CHIMIE PART 6
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00:00 Bon, qu'est-ce qu'on a ? On a un petit détail dans le courriel.
00:04 Je vous en prie, Ami Chemi.
00:06 Regardez.
00:08 Cette géométrie, j'ai fait,
00:10 j'ai mis ça sur la table.
00:12 Je trouve que le tableau est bien.
00:14 Regardez. On a les liaisons.
00:16 Les liaisons.
00:18 Ce sont des liaisons
00:20 un peu plus faibles. Ce n'est pas comme les liaisons covalentes et ioniques.
00:22 Elles sont moins fortes.
00:24 Elles sont plus faibles que les liaisons larges.
00:26 Regardez. Vous avez les liaisons hydrogènes.
00:28 Les liaisons hydrogènes.
00:30 Les liaisons hydrogènes.
00:32 Les liaisons hydrogènes
00:34 se déroulent avec l'atome de l'hydrogène.
00:36 C'est logique.
00:38 Mais comment se déroule cette liaison d'hydrogène ?
00:40 Ou comment se déroule-t-elle ?
00:42 Se déroule-t-elle grâce à la polarité ?
00:44 Se déroule-t-elle grâce à la polarité ?
00:46 Mais,
00:48 grâce à quoi ?
00:50 C'est une liaison d'ordre électrostatique
00:52 qui se forme entre un pôle positif
00:54 créé par un hydrogène, un atome très électronégatif d'un côté,
00:56 et de l'autre créé par un pôle négatif.
00:58 Regardez.
01:00 Regardez bien.
01:02 Ce schéma vous montre bien.
01:04 J'ai mon hydrogène.
01:06 Si vous savez où est mon hydrogène,
01:08 généralement,
01:10 pour avoir une liaison d'ordre hydrogène,
01:12 il doit être lié à quel atome électronégatif ?
01:14 Un atome,
01:16 on va considérer qu'il est électronégatif.
01:18 Je vous dis.
01:20 Sigma moins.
01:22 Je vous dis ici, sigma plus.
01:24 Plus électronégatif.
01:26 Cette molécule,
01:28 vu qu'elle a un H, un hydrogène,
01:30 et un atome électronégatif,
01:32 on va la considérer
01:34 comme polaire.
01:36 Parce qu'elle a un dipôle qui va se dérouler.
01:38 Elle a un dipôle qui va se dérouler.
01:40 Donc, cette molécule est polaire.
01:42 Elle a un pôle.
01:44 Ce H peut-il être un oxygène ?
01:46 Un autre oxygène ?
01:48 Ou peut-il y avoir,
01:50 par exemple,
01:52 un N ou un F ?
01:54 Des composants,
01:56 des atomes très électronégatifs.
01:58 On va dire que c'est la liaison hydrogène.
02:00 Il y a une liaison
02:02 qui est due à la polarité.
02:04 Si on la considère
02:06 comme sigma positive,
02:08 l'oxygène est très électronégatif.
02:10 Il va venir attirer.
02:12 Donc, sigma négatif.
02:14 C'est ça la liaison hydrogène.
02:16 D'accord ?
02:18 Donc,
02:20 c'est une liaison
02:22 qui se déroule avec des molécules polaires.
02:24 Des molécules qui ont un dipôle.
02:26 Cet hydrogène,
02:28 on va le considérer comme un pôle positif
02:30 parce qu'il est associé
02:32 à une molécule électronégative.
02:34 Il va être associé
02:36 à une autre molécule très électronégative.
02:38 C'est pour ça que c'est la liaison hydrogène.
02:40 Donc,
02:42 on va la considérer
02:44 comme un pôle positif.
02:46 C'est la liaison hydrogène.
02:48 D'accord ?
02:50 Quelle est la raison de la liaison hydrogène ?
02:52 Elle se déroule avec des molécules polaires.
02:54 Ici, on parle de liaison hydrogène.
02:56 On parle d'une liaison intermoléculaire.
02:58 Intermoléculaire.
03:00 Intermoléculaire.
03:02 Il y a des molécules.
03:04 Ici, c'est du H2O.
03:06 Quelle est la raison de la liaison hydrogène ?
03:08 Il faut savoir
03:10 le fonctionnement de cette liaison.
03:12 Comment elle se déroule ?
03:14 Comment elle se déroule en général ?
03:16 Comment elle se déroule cette liaison ?
03:18 Regardez.
03:20 On va considérer que l'hydrogène est un pôle positif.
03:22 C'est un pôle positif qui a un plus.
03:24 Plus sigma.
03:26 Pourquoi un pôle positif ?
03:28 Parce qu'il est associé à un atome X très électronégatif.
03:30 On va dire que c'est un pôle.
03:32 Donc, on va considérer que c'est un pôle positif.
03:34 C'est une molécule polaire.
03:36 Quelle est la raison de la liaison hydrogène ?
03:38 C'est un atome
03:40 très électronégatif.
03:42 Ici, c'est un X.
03:44 - sigma.
03:46 Très électronégatif.
03:48 Il va venir attirer le nouage électronique.
03:50 Il va venir attirer le nouage électronique.
03:52 Il ne faut pas y dire.
03:54 Il va se former comme ça.
03:56 Il a un doublé non-liant.
03:58 C'est en général.
04:00 C'est en général.
04:02 Il a un doublé non-liant.
04:04 L'hydrogène est un pôle.
04:06 Il a un casse-vide.
04:08 L'hydrogène a déjà des liaisons
04:10 avec l'atome électronégatif.
04:12 Il a des casse-vides.
04:14 Comment va-t-il faire ?
04:16 Pour y donner une liaison hydrogène,
04:18 il va y donner
04:20 une liaison dative.
04:22 Il va y donner du coup
04:24 ce doublé.
04:26 Il y a entre guillemets une liaison dative.
04:28 Le dative, on l'appelle en covalence.
04:30 Ce doublé non-liant,
04:32 il va y mettre dans la casse-vide.
04:34 Il y a une attraction.
04:36 Il y a une attraction car l'atome électronégatif
04:38 va venir l'attirer.
04:40 Le pôle négatif va venir attirer le pôle positif.
04:42 D'accord ?
04:44 C'est ce que je veux dire.
04:46 C'est ce que je veux dire.
04:48 Les atomes électronégatifs,
04:50 l'hydrogène, les derbiomes,
04:52 ce ne sont pas n'importe quel atome.
04:54 Ce sont des atomes très électronégatifs.
04:56 D'accord ?
04:58 F, O, Cl, N, etc.
05:00 D'accord ?
05:02 Ce sont les plus électronégatifs.
05:04 Le F, le fluor, c'est le plus électronégatif.
05:06 Juste en dessous, il y a l'oxygène.
05:08 Juste en dessous, il y a le chlore.
05:10 Juste en dessous, il y a l'azote.
05:12 Le N.
05:14 D'accord ?
05:16 C'est ça.
05:18 D'autres exemples.
05:20 L'hydrogène est en lien avec le F.
05:22 Donc, l'atome est électronégatif.
05:24 C'est juste.
05:26 Il est en lien avec NH3.
05:28 L'atome électronégatif est un atome très électronégatif.
05:30 Il y a un liaison hydrogène.
05:32 H2O.
05:34 Est-ce que je peux faire un lien hydrogène avec H2O ?
05:36 Oui, c'est possible.
05:38 Parce que l'atome électronégatif est très électronégatif.
05:40 C'est possible.
05:42 C'est la force hydrogène.
05:44 C'est une force de courant.
05:46 Je ne vais pas en parler plus.
05:48 Je ne vais pas en parler plus.
05:50 Regardez.
05:52 Si vous me dites pourquoi c'est une erreur,
05:54 je vous le dirai.
05:56 Si vous me dites pourquoi c'est une erreur,
05:58 je vous le dirai.
06:00 Je vous le dirai.
06:02 Je vais me rassurer.
06:04 C'est bon ?
06:06 Je vous rassure.
06:08 Donc, je vais vous donner la réponse.
06:10 Vous allez me dire pourquoi c'est une erreur.
06:12 Il y a un lien hydrogène avec O.
06:14 C'est un atome très électronégatif.
06:16 Il y a un lien hydrogène normal.
06:18 Pourquoi ?
06:20 Regardez le carbone.
06:22 Regardez le carbone.
06:24 Est-ce que le carbone
06:26 est un composé
06:28 très électronégatif ?
06:30 Il n'y en a pas.
06:32 Il n'y en a pas.
06:34 Le carbone n'est pas
06:36 un atome très électronégatif.
06:38 Ici, la liaison n'est pas
06:40 de type hydrogène.
06:42 Pourquoi ?
06:44 Parce que l'hydrogène n'a pas
06:46 de lien électronégatif.
06:48 Les atomes électronégatifs
06:50 doivent être
06:52 un domant.
06:54 Ils doivent être
06:56 un domant.
06:58 Un domant.
07:00 Ils sont très électronégatifs.
07:02 F, O, C, L, N.
07:04 Vous allez me dire pourquoi
07:06 il faut utiliser F, O, N.
07:08 D'accord ?
07:10 Ici, la liaison.
07:12 Ici, vous allez me dire que vous savez
07:14 la liaison. C'est pas une erreur.
07:16 Parce que...
07:18 Je ne vous ai pas donné le cours.
07:20 Vous ne savez pas.
07:22 Regardez.
07:24 Vous avez un système conjugué.
07:26 Vous avez un doublet.
07:28 Ensuite, vous avez une liaison simple.
07:30 Ensuite, vous avez un doublet.
07:32 Doublet, simple, double.
07:34 Donc, si vous avez un système conjugué,
07:36 vous ne pouvez pas
07:38 utiliser le doublet de l'atome
07:40 pour faire la liaison hydrogène.
07:42 Malgré que l'hydrogène
07:44 soit un atome électronégatif
07:46 comme le O.
07:48 Ce qui est lié à l'atome électronégatif
07:50 ne peut pas être utilisé.
07:52 Parce que le doublet va être dans le système conjugué.
07:54 Donc, on ne peut pas l'utiliser.
07:56 C'est ça.
07:58 Du coup, vous devez savoir
08:00 que les liaisons hydrogènes ont des liens intermoleculaires
08:02 entre les molécules.
08:04 Ici, H2O et H2O.
08:06 H2O et H2O.
08:08 Bon, c'est vraiment un exagéré.
08:10 Je n'ai pas lu ça.
08:12 Vous ne le voyez pas.
08:14 Et vous avez des liaisons
08:16 hydrogènes intramoléculaires.
08:18 Les liaisons
08:20 hydrogènes intramoléculaires.
08:22 Donc, je vais vous montrer
08:24 la diapositive
08:26 de ce qu'on appelle
08:28 la diapositive
08:30 de ce qu'on appelle
08:32 le courtant.
08:34 2 minutes.
08:38 Vous voyez.
08:50 On va continuer
08:52 avec ça et c'est tout.
08:54 Les liaisons.
08:56 Je vous ai dit qu'il y a des liaisons
08:58 hydrogènes. C'est quoi ?
09:00 C'est lorsque le H qui a déjà
09:02 un lien avec un atome électronégatif.
09:04 Il va faire quoi ?
09:06 Il va établir la liaison hydrogène
09:08 avec un autre atome très électronégatif.
09:10 Le O et le F.
09:12 Je vous ai dit que
09:14 ils ont ajouté le Cl
09:16 dans l'atome amichimique.
09:18 C'est possible de les trouver
09:20 dans certains exemples, certains exercices, etc.
09:22 Mais généralement, ils ont les 3.
09:24 Généralement, c'est ces 3 qui sont prévus.
09:26 D'accord ?
09:28 Donc, c'est comme un type
09:30 un exemple
09:32 de liaison hydrogène intermoléculaire.
09:34 C'est H2O. C'est H2O.
09:36 Molécule, molécule.
09:38 Je peux avoir
09:40 une liaison hydrogène intramoléculaire.
09:42 Et qu'est-ce qui est le différence entre
09:44 inter- ou intramoléculaire ?
09:46 Intermoléculaire, c'est la molécule.
09:48 L'intramoléculaire,
09:50 c'est l'intérieur de la molécule.
09:52 L'intramoléculaire, c'est la molécule.
09:54 C'est-à-dire que l'intérieur de la molécule,
09:56 il faut être prudent,
09:58 il faut être prudent,
10:00 il faut avoir une liaison hydrogène
10:02 pour faire un cycle.
10:04 Donc, ce cycle,
10:06 il faut que l'on trouve une base.
10:08 Cette base, je l'ai fait bien.
10:10 Elle est très utile dans les exercices.
10:12 Elle a beaucoup d'intérêts.
10:14 Pour faire un cycle
10:16 fait par cette liaison hydrogène,
10:18 il faut avoir 5 ou 6 liaisons.
10:20 Ni plus, ni moins.
10:22 Il y a 5, il y a 6.
10:24 Il y a 5, il y a 6.
10:26 Donc, ceci est l'exemple
10:28 que nous avons fait.
10:30 Nous allons le faire encore.
10:32 Nous allons le faire encore.
10:34 Le diapositive en mécanique.
10:36 Ce n'est pas la peine de vous demander
10:42 de faire 2 minutes,
10:44 de faire 2 minutes,
10:46 de faire ceci, ceci, et c'est tout.
10:48 Ici, il ne faut pas
10:54 comprendre la molécule,
10:56 le cycle, ce truc.
10:58 Regardez, c'est un diphénole
11:00 sous forme orthométopoeie.
11:02 C'est ce que nous allons lire dans la nomenclature
11:04 de la chimie organique.
11:06 Il faut se concentrer sur la liaison hydrogène.
11:08 J'ai un OH et un OH.
11:10 Je peux faire une liaison hydrogène
11:12 entre l'OH et l'OH.
11:14 Oui, parce que ceci est un atome
11:16 très électronégatif.
11:18 Et celui-ci est très électronégatif.
11:20 C'est une double électronégativité.
11:22 Nous avons une liaison hydrogène
11:24 intramolécule.
11:26 Cette liaison intramolécule,
11:28 elle a un cycle
11:30 qui doit être
11:32 5, 6.
11:34 Il faut le calculer.
11:36 Regardez.
11:38 Voilà la liaison hydrogène.
11:40 1.
11:42 Et ici, entre l'OH et l'OH, il y a 2.
11:44 3.
11:46 4.
11:48 5.
11:50 C'est un cycle à 5.
11:52 Nous avons une liaison hydrogène.
11:54 Regardez ici.
11:56 C'est une seule liaison.
11:58 C'est une seule liaison.
12:00 C'est une seule liaison.
12:02 Nous la calculons.
12:04 1.
12:06 Il y a une liaison.
12:08 2.
12:10 3.
12:12 4.
12:14 5.
12:16 6.
12:18 Je termine le cycle.
12:20 Ce cycle a 6 liaisons.
12:22 Nous avons une liaison hydrogène.
12:24 Nous la calculons.
12:26 Et ici, regardez.
12:28 La forme de la pareille.
12:30 1.
12:32 2.
12:34 3.
12:36 4.
12:38 5.
12:40 6.
12:42 C'est un cycle à 5.
12:44 C'est un cycle à 5.
12:46 C'est un cycle à 5.
12:48 C'est un cycle à 5.
12:50 C'est un cycle à 5.
12:52 C'est un cycle à 5.
12:54 C'est un cycle à 5.
12:56 C'est un cycle à 5.
12:58 C'est un cycle à 5.
13:00 C'est un cycle à 5.
13:02 C'est impossible.
13:04 Pour cette forme,
13:06 nous devons faire un cycle à 7.
13:08 Ce n'est pas possible.
13:10 Ce n'est pas possible.
13:12 Il faut y avoir 5 et 6.
13:14 Pour faire une série de détails,
13:16 pour faire des exercices,
13:18 pour faire une possible liaison hydrogène,
13:20 il faut se demander
13:22 si les atomes hydrogènes
13:24 ont des atomes électronégatifs.
13:26 Est-ce que les atomes électronégatifs
13:28 ont des atomes électronégatifs ?
13:30 Et si c'est intramoléculaire,
13:32 le nombre de liaisons
13:34 qui vont se dérouler
13:36 dans le cycle ?
13:38 D'accord ?
13:40 Ce n'est pas possible.
13:42 C'est du superficiel des gens.
13:44 Je ne l'ai pas lu.
13:46 Je vais le faire.
13:48 Je vais le faire.
13:50 Je vais le faire.
13:52 Et...
13:54 Oui, c'est comme si je ne pensais pas.
13:56 Je vais faire comme si je ne pensais pas.
13:58 Regarde.
14:00 Tu dois le comprendre.
14:02 Regarde comment je l'ai calculé.
14:04 Regarde la souris.
14:06 Regarde la souris
14:08 dans le partage.
14:10 D'accord ?
14:12 Regarde.
14:14 On commence à calculer
14:16 à partir de ma liaison hydrogène.
14:18 On va dire 1.
14:20 Et on va faire entre H et O.
14:22 Il y a une liaison.
14:24 Et c'est la deuxième.
14:26 On va faire 3.
14:28 Et on va faire 4.
14:30 Et on va faire 5.
14:32 Je suis sûr que tu ne comprends pas.
14:34 Parce que tu as dit que si il y a une liaison
14:36 entre H et O, pourquoi ne pas prendre celle-ci ?
14:38 Ne pas prendre celle-ci parce que c'est comme dans le cycle.
14:40 Ce n'est pas possible.
14:42 On peut dire que c'est la liaison OH.
14:44 On va la calculer.
14:46 On peut dire directement que c'est la liaison.
14:48 On ne peut pas faire la deuxième liaison
14:50 entre H et O.
14:52 Tu as compris ?
14:54 Donc, on va faire 1.
14:56 On va faire 2.
14:58 On va faire 3.
15:00 On va faire 4.
15:02 On va faire 5.
15:04 Et on va revenir à la liaison hydrogène.
15:06 Le cycle fait 5 liaisons.
15:08 Comment ?
15:10 On va faire 1.
15:12 2.
15:14 3.
15:16 4.
15:18 5.
15:20 6.
15:22 7 liaisons.
15:24 Ici, on ne peut pas faire la deuxième liaison.
15:26 Parce que j'ai 7 liaisons.
15:28 On va faire 1.
15:30 On va faire 1.
15:32 Et ici, entre H et O,
15:34 il y a une liaison.
15:36 On va faire 2.
15:38 3.
15:40 4.
15:42 5.
15:44 6.
15:46 7.
15:48 Il y a beaucoup de liaisons hydrogènes.
15:50 Donc, on va faire 1.
15:52 On va faire 2.
15:54 3.
15:56 4.
15:58 5.
16:00 6.
16:02 Et on va revenir à la deuxième liaison.
16:04 On va faire 1.
16:06 2.
16:08 3.
16:10 4.
16:12 5.
16:14 6.
16:16 7.
16:18 8.
16:20 9.
16:22 10.
16:24 11.
16:26 12.
16:28 13.
16:30 14.
16:32 15.
16:34 16.
16:36 17.
16:38 18.
16:40 19.
16:42 20.
16:44 21.
16:46 22.
16:48 23.
16:50 24.
16:52 25.
16:54 26.
16:56 27.
16:58 28.
17:00 29.
17:02 30.
17:04 31.
17:06 32.
17:08 33.
17:10 34.
17:12 35.
17:14 36.
17:16 37.
17:18 38.
17:20 39.
17:22 40.
17:24 41.
17:26 42.
17:28 43.
17:30 44.
17:32 45.
17:34 46.
17:36 47.
17:38 48.
17:40 49.
17:42 50.
17:44 51.
17:46 52.
17:48 53.
17:50 54.
17:52 55.
17:54 56.
17:56 57.
17:58 58.
18:00 59.
18:02 60.
18:04 61.
18:06 62.
18:08 63.
18:10 64.
18:12 65.
18:14 66.
18:16 67.
18:18 68.
18:20 69.
18:22 70.
18:24 71.
18:26 72.
18:28 73.
18:30 74.
18:32 75.
18:34 76.
18:36 77.
18:38 78.
18:40 79.
18:42 80.
18:44 81.
18:46 82.
18:48 83.
18:50 84.
18:52 85.
18:54 86.
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19:32 100.
19:34 C'est une molécule polaire.
19:36 C'est une molécule polaire.
19:38 Elle a du coup un pôle positif et un pôle négatif.
19:40 C'est une liaison très très faible.
19:46 Du coup, le pôle positif va commencer à être attiré par le pôle négatif qui vient
19:54 de se former.
19:55 C'est ce qu'on a vu.
19:56 Tu as le niage électronique.
19:58 Le niage électronique de l'électron va influencer l'électron.
20:01 C'est une liaison très faible.
20:04 Là, tu as London mais avec deux molécules polaires.
20:09 Avec Zouts, ils vont influencer l'un l'autre.
20:15 C'est la liaison la plus faible.
20:18 Vraiment, elle est très très faible.
20:20 Elle est très faible.
20:21 Avec ces deux molécules polaires, une d'entre elles va devenir un dipôle induit instantanément.
20:26 Elle va devenir un dipôle induit et l'autre d'entre elles va devenir un dipôle induit.
20:32 Ce n'est pas permanent ce dipôle.
20:34 Quand tu vas séparer les deux, le dipôle induit va partir.
20:37 Ce sont des molécules de base à polaire.
20:39 Avec les deux molécules, le niage électronique va influencer ce dipôle et tu as un dipôle
20:45 induit.
20:46 Ce n'est pas le cas.
20:47 Ce n'est pas le cas.
20:48 Ce n'est pas le cas.
20:55 L'un des liaisons de qui sommes, c'est entre deux molécules polaires.
20:58 Au Dubaï, une est polaire et l'autre est apolaire.
21:03 Au London, une est apolaire et l'autre est apolaire.
21:06 Bien sûr, c'est apolaire.
21:07 Tu as compris ?
21:08 Ce n'est pas le cas dans la liaison chimique.
21:13 Oui, c'est un flexo 6 séries 3.
21:21 Les gens, il y a des gens qui sont partis.
21:30 La prochaine fois, on va expliquer la libellution.
21:33 D'accord ?
21:34 Oui, ce n'est pas le cas dans la liaison chimique.
21:38 Oui, c'est un dipôle plus ou moins.
21:41 Tu as compris ?
21:44 Ici, ils vont te mettre de moins en plus.
21:47 Regarde.
21:48 Dans la chimie, par convention, on va mettre de plus en moins.
21:51 Ici, n'oublie pas que c'est une convention.
21:53 Regarde, je vais te montrer l'autre.
21:56 Je te dis qu'ici, dans la chimie, il y a des ouvrages, des chimiens qui vont te mettre
22:01 de moins en plus.
22:04 Ils vont te mettre de moins en plus.
22:07 Regarde, je vais te montrer.
22:11 Regarde, c'est un schéma.
22:13 Attends, attends, attends.
22:15 Où est le dipôle ?
22:17 Il y a des gens qui sont partis.
22:20 Attends.
22:28 Alors, cette convention, regarde.
22:31 Le moment du dipôle chimique, dans la chimie, dans notre cours, dans la plupart des gens,
22:37 la plupart des gens qui le font, ils vont te mettre de plus en moins.
22:41 D'accord ?
22:42 C'est une convention.
22:43 Je te dis, attention, cette convention peut être inversée dans certains livres de chimie.
22:48 Tu peux trouver des schémas, comme celui-ci, où cette convention est inversée.
22:56 Ils veulent l'utiliser comme un biophysique.
23:00 Ce qu'il faut savoir, c'est que généralement, dans la chimie, dès le dipôle, ils vont te mettre de plus en plus de moins.
23:06 Si tu trouves des ouvrages, des livres, des schémas qui sont inversés,
23:12 ce n'est pas grave.
23:13 Ce sont des schémas qui ont voulu inverser cette convention.
23:17 D'accord ?
23:18 En tout cas, il fallait avoir cette convention, parce que ce schéma dans notre cours,
23:21 va te mettre de plus en moins.
23:23 D'accord ?
23:24 Bon, on va regarder la vidéo.
23:27 Je vous ai montré trois parties.
23:30 Si ce n'est plus, j'espère que vous avez aimé cette vidéo.
23:36 J'espère que vous avez compris.
23:38 J'espère que ce chapitre de la liaison chimique vous a plu.
23:43 On va faire un récapitulatif de ce que nous avons appris.
23:46 Ce que nous avons appris aujourd'hui.
23:48 Nous devons résumer ce que nous avons appris dans ce chapitre.
23:52 Cette liaison chimique, c'est quoi ?
23:55 C'est lorsque les atomes, les idées et les molécules vont mettre en commun des électrons.
24:00 C'est l'exemple de H12.
24:02 Les liaisons, elles ont des liaisons ioniques et covalentes.
24:07 Comment on peut voir la liaison ionique et covalente ?
24:11 A la base de la différence d'électrodégativité.
24:13 D'accord.
24:14 Nous avons vu des exemples.
24:16 On peut avoir une covalente pure qui peut avoir une covalente à caractère ionique.
24:20 A la base de l'échelle qui est la plus proche.
24:22 L'échelle, elle donne la différence d'électrodégativité entre 0 et 0,4.
24:29 Elle est covalente pure.
24:31 De 0,4 jusqu'à 0,2, elle est covalente à caractère ionique.
24:37 Et de 0,2 jusqu'à 0,2, elle est ionique pure.
24:41 Dans cette liaison covalente à caractère ionique, il y a un moment dipolaire.
24:47 Parce qu'il y aura un dipole qui va se former avec les molécules d'adoméne qui sont polaires.
24:52 Ce dipole, d'ailleurs, est biophysique.
24:56 Uµ = U².
24:58 Par contre, il y a une notion qui est la notion de caractère ionique.
25:04 Comme je vous l'ai expliqué dans les exemples précédents,
25:06 c'est que le nuage électronique qui va être attiré par l'atome le plus électronégatif,
25:14 ce nuage électronique, va être attiré, mais pas complètement, mais partiellement,
25:20 en partie.
25:22 Et cette partie qui va être attirée va dépendre de la quantité des molécules.
25:27 Comme je vous l'ai expliqué, les chimistes ont déterminé ce pourcentage.
25:31 Ce caractère ionique, ce segment, va m'exprimer le pourcentage d'ionicité dans la liaison.
25:37 Plus il est élevé, plus l'atome électronégatif va beaucoup plus élevé.
25:42 Pas partiellement, il va beaucoup plus élevé.
25:45 Plus il est élevé, moins il va être élevé.
25:48 C'est l'exemple que j'ai fait pour vous expliquer plusieurs fois.
25:51 J'espère que vous avez compris ce caractère ionique.
25:54 Pour que vous puissiez comprendre ses lois,
25:56 le nuage de la liaison est un nuage expérimental sur un nuage théorique.
26:01 Il est entre 0 et 1, et le Q est entre 0 et E,
26:05 qui est la charge de l'électron.
26:08 Après notre moment dipolaire,
26:13 nous avons vu comment le calculer dans l'exercice,
26:15 comment calculer le mu total d'une molécule,
26:18 puisque je peux avoir plusieurs moments dipolaires,
26:21 parce que j'ai plusieurs dipoles,
26:23 nous utilisons le puit à reuss,
26:26 où je peux utiliser cette loi.
26:28 Nous avons vu cette loi dans l'autre diapositive de la prof.
26:34 D'accord, les gens ?
26:36 Après ce moment dipolaire,
26:38 nous avons vu comment les liaisons covalentes,
26:43 que nous appelons les liaisons datives ou simples,
26:45 nous avons vu plein d'exemples, plein d'exercices,
26:47 comment représenter une molécule,
26:52 le diagramme de Lewis.
26:54 Je vais vous montrer les étapes que vous devez suivre.
26:56 D'abord, vous avez le diagramme des atomes.
26:59 Vous calculez le nombre d'électrons libres de chaque atome,
27:05 vous calculez la différence des électrons libres
27:07 entre l'atome central et les autres atomes,
27:09 et vous connaissez avec ce nombre,
27:12 quelle est la liaison dative que vous avez.
27:14 Vous ajoutez les liaisons datives,
27:15 et vous terminez avec les liaisons simples ou multiples.
27:19 D'accord ?
27:20 Nous avons donné plein d'exemples, plein d'exercices,
27:23 pour que vous compreniez mieux.
27:25 Et ensuite,
27:26 je vous ai dit qu'il y a une exception,
27:28 c'est pour chaque atome,
27:31 il doit y avoir 8 électrons,
27:32 à part l'hydrogène, il doit y avoir 2,
27:34 autour de lui, qui donne les liaisons.
27:36 Si les atomes des alcalins,
27:39 des alcalinos,
27:40 et de la famille de leur bord,
27:42 1A, 2A, 3A,
27:44 je vous ai mentionné dans le périodique,
27:46 il y a des exceptions à chaque côté.
27:50 D'accord ?
27:51 Après, je vais vous montrer une bonne hybridisation.
27:53 Je vous ai fait l'exemple de la café-pain.
27:56 Ce que je vais vous montrer comme hybridisation,
27:58 c'est le mélange des sous-couches S avec P.
28:02 Le mélange, la fusion des sous-couches S avec P.
28:06 Je vais mélanger,
28:08 je vais avoir de nouveaux orbitales.
28:10 Ce sont des orbitales qui ne sont pas hybrides.
28:13 Ce sont des orbitales hybrides,
28:14 pour savoir le type d'hybridisation,
28:18 il y a une loi,
28:19 qui est,
28:20 c'est ça,
28:21 attendez, où est-ce que je suis ?
28:22 C'est ça,
28:23 qui est de calculer le nombre de liaisons,
28:25 plus le nombre de doubles libres,
28:27 qui sont non conjugués,
28:28 mais je ne vais pas entrer dans le système conjugué,
28:30 nous verrons ça la prochaine fois.
28:32 La prochaine fois, nous verrons bien le système conjugué,
28:34 qui va s'entendre, d'accord ?
28:37 C'est, du coup, l'hybridisation.
28:40 Dans cette hybridisation,
28:41 et avec,
28:43 avec des règles de Gilles Lépsy,
28:45 qui sont des AXM,
28:47 nous pouvons savoir,
28:48 nous pouvons savoir,
28:50 la forme,
28:51 la géométrie,
28:53 et l'arrangement spatial, du coup,
28:54 de mes molécules,
28:56 mes petites molécules.
28:58 Donc, je vous ai dit que ce tableau,
28:59 ce n'est pas un tableau chimique,
29:00 c'est un tableau de la cour,
29:02 de la cour de la nature,
29:03 il est plus complet,
29:04 parce qu'il y a un arrangement spatial,
29:05 mais nous n'en avons pas.
29:07 D'accord ?
29:08 Après ça,
29:09 qu'est-ce qu'on avait vu ?
29:10 On a vu les liaisons qui sont plus faibles,
29:11 qui sont les hydrogènes,
29:12 intra- et inter-moléculaires,
29:15 où nous avons vu les liaisons de Van der Waals,
29:18 qui sont,
29:19 vous devez les connaître,
29:20 vous devez les connaître,
29:22 ça peut être des questions de cours,
29:24 qui sont,
29:25 entre deux molécules polaires,
29:27 entre une molécule polaire et l'autre,
29:30 ou London,
29:31 entre deux molécules polaires.
29:33 D'accord ?
29:34 Grosso modo,
29:35 c'est ce qu'il y a dans la cour.
29:38 Donc, là,
29:39 vous avez vu la vidéo.
29:40 Merci d'avoir suivi cette vidéo.
29:42 On se retrouve une prochaine fois,
29:43 incha'Allah,
29:44 pour une prochaine vidéo.
29:46 Portez-vous bien,
29:47 et restez en bonne santé.
29:48 Au revoir.