Chapitre 8 : Des atomes aux molécules

pré requis: seconde: atome, élément, ions, formule brute, développée, semi développée compétences: Décrire à l’aide des règles du « duet » et de l’octet les liaisons que peut établir un atome (C, N, O, H) avec les atomes voisins. Interpréter la représentation de Lewis de quelques molécules simples. Mettre en relation la formule de Lewis et la géométrie de quelques molécules simples. Prévoir si une molécule présente une isomérie Z/E. Savoir que l'isomérisation photochimique d'une double liaison est à l'origine du processus de la vision.

I ) Les règles de stabilité : 1 ) Les gaz nobles. Les gaz rares ou nobles sont chimiquement très stables. Alors que les autres atomes peuvent participer à des réactions chimiques, former des ions, les gaz nobles ou rares, ne sont pas impliqués dans de telles transformations chimiques. Cette stabilité est liée au fait que leur dernière couche électronique (couche électronique externe) est saturée (pleine). Exemple : la couche électronique externe de l’hélium He contient 2 électrons (couche K) qui est saturée à 2 électrons. Les autres gaz rares possèdent 8 électrons sur leur couche électronique externe.

2 ) Les ions monoatomiques. Lorsqu’ils forment des ions, certains atomes gagent ou perdent un ou plusieurs électrons afin de posséder 2 électrons ou 8 électrons sur leur couche électronique externe.(de manière à respecter la règle du duet ou de l’octet). Exemples :

3) Règles du duet et de l'octet - Définition : Un atome à spontanément tendance à évoluer de manière à adopter la structure électronique du gaz noble le plus proche : c'est à dire de posséder 2 électrons -Règle du duet - ou 8 électrons - Règle de l'octet -sur sa dernière couche électronique .

II) Les molécules  1 ) La liaison covalente ou doublet liant Activité doc: liaison entre atome La liaison covalente (ou doublet liant) consiste à la mise en commun par deux atomes d’un électron périphérique chacun pour former un doublet liant. Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui manque pour acquérir une structure électronique en octet ou duet.

Remarques :   les électrons mis en commun appartiennent à chacun des deux atomes. Les électrons externes ne participant pas à des liaisons se regroupent par paires pour former des doublets non liants.

La formule de Lewis une représentation en 2D. 2 ) Représentation de LEWIS. La représentation de LEWIS d'une molécule précise l’enchaînement des atomes et la position des doublets liants et non liants. Diazote (N2) Péroxyde d'hydrogène (H2O2). La formule de Lewis une représentation en 2D.

Dans la représentation de LEWIS d’une molécule : (1) Le symbole de l’élément représente le noyau de l’atome et les électrons internes, (2) Chaque doublet d’électrons externes est figuré par un tiret. (3) On distingue les doublets liants et les doublets non liants : - Un doublet liant ou liaison covalente est représenté par un tiret entre les deux atomes, - Un doublet non liant est représenté par un tiret situé autour du symbole d’un atome auquel il appartient.

Remarque: Il y a différents types de liaisons : des liaisons simples, mise en commun de deux électrons, des liaisons doubles, équivalent à deux liaisons simples, et des liaisons triples, correspondant à trois liaisons simples. Atome O N C Nombre de doublets liants 2 3 4 Nombre de doublets non-liants 1

Methode Ecrire la formule électronique de chaque atome présent dans la molécule Déterminer le nombre maximal de liaisons que peut former chaque atome et les placer. Déterminer le nombre de doublets non-liants entourant chaque atome et les placer. Vérifier que la règle de l’octet (ou du duet) est bien respectée.

Ex : Pour la molécule d’eau : H2O H : (K)1 et O : (K)2(L)6 H : 1 doublet liant et O : 2 doublets liants H : 0 doublet non-liant et O : 2 doublets non-liants

Application : donner la représentation de LEWIS des molécules suivantes : H2, O2, HCl, NH3. Pour la molécule d’ammoniac : NH3 H : (K)1 et  : (K)2(L)5 H : 1 doublet liant e N : 3 doublets liants donc H : 0 doublet non-liant et N : 1 doublet non-liant donc

Exercices 7 et 8 p 109

III) Géométrie de quelques molécules 1) Répulsion des doublets d’électrons. Les doublets externes, liants ou non liants, d’un même atome se repoussent et s’éloignent au maximum du fait de la répulsion électrostatique. Remarque : C'est ce qui détermine la géométrie des molécules. C'est pour cela que la molécule d'eau est coudée (ci-contre) : Doublets non liants oxygène hydrogène

2) Géométrie de quelques molécules. Voir TP

Nombre de liaisons autour d’un atome (simple ou multiple) 4 (simples) 3 (2 simples et 1 double ) ( simples) 2 (1 triple et 1 simple) (Simples) Nombre de doublet non liant 1 Géométrie tétraédrique Triangulaire plane pyramidale Linéaire coudée Représentation dans l’espace

3) Représentation de CRAM pour les carbones tétragonaux 3) Représentation de CRAM pour les carbones tétragonaux. Lorsqu'un atome est entouré de quatre doublets indépendants( pas de liaison double ou triple) ces quatre doublets ont une structure pyramidale. Exemple : molécule de méthane CH4 :

IV) Isomérie 1) Définition. Deux molécules isomères ont même formule brute mais des formules développées différentes. Les isomères constituent des espèces chimiques distinctes et ont des propriétés physiques et chimiques différentes. 2) Isomérie Z et E : Les molécules du type R - C = C - R' ( R et R' ne se réduisent pas à des atomes d'hydrogène) existent sous la forme de deux isomères spatiaux : Remarque : En allemand Entgegen veut dire opposé et Zusammen veut dire ensemble. Ex 15,19 et 21 p 112

V) Le mécanisme de la vision Doc + ex 20 p 125-126