Proposition d'une méthode pour la représentation de Lewis de quelques molécules
D. Vérification des règles du duet et de l'octet aux molécules
Dans les composés ioniques, les atomes perdent ou gagnent un ou plusieurs électrons pour obéir, si possible, aux règles du « duet » et de l'octet.
Dans les molécules, les atomes mettent en commun des électrons en respectant, si possible, les règles du
« duet » et de l'octet.
1. La liaison covalente
Une liaison covalente simple est une mise en commun de deux électrons entre deux atomes, chaque atome fournissant normalement un électron. Le doublet d'électrons mis en commun ou doublet liant est à l’origine de la liaison covalente établie entre les deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux atomes concernés.
A B
doublet liant ou liaison covalente associant les deux atomes
Les électrons mis en commun appartiennent à chacun des deux atomes et doivent être pris en compte dans le total des électrons de chaque atome.
2. Les doublets non liants
Les électrons d'un atome, qui ne participent pas aux liaisons covalentes, restent sur cet atome et sont répartis en doublets d'électrons appelés doublets non liants. Chaque doublet non liant est représenté par un tiret placé sur l'atome considéré.
A B doublet non liant
Remarque : le terme doublet libre serait plus correct que le terme doublet nonliant. En effet un doublet non liant est associé à une représentation précise de l’orbitale moléculaire le décrivant; par exemple, l’atome d’oxygène dans la molécule d’eau porte deux doublets libres dont un essentiellement non liant et le deuxième rigoureusement non liant. Les orbitales moléculaires les décrivant sont, respectivement, pour l’un essentiellement décrite par une orbitale 2p de l’atome d’oxygène et pour l’autre exclusivement.
3. Méthode pour trouver les formules de Lewis des molécules Pourquoi ne plus utiliser les schémas de Lewis des atomes ?
Comme tout modèle, le modèle de Lewis a été conçu pour rendre compte et, le cas échéant, prévoir les propriétés des entités chimiques. Son champ d’application est celui de la détermination et l’emplacement des liaisons entre atomes au sein d’une molécule ; en dépit de sa simplicité, le modèle de Lewis s’est ainsi révélé un outil extrêmement puissant (en particulier en conjonction avec la méthode V.S.E.P.R.).
Dans le cas des atomes, la méthode de Lewis ne fournit en revanche aucune réponse qui justifie son utilisation ; la structure résultant de sa mise en œuvre ne correspond pas en effet aux densités électroniques des atomes en phase gazeuse. Comme on peut se passer des schémas de Lewis des atomes pour obtenir ceux des molécules, on a préféré ne pas introduire les schémas de Lewis des atomes.
En effet, les élèves, ne connaissant pas la notion de sous-couches électroniques (s, p, d, f,…), ne peuvent pas comprendre pourquoi les couches externes de certains atomes possèdent des électrons associés en doublets et d'autres célibataires ?
Par exemple, ils ne peuvent pas comprendre pourquoi on choisit pour l'atome de carbone
plutôt que ou , de même pourquoi choisit-on pour l'atome d'oxygène et non etc.
De plus avec le schéma de Lewis de l'atome d'oxygène, comment leur expliquer l'existence de l'ion oxonium H3O+ :
Méthode proposée :
Ecrire le nom et la formule brute de la molécule.
Ecrire la configuration électronique en différentes couches de 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
C . .
Remarques : Les formules proposées par les élèves, même sans charges formelles, obéissant aux règles du « duet » et de l'octet, peuvent ne pas correspondre à ce qu'attend le professeur.
En effet, dans le cas simple de CH4O, deux formules de Lewis peuvent être proposées :
ou
La seconde formule est incorrecte (cf les compléments traités à la fin du document).
Ceci revient à dire, que les formules de Lewis que le professeur doit accepter en classe de seconde, sont celles où l'atome de carbone s'entoure de quatre doublets liants, l'atome d'azote, de trois doublets liants et l'atome d'oxygène, de deux doublets liants.
Une méthode possible
On peut, dans un premier temps, utiliser le tableau suivant pour faire établir aux élèves les formules de Lewis de quelques molécules simples.
Molécule Nom : chlorure d'hydrogène Formule : HCl
Atomes H Cl
Configuration électronique ( K )1 ( K)2(L )8( M )7
ne 1 7
nt 1+7 = 8
nd 8/2 = 4
Répartition des doublets
et nature des doublets H Cl
1 doublet liant ou 1 liaison covalente simple entre H et Cl
3 doublets non liants sur Cl
Conclusion respect de la règle du « duet » pour l'atome d'hydrogène H
respect de la règle de l'octet pour l'atome de chlore Cl
C H H
H O H C
H O H
H H
+
4. Etude de quelques molécules a) L'eau
Molécule Nom : eau Formule : H2O
Atomes H H O
Configuration électronique ( K )1 ( K )1 ( K )2( L )6
ne 1 1 6
nt 1 + 1+ 6 = 8
nd 8/2 = 4
Répartition des doublets
et nature des doublets H O H
2 doublets liants ou 2 liaisons covalentes simples entre O et les deux H
2 doublets non liants sur O
Conclusion respect de la règle du « duet » pour les 2 atomes d'hydrogène
respect de la règle de l'octet pour l'atome d'oxygène
b) L'ammoniac
Molécule Nom : ammoniac Formule : NH3
Atomes H H H N
Configuration électronique ( K )1 ( K )1 ( K )1 ( K )2( L )5
ne 1 1 1 5
nt 1 + 1+ 1+ 5 = 8
nd 8/2 = 4
c) Le méthane
Molécule Nom : méthane Formule : CH4
Atomes H H H H C
Configuration électronique ( K )1 ( K )1 ( K )1 ( K )1 ( K )2( L )4
ne 1 1 1 1 4
nt 1 + 1+ 1+ 1+ 4 = 8
nd 8/2 = 4
Répartition des doublets et nature des doublets
H H C H
H
4 doublets liants ou 4 liaisons covalentes simples entre C et les quatre H
0 doublet non liant sur C
Conclusion respect de la règle du « duet » pour les 4 atomes d'hydrogène
respect de la règle de l'octet pour l'atome de carbone
d) Le diazote
Molécule Nom : diazote Formule : N2
Atomes N N
Configuration électronique ( K )2( L )5 ( K )2( L )5
ne 5 5
nt 5+5 = 10
nd 10/2 = 5
Répartition des doublets
et nature des doublets N N
3 doublets liants ou 1 liaison covalente triple entre les 2 atomes N
1 doublet non liant sur chaque atome N
Conclusion respect de la règle de l'octet pour chaque atome N
e) Le cyanure d'hydrogène
Molécule Nom : cyanure d'hydrogène Formule : HCN
Atomes H C N
Configuration électronique ( K )1 ( K )2( L )4 ( K )2( L )5
ne 1 4 5
nt 1 + 4 + 5 = 10
nd 10/2 = 5
Répartition des doublets
et nature des doublets H C N
1 doublet liant ou 1 liaison covalente simple entre C et H
3 doublets liants ou 1 liaison covalente triple entre C et N
1 doublet non liant sur N
Conclusion respect de la règle du « duet » pour l'atome d'hydrogène
respect de la règle de l'octet pour les atomes de carbone et d'azote
f) L'acide hypochloreux
Molécule Nom : acide hypochloreux Formule : ClOH
Atomes Cl O H
Configuration électronique ( K )2( L )8( M )7 ( K )2( L )6 ( K )1
ne 7 6 1
nt 7 + 6 + 1 = 14
nd 14/2 = 7
g) Le dioxyde de carbone
Molécule Nom : dioxyde de carbone Formule : CO2
Atomes C O O
Configuration électronique ( K )2( L )4 ( K )2( L )6 ( K )2( L )6
ne 4 6 6
nt 4 + 2 6 = 16
nd 16/2 = 8
Répartition des doublets
et nature des doublets O C O
2 fois 2 doublets liants ou 2 liaisons covalentes doubles entre C et O.
2 doublets non liants sur chaque atome d'oxygène.
Conclusion respect de la règle de l'octet pour les atomes de carbone et d'oxygène
h) L'éthène ou l'éthylène
Molécule Nom : éthylène Formule : C2H4
Atomes H H H H C C
Configuration électronique ( K )1 ( K )1 ( K )1 ( K )1 ( K )2( L )4 ( K )2( L )4
ne 1 1 1 1 4 4
nt 4 1 + 2 4 = 12
nd 12/2 = 6
Répartition des doublets et nature des doublets
1 liaison covalente double carbone-carbone.
4 liaisons covalentes simples carbone-hydrogène
0 doublet non liant.
Conclusion respect de la règle de l'octet pour les atomes de carbone et respect de la règle du « duet » pour les atomes d'hydrogène.
H
H H
H
C C
E . La notion d'isomérie de constitution
L'objectif est de montrer aux élèves qu'à une même formule brute, peuvent correspondre plusieurs formules de Lewis. Des molécules ayant la même formule brute et des formules de Lewis différentes sont des isomères de constitution.
Cette partie sera traitée en utilisant des modèles moléculaires et on montrera que les différentes formules de Lewis vérifient les règles du « duet » et de l'octet.
Toutes les notions de nomenclature et de groupe fonctionnel en chimie organique ne sont pas au programme de la classe de seconde. On ne focalisera pas sur ces notions, mais on pourra donner les noms de quelques composés usuels (méthane, butane, acétone, …).
1. 1 er exemple : le composé de formule brute C4H10
nt = 4 4 + 10 = 26 nd = 13
Avec 13 doublets, on peut écrire deux formules de Lewis, chaque atome de carbone vérifiant la règle de l'octet et chaque atome d’hydrogène, la règle du « duet ».
On obtient les deux formules développées ( F.D ) suivantes A et B :
A : B :
A est la molécule de butane et B est la molécule de 2-méthylpropane.
Pour écrire plus rapidement les formules de Lewis des molécules A et B, on utilise les formules semi-développées ( F.S.D ). Dans ces formules, seules sont représentées les liaisons carbone-carbone ; on indique sur chaque atome de carbone le nombre d'atomes d'hydrogène portés en sachant que l'atome de carbone engage quatre liaisons covalentes et vérifie la règle de l'octet.
Pour le butane et le 2-méthylpropane, on obtient les formules semi-développées suivantes : A : B :
Conclusion : Pour le composé de formule brute C4H10 , il existe deux molécules différentes ayant des formules de Lewis différentes. Ces molécules sont des isomères de chaîne carbonée ou isomères de squelette. Les noms, propriétés physiques et chimiques de ces molécules sont différents.
2. 2 ème exemple :les molécules correspondant à la formule brute C2H6O nt = 2 4 + 6 + 6 = 20 nd = 10
Avec 10 doublets, on obtient les formules de Lewis suivantes, dans lesquelles les atomes de carbone et d'oxygène vérifient la règle de l'octet et les atomes d'hydrogène, la règle du « duet ».
Formules développées :
3. 3 ème exemple : les molécules correspondant à la formule brute C2H7N nt = 2 4 + 7 + 5 =20 nd = 10
Avec 10 doublets, on obtient les formules de Lewis suivantes qui vérifient la règle de l'octet pour les atomes de carbone et d'azote et la règle du « duet » pour l'atome d'hydrogène.
Formules développées :
E : F :
Formules semi-développées :
E : F :
Les molécules E et F possèdent bien 10 doublets d'électrons dont 9 doublets liants et un doublet non liant, porté par l'atome d'azote.
Les molécules E et F font partie de la famille des amines. Ces molécules ont des noms, des propriétés physiques et chimiques différents.
4. 4 ème exemple : Les 9 molécules correspondant à la formule brute C3H6O
Cet exemple est plus difficile que les précédents, mais il permet de montrer un nombre plus important d’isomères faisant intervenir des insaturations sous forme de doubles liaisons carbone, carbone-oxygène et de cycles.
nt = 3 4 + 6 1 + 6 = 24 nd = 12
Avec 10 doublets, on obtient les formules de Lewis suivantes qui vérifient la règle de l'octet pour les atomes de carbone et d'oxygène et la règle du « duet » pour l'atome d'hydrogène.
Toutes ces molécules possèdent 12 doublets d'électrons dont 2 non liants portés par l'atome d'oxygène.
Les molécules A et B sont des isomères de fonction : A, le propanal, appartient à la famille des aldéhydes ; B, la propanone, appartient à la famille des cétones.
Les molécules D, E, F sont des isomères de position.
Compléments théoriques pour les professeurs, totalement hors programme pour les élèves :
C C
Remarque : Pour trouver la charge formelle portée par un atome dans une molécule ou dans un ion, il suffit de casser les liaisons covalentes engendrées par cet atome avec les autres atomes et de répartir de façon équitable les différents électrons. On compte ensuite le nombre d'électrons restant sur l'atome considéré. Trois cas sont alors possibles :
Si l'atome retrouve le même nombre d'électrons qu'il a sur sa couche externe lorsqu’il est seul, alors sa charge formelle est nulle.
Si l'atome possède y électrons en excès par rapport à sa couche électronique externe normale, alors sa charge formelle est y- .
Si l'atome possède x électrons en défaut par rapport à sa couche électronique externe normale, alors sa charge formelle est x+ .
Exemple : l'acide nitrique HNO3 ou HONO2 .
Exemples de molécules :
Le monoxyde de carbone
nt = 4 + 6 = 10 nd = 5
Avec 5 doublets, on obtient les molécules A et B.
On doit retenir la molécule A.
En effet, la priorité est le respect de la règle de l'octet pour l'atome de carbone et l'atome d'oxygène, ceci indépendamment des charges formelles qui ne respectent pas l'électronégativité des atomes.
D’autre part la formule A est en accord avec le sens du moment
..
L'atome d'azote ne possède plus que 4 électrons ; il en a perdu un ; il porte une charge formelle positive.
L'ion sulfate : SO42-
nt = 4 6 + 6 + 2 = 32 nd = 16
Avec 16 doublets, on peut obtenir par exemple, les formules A et B.
On doit retenir la formule A, car elle respecte contrairement à la formule B, l'électronégativité des atomes .
Autres formules correspondant à la formule brute C2H6O
etc ..
etc ….
Dans un devoir, au niveau d'une classe de seconde, une formule telle que celles données ci-dessus, doit être comptée juste, même si les charges formelles, hors programme, ne sont pas écrites.
On pourra cependant indiquer aux élèves que ces molécules n'existent pas et qu'ils doivent écrire en priorité les formules de Lewis pour lesquelles l'atome carbone engage quatre liaisons covalentes, l'atome d'azote, trois liaisons covalentes, l'atome d'oxygène, deux liaisons covalentes.
Autres formules de Lewis correspondant à la formule brute C2H7N
Voir la remarque ci-dessus.