La liaison ionique résulte d’interactions électrostatiques entre ions de charges opposées.

Les ions les plus simples sont formés à partir d’un seul atome dont le numéro atomique Z est proche de celui d’un gaz rare. Dans ce cas, la perte ou le gain d’électrons permet d’atteindre la configuration électronique de ce gaz rare, caractérisée par une distribution sphérique des électrons très stable chimiquement. Prenons l’exemple des ions sodium et chlorure, Na+ et Cl-. La configuration des atomes neutres est, d’après la classification périodique, Na : 1s² 2s² 2p⁶ 3s et Cl : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Les ions ont les configurations Na+ : 1s² 2s² 2p⁶ et Cl- : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, qui sont respectivement celles du néon et de l’argon.

Dans un composé à liaisons purement ioniques, la symétrie sphérique de la distribution électronique de chaque ion est préservée. Les électrons restent localisés sur les ions et ne sont pas partagés comme c’est le cas dans une liaison covalente.

La liaison ionique n’est pas directionnelle par nature. La structure des composés ioniques correspond à une configuration des ions pour laquelle l’énergie d’interaction électrostatique est minimale. Ces composés prennent généralement la forme de grands réseaux cristallins dans lesquels chaque ion est entouré d’ions de charge opposée.

A l’instar des liaisons covalentes, les liaisons ioniques sont des liaisons fortes : le gain en énergie des électrons est de l’ordre de 5 eV par paire liée.

I- Exemples de structures basées sur des liaisons ioniques

Les liaisons purement ioniques peuvent être observées dans les composés halogénures alcalins, liant les éléments des première et avant-dernière colonnes du tableau périodique.

Les structures types de ces composés sont les structures NaCl et CsCl.

La maille cubique de NaCl contient (8 × 1/8 + 6 × 1/2) = 4 cations Na+, répartis aux sommets et au centre des faces. Le réseau formé par les anions Cl- est identique et décalé du réseau cationique par une translation de vecteur (1/2 0 0). Les cations comme les anions se trouvent en coordinence octaédrique : on compte six premiers voisins équidistants, formant une bipyramide à base carrée.

La maille cubique de CsCl contient seulement (8 × 1/8 + 1) = 2 ions. Les cations occupent les sommets de la maille tandis que l’anion occupe son centre. On peut remarquer que les réseaux formés par les cations et les anions sont à nouveau identiques, mais sont cette fois décalés par la translation (1/2 1/2 1/2). La coordinence des cations et des anions est égale à 8.

II- Étude expérimentale : réaction entre le sodium et le dichlore

Dans un tube à essai à trou latéral, un petit morceau de sodium est chauffé dans la flamme du brûleur Bunsen. Ensuite, le tube contenant le sodium enflammé est introduit dans un récipient rempli de dichlore.

Il y a une réaction vive entre le sodium et le dichlore qui s’accompagne d’un fort dégagement de chaleur et d’une émission de lumière jaune éblouissante.

Comme produit de la réaction des deux réactifs dangereux, on obtient un sel blanc non toxique : le chlorure de sodium (NaCl), qui est utilisé comme sel de cuisine.

II-1. Interprétation

Lors de la réaction chimique, il y a un changement au niveau du cortège électronique des atomes de sodium et de chlore : ils acquièrent la configuration électronique de l’argonide le plus proche dans le T.P.E. qui comporte un octet électronique sur la couche de valence.

II-2. Formation d’ions

Analysons de plus près la configuration électronique des réactifs de la réaction précédente :

a- Configuration électronique des atomes de sodium et de chlore (avant la réaction)

Le néon (Ne ; 10 électrons) est le gaz rare dont la configuration électronique est la plus proche de celle de Na (11 électrons).

L’argon (Ar ; 18 électrons) est le gaz rare dont la configuration électronique est la plus proche de celle de Cl (17 électrons).

Pour acquérir la configuration électronique de ces gaz rares, tous les atomes de sodium (Na) doivent perdre un électron, tandis que tous les atomes de chlore (Cl)doivent en accepter un.

b- Configuration électronique des ions sodium et chlorure (après la réaction)

En perdant un électron, la couche M du sodium disparaît et l’avant-dernière couche devient dernière couche ; elle présente un octet électronique.

Analysons la charge des deux particules après cette transformation :

c- Équations ioniques

• Un atome chargé électriquement est appelé ion.
• Des ions chargés positivement (p.ex. Na⁺) sont appelés cations.
• Des ions chargés négativement (p.ex. Cl^–) sont appelés anions.

II-3. Tableau récapitulatif

II-4. Écriture de la réaction à l’aide des symboles de Lewis

II-5. Réseaux ioniques

Lors de la réaction entre le dichlore et le sodium, il y a formation de cations (chargés positivement) et d’anions (chargés négativement).

Deux charges de même signe se repoussent, deux charges de signe contraire s’attirent.

Par conséquent, les cations se repoussent entre eux, de même que les anions se repoussent entre eux. Les anions et les cations s’attirent mutuellement ; la force électrostatique responsable de cette attraction est à l’origine de la liaison ionique. À cause des forces d’attraction et de répulsion entre les ions, il se forme un réseau tridimensionnel qu’on appelle réseau ionique. Le nombre d’ions dans un réseau ionique est extrêmement élevé.

Des composés, qui (comme le chlorure de sodium) sont constitués de cations métalliques et d’anions non-métalliques assemblés dans un réseau ionique, sont appelés sels.

II-6. Formules chimiques

D’une part, un atome de chlore peut accepter autant d’électrons qu’un atome de sodium peut en céder (à savoir un seul).

D’autre part, le réseau ionique du chlorure de sodium est constitué du même nombre d’ions chlorure que d’ions sodium. Le réseau ionique est donc globalement neutre.

Dans le réseau ionique de NaCl, nombre de cations Na+ = nombre d’anions Cl Comme le réseau est constitué d’un très grand nombre d’ions, la formule chimique correspondante ne peut rendre compte que du rapport entre les deux types d’ions. La formule chimique du chlorure de sodium s’écrit donc :

NaCl

Ou Na⁺Cl^– si on veut rendre compte de la charge des ions.

Pour plus de détails télécharger les documents ci-dessous:

Liens de téléchargement des cours sur Liaison ionique

Liens de téléchargement des exercices corrigés sur Liaison ionique

Voir aussi :

Partagez au maximum pour que tout le monde puisse en profiter

The post Liaison ionique cours et exercices corrigés first appeared on F2School.

L’article Liaison ionique cours et exercices corrigés est apparu en premier sur F2School.

Liaison chimique : Cours – Résumés – Exercices et Examens corrigés

L’atome est le constituant fondamental de la matière. Il est constitué de différentes particules élémentaires, dont les trois principales : l’électron, le proton et le neutron. Ces derniers forment le noyau.

La matière est généralement formée par des molécules et parfois par des assemblages ioniques. La présence d’atomes libres est souvent due à des conditions expérimentales exceptionnelles telles que le vide interstellaire, les champs magnétique et électrique intenses.

Il existe trois types de liaisons fortes qui unissent les atomes : la liaison covalente, ionique et métallique.

La liaison covalente est obtenue grâce à la mise en commun d’électrons apportés par deux atomes. Une liaison covalente entre deux atomes résulte de la mise en commun d’une paire d’électrons. Seuls les électrons de valence d’un atome, c’est-à-dire les électrons en excès par rapport à la configuration du gaz rare qui précède l’élément, peuvent être impliqués dans la formation des liaisons. Pour les éléments des trois premières périodes il s’agit des électrons de la couche externe.

La liaison ionique résulte de l’attraction mutuelle des charges des anions et des cations. La liaison ionique est une force d’attraction, ce n’est pas de la matière. Un composé ionique possède nécessairement un composé fortement électropositif et électronégatif. La liaison est d’autant plus forte que l’enthalpie réticulaire est élevée, donc que les espèces sont plus petites et chargées.

Liens de téléchargement des cours de Liaison chimique

Liens de téléchargement des Résumés de Liaison chimique

Liens de téléchargement des exercices et examens corrigés de Liaison chimique

Voir aussi :

Partager au maximum pour que tout le monde puisse en profiter

The post Liaison chimique : Cours – Résumés – Exercices et Examens first appeared on F2School.

L’article Liaison chimique : Cours – Résumés – Exercices et Examens est apparu en premier sur F2School.

Minéralogie est la science qui étudie les minéraux. C’est donc une science qui s’intéresse avant tout à des objets. Elle est née au xviiie siècle, en même temps que la cristallographie, dont elle a été longtemps indissociable. Elle est étroitement liée à la géologie, dont on peut considérer qu’elle fait partie.

La minéralogie est une activité pratiquée en amateur par de nombreux passionnés. Elle est aussi à la base d’une activité commerciale significative. De très nombreux musées exposent des collections de minéralogie, de taille et d’importance très variable, au contact desquelles naissent de nombreuses vocations de scientifiques et en particulier de géologues. La popularité grandissante de la lithothérapie montre que, pour le grand public, les minéraux sont restés des objets suffisamment exceptionnels pour que l’on continue de leur attribuer des propriétés magiques.

Les minéraux sont des objets naturels remarquables, utilisés initialement par l’homme à des fins décoratives, en tant que matière première (minerais) et probablement pour leurs vertus magiques supposées. Leurs couleurs, la perfection de leurs formes, la variété de leur éclat fascinent toujours les hommes. Au cours des siècles, il s’est constitué un savoir empirique qui a nourri les premiers pas de la minéralogie comme discipline scientifique.

Plan du cours de Minéralogie

CHAPITRE I : NOTIONS DE CRISTALLOCHIMIE

I-1 RAPPELS DE LA STRUCTURE DE L’ATOME ET DES LIAISONS CHIMIQUES

I-1-1 RAPPELS DE LA STRUCTURE DE L’ATOME

I-1-1-1 L’atome

I-1-1-1-1 Représentation symbolique de l’atome

I-1-1-1-2 Masse caractéristique de l’atome

I-1-2 RAPPELS DES LIAISANS CHIMIQUES DANS LES MINERAUX

I-1-2-1 Généralités

I-1-2-2 Liaison ionique

I-1-2-3 Liaison de covalence

I-1-2-4 Liaison métallique

I-1-2-5 Liaison van der waals

I-1-2-6 Types de cristaux

I-1-2-6-1 Les cristaux ioniques

I-1-2-6-2 Les cristaux de covalence

I-2 RAPPELS DE QUELQUES DEFINITIONS (CRISTAL, MINERAL ETC …)

I-2-1 Introduction

I-2-2 Les propriétés physiques des minéraux

I-2-3 Propriétés géométriques des cristaux

I-2-4 Le système cristallin

I-2-5 Morphologie des minéraux

I-2-5-1 Agrégats

I-2-5-2 Types d’agrégats minéraux

I-2-5-2-1 Agrégat grenu (granulaire)

I-2-5-2-2 Agrégats compacts

I-2-5-2-3 Agrégats terreux

I-2-5-2-4 Agrégats aciculaires, prismatiques

I-2-5-2-5 Agrégats radiés

I-2-5-2-6 Agrégats feuilletés, lamellaires

I-2-5-2-7 Agrégats en écailles

I-2-5-2-8 Agrégats fibreux

I-2-5-2-9 Druses

I-2-5-2-10 Concrétions

I-2-5-2-11 Sécrétions

I-2-5-2-12 Oolithes

I-2-5-2-13 Dendrites

I-2-5-2-14 Les enduites et les agrégats réniformes

I-2-6 HABITUS

I-2-6-1 Habitus isométrique

I-2-6-2 Habitus linéaire

I-2-6-3 Habitus bidimensionnel

I-2-6-4 Habitus dendritique

I-2-7 PROPRIETES DES MINERAUX

I-2-7-1 Propriétés optiques des minéraux

I-2-7-1-1 La couleur

I-2-7-1-1-1 Couleur idiochromatique

I-2-7-1-1-2 Couleur allochromatique

I-2-7-1-1-3 Couleur pseudo-chromatique

I-2-7-1-2 Trait (Couleur de la poussière du minéral)

I-2-7-1-3 Effervescence

I-2-7-1-4 Eclat des minéraux

I-2-7-1-4-1 Eclat métallique

I-2-7-1-4-2 Eclat non métallique

I-2-7-1-4-3 Eclat vitreux

I-2-7-1-4-4 Eclat Adamantin

I-2-7-1-4-5 Eclat nacré

I-2-7-1-4-6 Eclat soyeux

I-2-7-1-4-7 Eclat gras ou onctueux

I-2-7-1-4-8 Minéraux mats

I-2-7-1-4-9 Eclat semi-métallique

I-2-7-1-5 Transparence

I-2-7-1-6 Caractères particuliers à certains minéraux

I-2-7-2 Propriétés mécaniques des minéraux

I-2-7-2-1 Cassure

I-2-7-2-1-1 Cassure conchoïdal

I-2-7-2-1-2 Cassure esquilleuse (ou écharneuse)

I-2-7-2-1-3 Cassure terreuse

I-2-7-2-1-4 Cassure granulaire

I-2-7-2-2 Clivage

I-2-7-2-2-1 Clivage très parfait

I-2-7-2-2-2 Clivage parfait

I-2-7-2-2-3 Clivage moyen

I-2-7-2-2-4 Clivage imparfait

I-2-7-2-2-5 Clivage très imparfait

I-2-7-2-2-6 Clivage inexistant

I-2-7-2-3 Macle

I-2-7-2-3-1 Macles simples ou géminées

I-2-7-2-3-1-1 Macle par accolement

I-2-7-2-3-1-2 Macle par pénétration

I-2-7-2-3-2 Macles multiples ou poly-géminées

I-2-7-2-3-2-1 Macle ouverte

I-2-7-2-3-2-2 Macle fermée 24Minéralogie

I-2-7-2-3-2-3 Macles polysynthétiques

I-2-7-2-4 La Dureté

I-2-7-2-5 Densité (La Masse Spécifique)

I-3 DEFINITION DE LA COORDINANCE, ISOTYPISME, ISOMORPHISME ET POLYMORPHISME 26

I-3-1 Généralités

I-3-1-1 Liaison ionique ou hétéropolaire

I-3-1-2 Le rayon ionique

I-3-1-3 Notion de coordinance ou de coordination

I-3-2 Isotypisme

I-3-3 Isomorphisme

I-3-3-1 Conditions des remplacements ou substitutions isomorphiques

I-3-4 Le polymorphisme

I-3-5 Imperfection des cristaux

I-3-5-1 Défauts dans la position des atomes

I-3-5-2 Défaut de FRENKEL

I-3-5-3 Défaut de SCHOTTKY

I-3-5-4 Défaut dans l’alignement des mailles cristallines

I-3-5-4-1 Dislocation coin

Chapitre II- CLASSIFICATION DES MINERAUX (LES NEUF GROUPES)

II-1 MINERAUX NON SILICATES

II-1-1 LES ELEMENTS NATIFS

II-1-1-1 LES METAUX

II-1-1-1-1 L’Or natif (Au)

II-1-1-1-2 Argent natif (Ag)

II-1-1-1-3 Le cuivre natif (Cu)

II-1-1-1-4 Le platine (Pt)

II-1-1-2 LES SUME METAUX

II-1-1-2-1 Le soufre natifs (S)

II-1-1-3 LES NON METAUX

II-1-1-3-1 Diamant : (C)

II-1-1-3-2 Graphite : (C)

II-1-2 LES HALOGENURES

II-1-2-1 Halite (NaCl)

II-1-2-2 Fluorite (CaF2)

II-1-3 LES SULFURES ET SULSOSELS

II-1-3-1 La galène (PbS)

II-1-3-2 Blende ou sphalérite (ZnS)

II-1-3-3 Les cuivres gris : Cu3 (As, Sb) S3-4 (± Ag, Zn)

II-1-3-4 Chalcopyrite : CuFeS2 34Minéralogie

II-1-3-5 Pyrite (FeS2)

II-1-3-6 Molybdénite (MOS2)

II-1-3-7 Stibine (Sb2S3)

II-1-4 LES OXYDES ET LES HYDROXYDES

II-1-4-1 La magnétite (Fe3O4 (Oxyde))

II-1-4-2 Hématite ou oligiste (Fe2O3) (Oxyde)

II-1-4-3 Ilménite (FeTiO3) (Oxyde)

II-1-4-4 Cassitérite (SnO2)

II-1-4-5 Limonite (FeO3.nH2) (Hydroxyde)

II-1-5 LES CARBONATES

II-1-5-1 Calcite (CaCO3)

II-1-5-2 Dolomie (Ca Mg CO3)

II-1-5-3 Aragonite (CaCO3)

II-1-5-4 Azurite (Cu3 [(CO3)2(OH) 2])

II-1-5-5 Malachite Cu2 [CO3 (OH) 2]

II-1-6 LES SULFATES ET TUNGSTATES

II-1-6-1 SULFATES

II-1-6-1-1 Barytine (BaSO4)

II-1-6-1-2 Gypse (CaSO4-2H2O)

II-1-6-2 TUNGSTATES

II-1-6-2-1 Scheelite (CaWO4)

II-1-6-2-2 Wolframites (Fe, Mn) WO4

II-1-7 PHOSPHATES, ARSSENIATES ET VANADATES

II-1-7-1 Les phosphates

II-1-7-1-1 Amblygonite

II-1-7-1-2 Lazurite

II-1-7-1-3 Pyromophilite

II-1-7-1-4 Vivianite

II-1-7-1-5 Atunite

II-1-7-1-6 Apatite

II-1-7-2 Les arséniates

II-1-7-2-1 Adamite

II-1-7-2-2 Annabergite

II-1-7-2-3 Mimétite

II-1-7-2-4 Chnoclase

II-1-7-3 Les vanadates

II-1-7-3-1 Carnotite

II-1-7-3-2 Vanadinite

II-1-7-3-3 Volborthite

II-1-8 LES BORATES

II-1-8-1 Boracite

II-1-8-2 Ascharite

II-1-8-3 Borax

II-1-8-4 Ulexite

II-1-9 LES NITRATES

II-1-9-1 Nitratine NaNO3

II-2 LES SILICATES

II-2-1 Généralités

II-2-2 Classification structurale des silicates

II-2-2-1 Coordination

II-2-2-2 Agencement des polyèdres

II-2-2-3 Enchaînement des tétraèdres [SiO4]4 Ŕ

II-2-3 LES NESOSILICATES ET LES SUBNESOSILICATES

II-2-3-1 LES NESOSILICATES

II-2-3-1-1 Groupe des péridots

II-2-3-1-2 Groupe des grenats

II-2-3-2 LES SUBNESOSILICATES

II-2-3-2-1 Andalousite

II-2-3-2-2 Disthène

II-2-3-2-3 Sillimanite

II-2-4 LES SORO-SILICATES

II-2-4-1 les épidotes

II-2-4-2 La zoïsite (Si2O7) (SiO4) O (OH) Al3Ca2

II-2-4-3 La pistachite (Si2O7) (SiO4) (OH) Ca2 Fe Al2O

II-2-4-4 La piémontite (Si2O7) (SiO4) O (OH) (Al, Fe3+, Fe2+, Mn2+)3(Ca,Ce, La, Y3+)2

II-2-4-5 L’allanite ou orthite

II-2-5 LES CYCLO-SILICATES

II-2-5-1 Le groupe du béryl 50

II-2-5-2 Le groupe de la tourmaline

II-2-5-3 Le groupe de la cordiérite

II-2-6 INO-SILICATES

II-2-6-1 Les pyroxènes

II-2-6-2 Caractères généraux des pyroxènes

II-2-6-2-1 Les ortho-pyroxènes (OPX)

II-2-6-2-2 Les clino-pyroxènes (CPX)

II-2-6-2-2-1 Les pyroxènes monocliniques calciques

II-2-6-2-2-1-1 L’augite

II-2-6-2-2-2 Les pyroxènes monocliniques sodiques

II-2-6-2-2-2-1 L’aegyrine

II-2-6-2-3- Les amphiboles

II-2-6-2-3-1 Caractères généraux des amphiboles

II-2-6-2-3-1-1 les amphiboles ferromagnésiennes

II-2-6-2-3-1-2 Les amphiboles monocliniques calciques

II-2-6-2-3-1-2-1 Actinote-trémolite

II-2-6-2-3-1-2-2 La hornblende

II-2-6-2-3-1-3 Les amphiboles monocliniques sodiques

II-2-7 LES PHYLLO-SILICATES (Tétraèdre en feuillets)

II-2-8 LES TECTO-SILICATES (TETRAEDRE EN FEUILLETS)

II-2-8-1 Famille ou groupe de la silice

II-2-8-1-1 polymorphisme de la silice

II-2-8-1-2 Le quartz (SiO2)

II-2-8-1-3 la calcédoine et l’opale (SiO2)n H2O

II-2-8-1-4 Tridymite et cristobalite

II-2-8-2 Famille ou groupe des feldspaths

II-2-8-2-1 Les feldspaths alcalins

II-2-8-2-2 Les feldspaths sodiques

II-2-8-2-3 Les feldspaths calco-sodiques : les Plagioclases

II-2-8-2-4 Caractères généraux des feldspaths

II-2-8-3 Les feldspathoïdes

II-2-8-3-1 Groupe de la néphéline

II-2-8-3-2 groupe de la leucite

II-2-8-3-3 Groupe de la sodalite

II-2-8-3-4 Groupe des zéolites

II-2-8-3-4-1 Les zéolites fibreuses

II-2-8-3-4-2 Les zéolites lamellaires

II-2-8-3-4-3 Les zéolites isométriques

II-2-8-3-5 Groupe des scapolites ou des wernérites

Liens de téléchargement des cours de minéralogie

Liens de téléchargement du résumé de minéralogie

Liens de téléchargement des exercices corrigés de minéralogie

Liens de téléchargement des TP de minéralogie

Voir aussi :

Partagez au maximum pour que tout le monde puisse en profiter

The post Minéralogie : Cours – Résumé – TP – Exercices corrigés first appeared on F2School.

L’article Minéralogie : Cours – Résumé – TP – Exercices corrigés est apparu en premier sur F2School.