ATOMES, IONS ET MOLECULES  Pourquoi l’ion Chlorure a pour formule Cl- et pas Cl+ ?  Pourquoi le dioxyde de carbone à pour formule brute CO2 et pas CO3 ? Vous allez enfin pouvoir répondre à ces questions qui vous hantent l’esprit depuis des années …

I) Stabilité des atomes : Les gaz nobles : Ils sont chimiquement inertes (ils ne participent que très rarement pas à des réactions chimiques). Ils restent donc sous forme atomique. Gaz nobles (ou aussi appelé gaz inertes) : He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Structure électronique des trois premiers gaz nobles : (K)2 2He : 10Ne : 18Ar : (K)2 (L)8 (K)2 (L)8 (M)8 La structure des gaz nobles montre qu’ils ont soit 2, soit 8 électrons sur leur couche périphérique. On parlera de structure en duet ou en octet. La couche électronique externe est saturée.

2) Règle du duet et de l’octet : Lors d’une réaction chimique, les atomes tendent à adopter une structure électronique similaire à celle des gaz nobles dont la couche externe est saturée. On dit qu’ils satisfont à la règle du duet (atomes dont Z ≤ 4) ou de l’octet (Z > 4)

la réactivité atomique peut emprunter deux voies : Mettre en commun ses électrons avec d’autres atomes pour former une molécule Céder ou prendre des électrons et former un ion

Travail en groupe (2 tables) II) Formation des ions monoatomiques :  Un atome ne peut perdre ou gagner que 1à 3 électrons au maximum. Un ion négatif est un ____________ il a ________ un ou des _____ Un ion positif est un ____________ il a ________ un ou des ________ anion gagné électron(s) cation perdu électron(s) Travail en groupe (2 tables) Prévoir quel type d’ion vont former les atomes suivants : 11Na, 17Cl, 8O, 3Li, 12Mg , 16S, 9F, 13Al

Remarque 1: cas particulier de l’atome d’Hydrogène. 1H  forme l’ion H+ Remarque 2 : limite de ce modèle -> on ne peut pas expliquer la formation de certains ions tel que Fe 2+, Fe 3+, Cu 2+ …

III) Formation des molécules : 1) La liaison de covalence : Pour satisfaire à la règle du duet ou de l’octet les atomes peuvent aussi s’associer entre eux et former une molécule. La liaison entre deux atomes consiste à mettre en commun deux électrons provenant de deux atomes, (chaque atome fournissant un électron de sa couche externe)

Ce doublet d’électron ainsi formé s’appelle liaison de covalence ou doublet liant. On représente le doublet liant par un tiret entre les deux atomes Exemple 1 : la molécule de dihydrogène H2 : 1H : (K)1 il manque un électron à l’atome d’hydrogène pour avoir sa dernière couche saturée (structure en duet) H H H H

Exemple 2 : La molécule de Chlorure d’hydrogène HCl : 1H : (K)1 17Cl : (K)2 (L)8(M)7 Il manque un électron à l’Hydogène pour saturer sa dernière couche (structure en duet) et il manque un électron au Chlore pour saturer sa dernière couche (structure en octet) H - Cl

2) Schéma de Lewis des molécules : Donner le schéma d’une molécule c’est représenter la couche externe de chaque atome constituant la molécule en faisant apparaître les doublets liants (liaisons de covalence) et les doublets non liants, que chacun d’eux possède. Le schéma de Lewis de la molécule de Chlorure d’Hydrogène est donc : H – Cl

Génial, …mais vous n’auriez pas une technique ? Remarque : dans certains cas il peut y avoir des doubles liaisons ou des triples liaisons de covalence (atomes liés entre eux par 2 ou 3 liaisons de covalence) Génial, …mais vous n’auriez pas une technique ? Maintenant que vous connaissez le secret de la stabilité des atomes vous allez enfin comprendre pourquoi la molécule d’eau à pour formule H2O et non H 3O, ou H2O3 !

Méthode proposée pour la détermination de la formule de Lewis des molécules : Écrire le nom et la formule brute de la molécule. Ecrire la structure électronique chaque atome. Trouver le nombre d'électrons ne de la couche externe de chaque atome. Trouver le nombre total nt d'électrons externes intervenant dans la molécule en faisant la somme des différents ne. Trouver le nombre total nd de doublets liants et non liants en divisant par 2 le nombre total d'électrons externes nt . Répartir les doublets de la molécule en doublets liants (liaisons covalentes) ou en doublets non liants en respectant : - la règle du « duet » pour l'atome d'hydrogène. - la règle de l'octet pour les autres atomes.

Dans le cas de la molécule de chlorure d’Hydrogène cela donne : 1H : (K)1 17Cl : (K)2 (L)8(M)7 ne = 1 électron sur la dernière couche ne = 7 électrons sur la dernière couche H – Cl nt = 1+7=8 électrons nd = nt/2 = 4 doublets Il y a donc 4 doublets à répartir, sachant que pour l’Hydrogène un doublet est nécessaire pour saturée sa dernière couche (duet) et que pour le Chlore un doublet est nécessaire pour saturée sa dernière couche (octet), c’est ce doublet qui va lier les atomes. Les 3 autres doublets (non liants) sont sur l’atome de chlore

En vous groupant par groupe de 2 tables et en utilisant la technique donnée, trouver le schéma de Lewis des molécules dont la formule brute vous est donnée : Vous désignerez un rapporteur pour aller présenter vos travaux à la classe C H O N Cl ou F Convention pour la représentation des atomes :

IV) Isomérie : Comme nous pouvons le voir pour les deux dernières molécules il y a plusieurs représentation possible. On parlera d’isomères Construire les isomères de formule brute C2H6O Construire les isomères de formule brute C2H7N Construire les isomères de formule C4H10

V) Formules développées et semi développées : Pour les molécules qui possèdent beaucoup d’atomes, les schémas de Lewis pourront sembler assez long à écrire, on utilisera deux schématisations plus simples : la formule développée la formule semi développée

VI) Géométrie des molécules Nous avons vu en construisant les schémas de Lewis des molécules qu’ils ne nous renseignaient pas sur la disposition spatiale des atomes qui la constitue. Pour prévoir comment les atomes vont s’agencer dans une molécule il suffit de savoir que les doublets d’électrons (liants et non liants) vont se placer de façon à être le plus éloigné les uns des autres.