Les molécules

1. Représentation de Lewis d’un atome 1.1.Stabilité des atomes  Les gaz nobles sont les éléments de la dernière colonne de la classification He : hélium Ne : néon Ar : argon Kr : krypton Xe : xénon Rn : radon

 L’hélium, très peu dense, est utilisé pour gonfler les ballons météorologiques ; il entre également dans la composition des mélanges gazeux pour la plongée.  Le néon permet de fabriquer des enseignes et des tubes lumineux.  L’argon constitue l’atmosphère inerte des lampes à incandescence (le filament de la lampe, porté à température très élevée ne « brûle » pas).  Le radon est utilisé en médecine pour le traitement de certains cancers.

▪ Ces éléments existent à l’état d’atomes et (sauf dans des conditions exceptionnelles) ne se combinent pas avec les autres éléments:  ils sont chimiquement stables ▪ Cette stabilité chimique est directement liée à leur structure électronique (présence d’un duet ou d’un octet d’électrons sur la dernière couche électronique)

▪ Les atomes des autres éléments ne sont pas dans cet état de stabilité.  Ils ne restent donc pas à l’état d’atome et vont se transformer en entité chimique plus stables : les molécules, les ions ▪ L’évolution de ces atomes s’effectue de manière à acquérir la structure électronique particulièrement stable des gaz nobles, c'est-à-dire la : structure du « duet » ou de l’ « octet » d’électrons, sur la dernière couche électronique

1.2.Représentation de Lewis des atomes ▪ Gilbert Newton Lewis (1875-1946) professeur à l’université de Berkeley a introduit l’idée de la règle de l’octet, et proposé le modèle de partage d’une paire d’électrons pour interpréter la liaison covalente entre deux atomes

▪ La représentation de Lewis d’un atome représente les électrons de la couche externe d’un atome  Certains de ces électrons sont représentés par un point: ils sont dits « célibataires » Ce sont les « points d’attaches » des atomes: ce sont eux qui seront engagés dans les liaisons covalentes  Les autres électrons présents dans la couche externe et n’intervenant pas dans les futures liaisons sont regroupés par 2 et sont représentés par des traits, appelés « doublets non liants »

1.3. Représentation de Lewis des atomes des gaz nobles  Complétons le tableau suivant en indiquant la structure électronique de l’hélium, du néon et de l’argon He Ne Ar numéro atomique 2 10 18 structure électronique

1.3. Représentation de Lewis des atomes des gaz nobles  Complétons le tableau suivant en indiquant la structure électronique de l’hélium, du néon et de l’argon He Ne Ar numéro atomique 2 10 18 structure électronique K2

1.3. Représentation de Lewis des atomes des gaz nobles  Complétons le tableau suivant en indiquant la structure électronique de l’hélium, du néon et de l’argon He Ne Ar numéro atomique 2 10 18 structure électronique K2 K2L8

1.3. Représentation de Lewis des atomes des gaz nobles  Complétons le tableau suivant en indiquant la structure électronique de l’hélium, du néon et de l’argon He Ne Ar numéro atomique 2 10 18 structure électronique K2 K2L8 K2L8M8

 Quels sont les électrons qui apparaissent dans la représentation de Lewis d’un atome ? Seuls les électrons de la couche externe apparaissent dans la représentation de Lewis d’un atome

▪ Les atomes des gaz nobles, particulièrement inertes, ne se combinent pas à d’autres atomes ; ils ne possèdent donc pas de « points d’attaches »   En déduire leur représentation de Lewis He Ne Ar représentation de Lewis 2 e- externes 8 e- externes 8 e- externes

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique e- à acquérir e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir 4 3 2 e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir 4 3 2 e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir 4 3 2 e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir 4 3 2 e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir 4 3 2 e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir 4 3 2 e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir 4 3 2 e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir 4 3 2 e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.4. Représentation de Lewis des autres atomes H C N O numéro atomique 1 6 7 8 structure électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6 e- à acquérir 4 3 2 e- célibataires doublets non liants représentation de Lewis

1.5. Valence des atomes H

C C C C

N N N

O O

2. Formation des molécules 2.1. Formation des liaisons covalentes ▪ Les molécules sont des entités chimiques stables, électriquement neutres, formées d’atomes liés entre eux par des liaisons que l’on nomme « liaisons covalentes » ▪ Une liaison covalente entre 2 atomes et une liaison crée par la mise en commun de 2 électrons périphériques amenés par chacun des atomes.

▪ La représentation de Lewis d’une molécule fait apparaitre l’ensemble des atomes présents dans une molécule ainsi que tous les électrons externes de ces atomes, regroupés par paire, par doublets  Les doublets permettant de lier les atomes entre eux (liaisons covalentes) sont appelés « doublets liants »  Les autres doublets, constitués par des paires d’électrons externes ne participant pas à une liaison chimique, sont appelés « doublets non liants »

 Montrons comment se forment les molécules suivantes en regroupant 2 par 2 les électrons célibataires externes; donnons la représentation de Lewis des molécules dihydrogène dioxygène eau eau oxygénée H2 O2 H2O H2O2 dioxyde de carbone ammoniac méthane éthylène CO2 NH3 CH4 C2H4 cyanure d’hydrogène diazote méthylamine HCN N2 CH5N

dihydrogène H2 ● H ● H H

dioxygène O2 ● O ● O O O

eau H2O ● O ● H O H ● H O H

Eau oxygénée ● H H2O2 ● O ● O ● H O H

Dioxyde de carbone CO2 ● O C ● ● O C O

ammoniac N H H ● ● N ● H NH3 ● H

méthane ● H H C CH4 C ● H ● ● H ● H

éthylène C2H4 H ● ● H C ● C ● ● H ● H H C

Cyanure d’hydrogène HCN ● N C ● H ● N H C

diazote ● N N2 N ● N

CH5N H ● C ● ● N H ● H ● H ● H ● N H C méthylamine CH5N H ● C ● ● N H ● H ● H ● H ● N H C

3. Géométrie des molécules des charges de même signe se repoussent ▪ La règle de l’octet permet de déterminer l’enchaînement des atomes, mais elle ne donne pas d’information sur la géométrie des édifices. Une règle simple permet de déterminer, à partir de la représentation de Lewis, la disposition des liaisons issues d’un même atome.  Cette règle est fondée sur les propriétés des charges électriques : des charges de même signe se repoussent

 donc les doublets d’électrons externes d’un même atome se repoussent les uns des autres. La structure adoptée par une molécule est donc celle pour laquelle les doublets d’électrons externes de chaque atome s’écartent au maximum les uns des autres  dans le cas où l’atome est entouré de 4 doublets, il se trouve au centre d’un tétraèdre et les doublets suivent les 4 directions joignant le centre du tétraèdre à ses sommets

 Comment peut-on expliquer la géométrie particulière des molécules  Comment peut-on expliquer la géométrie particulière des molécules ? Pourquoi les molécules ne sont-elles pas planes ? Pourquoi les atomes de ces molécules ne se disposent pas comme ceci :

Autour de chaque atome, les doublets d’électrons (liants et non liants) se positionnent dans l’espace de façon à minimiser leurs répulsions mutuelles: ils s’écartent au maximum les uns des autres

Pour minimiser leurs répulsions mutuelles, 4 doublets adoptent une disposition tétraédrique:

Le méthane a une structure tétraédrique

L’ammoniac a une structure pyramidale

La molécule d’eau a une structure coudée

4. Formules topologiques  la chaine carbonée, disposée en zigzag, est représentée par une ligne brisée portant éventuellement des ramifications.  Les atomes de carbone, ainsi que les atomes d’hydrogène liés aux atomes de carbone ne sont pas représentés par leur symbole  les atomes, autre que les atomes de carbone, sont figurés par leur symbole, ainsi que les atomes d’hydrogène qu’ils portent

 Déterminons la formule topologique de l’ibuprofène

 Déterminons la formule développée de la tyrosine à partir de sa formule topologique

5. Isomérie Z/E Des molécules sont isomères si elles possèdent la même formule brute mais des formules semi-développées différentes. ▪ Il n’y a pas de possibilité de rotation autour d’une double liaison. Cette propriété entraîne l’existence d’une isomérie particulière, l’isomérie Z/E

 Pour qu’une isomérie Z/E existe, la molécule doit être sous la forme : R1 ≠ R2 R3 ≠ R4

 Si les substituants les plus légers sont du même coté : isomère Z (zusammen)  Si les substituants les plus légers sont opposés : isomère E (entgegen)

But-2-ène Isomère E Isomère Z

Liaison E Liaison Z

6. Polarité d’une molécule ▪ Une liaison covalente entre 2 atomes résulte de la mise en commun par chaque atome d'un électron de sa couche électronique externe.

▪ Les atomes engagés dans une liaison covalente n'ont pas tous la même tendance à attirer les électrons de la liaison. Cette tendance est désignée par le terme d'électronégativité  Certains atomes, engagés dans une liaison covalente, ont tendance à attirer les électrons de la liaison: ils sont dits électronégatifs

Élément le plus électronégatif Elément le moins électronégatif Variation de l’électronégativité Elément le moins électronégatif

L'électronégativité des éléments augmente de gauche à droite dans une même ligne et de bas en haut dans une colonne du tableau périodique.

Une liaison covalente est dite polarisée lorsqu’elle unit deux atomes d’électronégativité très différente  Quand une liaison chimique est polarisée, on dit que : - l’atome le plus électronégatif porte une charge électrique partielle négative notée : δ– - l’atome le moins électronégatif porte une charge électrique partielle positive notée : δ+ d+ d-

d- d- d+ d+ Les électrons de la liaison covalente sont plus du côté de l’atome O que de l’atome H

 Le dihydrogène n’est pas une molécule polaire On dit qu’une molécule est polaire quand le centre géométrique des charges partielles positives n’est pas confondu avec le centre géométrique des charges partielles négatives. - Les 2 atomes sont identiques - La liaison n’est pas polarisée  Le dihydrogène n’est pas une molécule polaire

 La molécule HCl est une molécule polaire d+ d- - L’atome de chlore est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène H Cl  La molécule HCl est une molécule polaire

 La molécule d’eau est polaire - L’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène d- Cg- O d- d+ d+ - Les liaisons sont polarisées H Cg+ H - Les centres géométriques des charges positives et négatives ne se superposent pas.  La molécule d’eau est polaire Si la molécule d'eau était linéaire, les centres géométriques des charges positives et négatives seraient confondus sur le centre de symétrie de la molécule; elle ne serait donc pas polaire.

Le dioxyde de carbone n’est pas une molécule polaire - L’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome de carbone d- d+ d+ d- Cg- Cg+ C O O - Les liaisons sont polarisées - Les centres géométriques des charges positives et négatives se superposent Le dioxyde de carbone n’est pas une molécule polaire

Le cyclohexane n’est pas une molécule polaire - La différence d’électronégativité des atomes C et H est trop faible - les liaisons C—H ne sont pas polarisées Le cyclohexane n’est pas une molécule polaire

▪ Les molécules organiques présentent souvent des géométries complexes, ce qui rend difficile l’étude de la répartition des charges partielles. ▪ En première approximation, le caractère polaire ou apolaire d’un solvant organique est déterminé par la présence d’atomes très électronégatifs. Un solvant organique dont les molécules comportent un atome très électronégatif N, O, F ou Cl est généralement polaire. → L’éthanol de formule C3H6O est un solvant polaire

Les solvants hydrogénocarbonés (uniquement constitués d’atome de carbone et d’hydrogène) sont considérés comme apolaire car les électronégativités du carbone et de l’hydrogène sont très proches. → Le pentane C5H12 est un solvant apolaire Fin