérieur à huit, ce qui entraîne un octet élargi de l'atome central.

Enthalpie de réseau: L'enthalpie de réseau est un solide ionique défini comme la formation d'une mole ou le changement de composé ionique dans ses ions gazeux qui maintiennent toutes les autres choses standard. Nous pouvons dire que pour vérifier la force du composé ionique, l'enthalpie du réseau est utilisée.

Paramètres de liaison

Longueur de liaison : C'est la distance entre les noyaux de deux atomes liés d'une molécule. Ou nous pouvons dire que c'est la somme de rayons covalents de deux atomes liés.

Angle de liaison: C'est l'angle formé entre deux liaisons covalentes qui ont la même origine à partir d'un atome similaire.

Enthalpie de liaison : C'est la quantité d'énergie nécessaire pour séparer toutes les liaisons covalentes d'un type spécifique. Cela existe entre deux atomes à l'état gazeux.

Ordre des liaisons : C'est le nombre de liaisons qu'une molécule a entre deux atomes.

Structures de résonance

La résonance est un concept dans lequel, chaque fois qu'une seule structure de Lewis ne peut pas décrire la structure des molécules, diverses structures canoniques possibles sont utilisées pour décrire avec précision la molécule.

Polarité des obligations

Dans les liaisons hétéronucléaires, la paire d'électrons partagée se déplace vers l'atome le plus électronégatif, ce qui entraîne une polarité entre les atomes, et la molécule est dite polaire.

En raison de la polarité, la molécule développe un moment dipolaire qui est défini comme le produit de la charge et de la distance de séparation entre les deux atomes liés.

RÉPULSION DES PAIRES D'ÉLECTRONS DE LA COQUE DE VALENCE (Théorie VSEPR)

Cette théorie prédit la forme des molécules covalentes.

Voici les postulats de cette théorie :

1. Le nombre de paires d'électrons de la couche de valence détermine la forme d'une molécule autour de l'atome central.

2. Les paires d'électrons dans la couche de valence se repoussent à cause des nuages ​​d'électrons chargés négativement.

3. Les paires d'électrons occupent de telles positions dans l'espace où il y a une répulsion minimale afin de maximiser la distance entre eux.

4. La couche de valence est supposée être une sphère avec les paires d'électrons présentes sur la surface sphérique à une distance maximale les unes des autres.

5. Les liaisons multiples sont considérées comme une seule paire d'électrons et les deux/trois paires d'électrons de liaisons multiples sont considérées comme une seule super paire.

6. Lorsque deux structures de résonance ou plus représentent une molécule, la théorie VSEPR est appliquée à toute structure de ce type.

L'interaction répulsive des paires d'électrons est donnée par :

Paire isolée – Paire isolée > Paire isolée – Paire obligataire > Paire obligataire – Paire obligataire

Théorie des liaisons de Valence

Lorsque deux atomes se rapprochent, à une grande distance, il n'y a pas de force, cependant, lorsque la molécule commence à se rapprocher, elle subit une force d'attraction, et après une distance, lorsque les deux atomes se rapprochent suffisamment, elle subit une force répulsive.

Ainsi, lorsque deux atomes se rapprochent et forment une liaison, de l'énergie est libérée et cette énergie est appelée enthalpie de liaison. Types de chevauchement

Liaison Sigma(σ) : également appelée chevauchement frontal ou chevauchement axial, ce type de liaison covalente se forme lorsque les orbitales de liaison se chevauchent bout à bout le long de l'axe internucléaire.

• Chevauchement s-s : Le type de chevauchement peut être observé dans les orbitales s à moitié remplies d'un atome et les orbitales s à moitié remplies d'un autre atome.

• Chevauchement s-p : Le type de chevauchement peut être observé dans les orbitales s à moitié remplies d'un atome et les orbitales p à moitié remplies d'un autre atome.

• Chevauchement p–p : Le type de chevauchement peut être observé dans les orbitales p des deux atomes qui s'approchent.

Liaison pi(π ) : le type de chevauchement peut être observé dans une liaison covalente qui se forme lorsque les orbitales de liaison se chevauchent latéralement, de sorte que leurs axes sont parallèles les uns aux autres mais perpendiculaires à l'axe internucléaire.

Hybridation

Les caractéristiques de l'hybridation sont :

1. Le nombre d'orbitales hybrides est égal en nombre aux orbitales atomiques qui s'hybrident.

2. Les orbitales hybridées ont toujours la même énergie et la même forme.

3. Les orbitales hybrides forment des liaisons plus stables que les orbitales atomiques pures.

4. Les orbitales hybrides sont dirigées dans un espace de répulsion minimum donnant un arrangement stable.

Types d'hybridation

Hybridation sp : Cette hybridation implique le mélange d'une orbitale s et d'une orbitale p pour former des orbitales hybrides sp équivalentes.

hybridation: Cette hybridation implique le mélange d'une et de deux orbitales p pour former trois équivalentsorbitales hybridées.

hybridation : Cette hybridation implique le mélange d'une orbitale s et de trois orbitales p de la coquille de valence pour former quatreorbitale hybride.

hybridation: Cette hybridation implique le mélange d'une orbitale d, d'une orbitale s et de deux orbitales p de la coquille de valence pour former quatreorbitale hybride.

hybridation: Cette hybridation implique le mélange de deux orbitales d, une orbitale s et trois orbitales p de la coquille de valence pour former sixorbitale hybride.

hybridation: Cette hybridation implique le mélange d'une orbitale s, de trois orbitales p et d'une orbitale d pour former cinqorbitale hybride.

hybridation: Cette hybridation implique le mélange d'une orbitale s, de trois orbitales p et de deux orbitales d pour former sixorbitales hybrides.

THÉORIE ORBITALE MOLÉCULAIRE

1. Comme les électrons des atomes sont présents dans les différentes orbitales atomiques, de la même manière les électrons d'une molécule sont présents dans les différentes orbitales moléculaires.

2. Les orbitales moléculaires sont formées par la combinaison d'orbitales atomiques qui ont des énergies comparables et une symétrie appropriée.

3. Un noyau influence un électron dans une orbitale atomique, cependant, dans une orbitale moléculaire, il est influencé par deux noyaux ou plus. Par conséquent, une orbitale atomique est monocentrique et une orbitale moléculaire est polycentrique.

4. Le nombre d'orbitales moléculaires est égal au nombre d'orbitales atomiques combinées. Deux orbitales atomiques se combinent pour former deux orbitales moléculaires, l'une étant une orbitale moléculaire de liaison et l'autre une orbitale moléculaire antiliante.

5. L'orbitale moléculaire de liaison a une énergie plus faible et l'orbitale moléculaire antiliante a plus d'énergie, elle est donc moins stable.

6. Dans un atome, l'orbite atomique donne la distribution de probabilité des électrons autour d'un noyau, et dans une orbitale moléculaire de la molécule, donne la distribution de probabilité des électrons autour d'un groupe de noyaux.

7. Les orbitales moléculaires sont également remplies conformément aux règles et principes suivants : le principe d'Aufbau, le principe d'exclusion de Pauli et la règle de Hund.

Les orbitales moléculaires sont formées par une combinaison linéaire d'orbitales atomiques (LCAO) où les orbitales atomiques ont la même énergie ou presque la même, la même symétrie et le chevauchement est maximal.

Liaison hydrogène

Une liaison hydrogène est formée entre un atome H et un atome électronégatif en raison de la force d'attraction, où H a une charge positive partielle et l'atome électronégatif a une charge négative partielle.

Il existe deux types de liaisons hydrogène :

Liaison hydrogène intermoléculaire: Une liaison hydrogène est formée entre un atome H et un atome électronégatif de deux molécules différentes. Par exemple, liaison H dans la molécule HF, les molécules d'alcool ou d'eau, etc.

Liaison hydrogène intramoléculaire : Une liaison hydrogène se forme entre un atome H et un atome électronégatif de la même molécule. Par exemple, la liaison H dans l'o-nitrophénol.

Signification de NCERT Class 11 Chemistry chapitre 4 Remarques

Les notes de classe 11 sur les liaisons chimiques et la structure moléculaire sont utiles pour réviser le chapitre et se faire une idée des principaux sujets abordés dans le chapitre. En outre, ces notes du chapitre 4 de chimie de classe 11 du NCERT sont utiles pour les examens compétitifs tels queVITEE,BITSAT,Principal JEE,NEET, etc. Classe 11 Chimie chapitre 4 notes pdf télécharger peut être très utile pour lire l'article.

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