Chapitre 6: Géométrie des molécules et vision

Présentation au sujet: "Chapitre 6: Géométrie des molécules et vision"— Transcription de la présentation:

1 Chapitre 6: Géométrie des molécules et vision

2 I. Stabilité: règle de l’octet
I.1 Enoncé: Les éléments qui n’ont pas la structure stable en duet ou en octet captent, cèdent ou mettent en commun des électrons (liaison covalente) pour l’acquérir. Duet: 2 électrons sur la couche externe K (pour Z=1,2,3 ou 4) Octet: 8 électrons sur la couche externe (pour Z>4)

3 He: Z=2 Donc 2 électrons (K)2 (K)2(L)8 Ne: Z=10 (K)2(L)8(M)8 Ar: Z=18
Ex d’éléments stables sous forme d’atomes: Les gaz rares (ou nobles): He: Z=2 Donc 2 électrons (K)2 (K)2(L)8 Ne: Z=10 (K)2(L)8(M)8 Ar: Z=18

4 Na: Z=11 Donc 11 électrons (K)2(L)8(M)1 S: Z=16 Donc 16 électrons
I.2 Ex des ions monoatomiques: Na: Z=11 Donc 11 électrons (K)2(L)8(M)1 Règle de l’octet => Perdre 1 électron pour avoir (K)2(L)8 Donc l’ion Na+ existera. S: Z=16 Donc 16 électrons (K)2(L)8(M)6 -> Gagner 2 électrons pour avoir (K)2(L)8(M)8 Donc l’ion S2- existera.

5 II.Représentation des molécules
II.1 Formules Formule brute: Ex: C2H6, O2, C2H6O b) Formule développée: C C H Liaisons covalentes simples (mise en commun de 2 e- par liaison) O = O Liaison covalente double

6 c) Formule semi-développée: Ex: CH3 CH3
II.2 Isomères de constitution 2 molécules ayant la même formule brute mais pas la même formule développée.

7 II.3 Représentation (ou formule) de Lewis:
Représenter les électrons des couches externes des atomes en doublets. (1 trait représente 2 électrons) Attention: la règle de l’octet ou du duet doit être respectée!

8 Doublet liant: 2 électrons qui sont mis en commun entre les 2 atomes (ils sont comptés pour les 2 atomes dans la règle de l’octet). Doublet non liant: 2 électrons qui restent autour d’un atome en particulier.

9 Ex: H2 Z=1 (K)1 H H Ex: O2 Z=8 (K)2(L)6 O O
=> A besoin d’une liaison pour profiter d’un électron de l’autre atome. H H Ex: O2 Z=8 (K)2(L)6 => 2 Liaisons O O Double liaison (4 électrons) Méthode: 1) Structure électronique de tous les atomes 2) Nombre de liaisons pour chaque atome 3) Ne pas oublier les doublets non-liants restants!

10 II.4 Géométrie des molécules
a) Molécule tétraédrique: Représentation de CRAM:

11 Autour de l’atome central, les doublets (liants ou/et non-liants) se repoussent.

12 b) Molécule pyramidale:
Ex: NH3 N: Z=7 (K)2(L)5 3 liaisons (K)1 1 liaison H: Z=1 Lewis: N H CRAM:

13 c) Molécule coudée: Ex: H2O O: Z=8 (K)2(L)6 2 liaisons (K)1 1 liaison H: Z=1 Lewis: O H

14 d) Molécule linéaire: Ex: O2 O O Ex: CO2 O C O

15 III.Stéréoisomérie Z/E (isomérie spatiale)

16 L’isomérie spatiale Z/E peut exister dans une molécule possédant une double liaison, car celle-ci est plane et ne permet pas la rotation. Isomère Z : « Zusammen » ensemble Isomère E: « Entgegen » à l’opposé

17 IV.Réactions photochimiques et vision
Une réaction photochimique est permise par l’apport d’énergie par photons (Lumière, I.R, U.V…) Le processus de vision met en jeu une isomérisation photochimique