Structure et géométrie des molécules Chapitre 9 : Structure et géométrie des molécules Les objectifs de connaissance : Savoir appliquer les règles du « duet » et de l’octet ; . Les objectifs de savoir-faire : Établir la structure électronique d’un atome ; établir la représentation de Lewis d’une molécule ; Prévoir la géométrie d’une molécule simple à partir de sa représentation de Lewis. Thème : OBSERVER Domaine : Matières colorées

X A Z Voir TP : « Structure et géométrie des molécules » 1. Formation d’une molécule 1.1. Symbole de l’atome Un noyau est constitué de Z protons et de N neutrons. La paire Z et A caractérise un atome. On le symbolise par : A Z X Nombre de nucléons (proton + neutrons) ou nombre de masse d'un noyau (A = Z + N) Symbole de l’élément chimique Numéro atomique du noyau, c'est le nombre de protons qu'il contient 1.2. Structure électronique d’un atome Les Z électrons qui composent le nuage électronique d'un atome de numéro atomique Z sont rangés en couches autour du noyau : les couches K, L et M, numérotées 1, 2, 3. Nom de la couche Numéro de la couche (n) Nombre maximum d’électrons dans la couche (2n²) K 1 L 2 M 3 2 8 18

A RETENIR : Chaque couche contient au maximum 2n² électrons ; La dernière couche remplie, la couche externe, va définir les propriétés chimiques de l'élément : on l'appelle la « couche de valence ». La répartition des électrons dans les différentes couches s’appelle la structure électronique de l’atome. Exemples : Symbole Nom Carbone Azote Oxygène Néon Numéro atomique 6 7 8 10 Nombre de protons (Z) Nombre d’électrons Structure électronique (K)2(L)4 (K)2(L)5 (K)2(L)6 (K)2(L)8 1.3. Règles du « duet » et de l’octet Lorsque les atomes subissent des transformations, ils le font de façon à saturer (= remplir) leur couche externe afin d’acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche : soit en se transformant en ions ; soit en se regroupant pour former des molécules.

1.4. La liaison covalente et les doublets non liants d’un atome Définitions : Au cours d’une transformation chimique, un atome tend à adopter la structure électronique stable du gaz rare le plus proche, c’est-à-dire à posséder 2 électrons (règle du « duet », si Z  4) ou 8 électrons (règle de l’octet, si Z > 4) sur sa couche externe (ou de valence). Exemples : Règle du « duet » Règle de l’octet Li (K)2 (L)1 Li+ (K)2 Cℓ (K)2 (L)8 (M)7 Cℓ (K)2 (L)8 (M)8 1.4. La liaison covalente et les doublets non liants d’un atome Dans les molécules, les atomes s’associent en formant des liaisons dites « covalentes » : elles sont le résultat de la mise en commun des électrons de la couche externe des atomes.

Définitions : Une liaison covalente (ou doublet liant) correspond à la mise en commun de deux électrons de la couche externe par et entre deux atomes, chacun fournissant un électron. Elle se schématise par un trait : C  C Les électrons de la couche externe de l’atome non engagés dans une liaison se regroupent deux par deux en doublets non liants (ou doublets libres) localisés autour de l’atome. Liaison covalente (simple) A RETENIR : Les électrons mis en commun par deux atomes sont considérés comme appartenant à ces deux atomes. Une liaison covalente double (mise en commun de 4 électrons) est représentée par 2 traits (C = C) et une liaison covalente triple (mise en commun de 6 électrons) par 3 traits (C  C). Exemple : Le chlore (Z = 17 > 4) contient p = 7 électrons dans sa couche de valence. Il lui en manque 8 – p = 1 électron pour respecter la règle de l’octet.

Nombre de liaisons covalentes Nombre de doublets non liants  Un atome de chlore pourra donc établir un nombre nliaisons de liaisons covalentes tel que : nliaisons = 8 – p  nliaisons = 8 – 7  nliaisons = 1 (doublet liant)  Il reste alors 7 – 1 = 6 électrons non engagés dans une liaison. Le nombre de doublets non liants sera : 6 ÷ 2 = 3. Ainsi : Atome Nombre de liaisons covalentes Nombre de doublets non liants Exemple Cℓ 1 3 H C O N 1 4 2 2 ou 3 1 Application : Méthane Exercice : n°6 p106

1.5. Représentation de Lewis La représentation de Lewis d'une molécule fait apparaître tous les atomes de la molécule ainsi que tous les doublets liants et non liants le cas échéant : Les doublets d’électrons externes, non liés, sont représentés par des tirets ; Une liaison simple, entre les atomes A et B, est notée : A  B Une liaison double, entre les atomes A et B, est notée : A  B Une liaison triple, entre les atomes A et B, est notée : A  B Dans la représentation de Lewis, la règle du « duet » doit être satisfaite pour chaque atome d'hydrogène et la règle de l'octet doit être satisfaite pour tous les autres atomes. Méthode :  Écrire la structure électronique de chaque atome de la molécule ;  En déduire le nombre d’électrons de la couche externe pour chacun ;  Trouver le nombre de liaisons covalentes que chaque atome doit établir pour satisfaire à la règle de l’octet (ou du « duet ») : il correspond au nombre d’électrons que chaque atome doit acquérir pour respecter la règle ;  Représenter TOUS les atomes avec des points qui symbolisent leurs électrons externes ;  Placer les liaisons covalentes de façon à ce que chaque atome respecte ce nombre.  Remplacer les électrons non liés par des traits, en les associant par paires.

Structure électronique Exemple : Représentation de Lewis de la molécule de chloral (C2HCℓ3O) Atome H Hydrogène C Carbone O Oxygène Cℓ Chlore  Structure électronique (K)1 (K)2(L)4 (K)2(L)6 (K)2(L)8(M)7  Nombre d’électrons dans la couche externe 1 4 6 7  Nombre d’électrons à acquérir (règle du « duet ») (règle de l’octet) 2  Représentation des atomes avec leurs électrons externes  Établissement des liaisons covalentes  Représentation de Lewis de la molécule de chloral

Exercice : Eau Méthane Ammoniac Dioxyde de carbone Méthanal Diazote Exercice : n°9 p106 2. Représentation de Cram Certaines molécules à géométrie spatiale (3 dimensions) sont difficiles à représenter dans le plan d’une feuille. On utilise alors un mode de représentation dit représentation de CRAM dont les conventions sont les suivantes : 3. Géométrie des molécules

Règle de la répulsion minimale des doublets : Les doublets d’électrons (liants et non liants) d’un atome se positionnent dans l’espace de manière à toujours minimiser la répulsion électrique qu’ils exercent les uns sur les autres : ils s’orientent autour de l’atome de façon à être le plus éloigné possible les uns des autres. Ainsi, la forme géométrique d’une molécule dépend du nombre et de la nature des doublets mis en jeu par les atomes qu’elle contient : Atome à 4 doublets indépendants : (A = l'atome central de la molécule étudiée ; X = autre atome ; E = doublet non liant)  Molécule tétraédrique Molécule pyramide trigonale Molécule plane coudée Molécule plane linéaire Atome avec 1 double liaison : (A = l'atome central de la molécule étudiée ; X = autre atome ; E = doublet non liant) 

Molécule plane triangulaire Molécule plane coudée Molécule plane linéaire Remarque : La méthode qui permet de prédire la géométrie des molécules en se basant sur la théorie de la répulsion des électrons de la couche de valence s’appelle la théorie VSEPR. Elle est aussi connue sous le nom de « théorie de Gillespie ». Exemples :

4. Isomérie Z/E Les molécules possédant une double liaison carbone – carbone, de la forme CHA = CHB (A et B sont des atomes (ou des groupes d’atomes) autres que H) existent sous forme de deux isomères spatiaux : Z vient de l'allemand zusammen qui signifie « ensemble » E vient de l'allemand entgegen qui signifie « opposé » Remarque : Les deux isomères Z et E possèdent des propriétés physiques et chimiques différentes (ex : la solubilité dans l’eau ou la température de changement d’état). Exercice : n°22 p109 (niveau 1) 5. Réactions photochimiques et chimie de la vision

Définition : L’isomérisation photochimique est la transformation d’un isomère Z en son isomère E (ou vice et versa) sous l’action d’un rayonnement lumineux.

Mécanisme de la vision : L’isomérisation photochimique du (Z)-11-rétinal contenu dans les cônes et les bâtonnets de la rétine de l’œil est à l’origine du processus de la vision :  L’énergie transportée par la lumière provoque l’isomérisation du (Z) –11–rétinal en (E)–11–rétinal, ce qui déclenche un signal électrique qui est transmis au cerveau : c’est la vision.  Le (E)–11–rétinal est ensuite reconverti en (Z)–11–rétinal par une protéine et le mécanisme peut de nouveau recommencer. Exercice : n°4 p115