03/09/2017 C09_formation_des_molecules2.doc 1/4
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1ère S Thème : Couleurs et images TP n°1
Chimie La formation des molécules
Chap.9
But du TP : Etudier la formation et la géométrie des molécules. Utiliser les modèles moléculaires.
I. Structure électronique des atomes et formule de Lewis d’un atome
Vidéo support : https://www.youtube.com/watch?v=hysPu8FNtPI (S. Roques) - 12’47’’
1. La structure électronique des atomes
La structure électronique indique la répartition des électrons sur les différentes couches électroniques.
Exemple : Le soufre 16S possède 16 électrons. Sa structure électronique est (K)2 (L)8 (M)6.
1.1. Donner la structure électronique des atomes : hydrogène 1H ;carbone 6C ; azote 7N ; oxygène 8O ; chlore 17C
La couche externe est la dernière couche remplie. Elle contient les électrons de valence.
Exemple : Le soufre possède 6 électrons de valence sur sa couche externe M.
1.2. Souligner la couche externe pour chaque atome de la question précédente.
Les gaz nobles sont stables car ils respectent la règle de l’octet (sauf l’hélium qui respecte la règle du duet).
1.3. Justifier que les atomes de la question 1.1 ne soient pas stables.
2. La formule de Lewis d’un atome ou d’un ion
La formule de Lewis schématise la couche électronique externe d’un atome ou d’un ion : symbole entouré de point et de tiret
Exemple : La structure électronique du soufre (K)2 (L)8 (M)6 montre qu’il possède 6 électrons de valence, chacun représenté par un point (voir ci- contre).
Il manque 2 électrons au soufre pour être stable, donc il va former 2 doublets liants avec d’autres atomes ; Sa formule de Lewis n’a que 2 électrons célibataires, les autres étant appariés sous forme de tirets appelés doublet non-liant :
2.1. Donner les formules de Lewis des atomes suivants : 6C, 7N, 8O et 1H.
2.2. Combien d’électron(s) doit gagner l’atome d’oxygène pour être stable sous forme ionique ? ...
En déduire la formule de Lewis de l’ion oxyde.
2.3. Faire de même pour l’atome d’azote qui donne l’ion nitrure.
6 électrons externes doublet non-liant électron célibataire
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II. Quelques molécules
Vidéo support : Géométrie de quelques molécules simples - Relation entre la formule de Lewis de molécules simples et leur géométrie - Représentation de Cram ( S. Roques) - 10'46''
1. La formation des molécules (ou une histoire de mariage)
2 électrons célibataires de 2 atomes différents s’associent pour former une liaison covalente entre les atomes.
Exemple : la molécule de dioxyde de
carbone CO2 est composée de trois atomes, 1 de carbone et 2 d’oxygène.
Le carbone ayant 4 électrons externes, il lui manque 4 électrons pour être stable ; il va donc former 4 liaisons (ou doublets liants).
L’oxygène ayant 6 électrons externes, il lui manque 2 électrons pour être stable ; il va donc former 2 liaisons et 2 doublets non-liants.
La règle de l’octet est vérifiée pour l’atome d’oxygène : autour de l’atome d’oxygène, on trouve 2 doublets non-liants (soit 4 électrons) et 2 liaisons covalentes (soit 4 électrons). Au total, il y a 8 électrons autour de l’atome d’oxygène. La règle de l’octet est vérifiée.
La règle de l’octet est vérifiée pour l’atome de carbone : autour de l’atome carbone, on trouve 4 liaisons covalentes (soit 8 électrons). Au total, il y a 8 électrons autour de l’atome de carbone. La règle de l’octet est vérifiée.
L’atome d’hydrogène H vérifie la règle du duet dans une molécule. Il y a deux électrons autour d’un atome d’hydrogène dans une molécule.
1.1. A partir des formules de Lewis, donner le nombre de liaisons covalentes possibles pour les atomes de : C, H, O, N et Cℓ.
1.2. A partir des formules de Lewis, donner le nombre de doublets non liants pour les atomes de : C, H, O, N et Cℓ.
1.3. Compléter l’avant-dernière colonne du tableau suivant :
N Molécule Formule de Lewis Géométrie de la molécule
1 méthane CH4
2 eau H2O
3 ammoniac NH3
4 peroxyde d’hydrogène ou eau oxygénée H2O2
5 cyanure d’hydrogène HCN
les électrons célibataires vont s’apparier par 2
les 8 électrons célibataires vont former 4 liaisons
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6 diazote N2
7 méthylamine
CH3NH2
8 acide hypochloreux HOC
2. La géométrie d’une molécule
Pour construire les molécules à l’aide des modèles moléculaires, les atomes ont une couleur :
O : rouge ; N : bleu ; H : blanc ;Cℓ vert ; C noir pour 4 liaisons simples ; C gris foncé pour une double liaison ; C gris clair pour une triple liaison.
2.1. Construire les molécules précédentes.
2.2. Quelle est la géométrie de chaque molécule ? (tétraédrique, linéaire, plane, pyramidale, triangulaire, complexe). Compléter la dernière colonne du tableau précédent. Utiliser des lunettes rouge/cyan pour voir certaines de ces molécules en 3D sur l’animation
http://www.ostralo.net/3_animations/swf/molecule3D_Lunettes.swf 2.3. Comment expliquer cette géométrie ?
III. L’isomérie
Vidéo support : Isomérie Z/E - Isomérisation photochimique ( S. Roques) - 11'13''
Les molécules de la chimie organique, principalement constituées des éléments C et H, présentent des possibilités d’assemblage et géométriques très variées.
1. L’isomérie de constitution
Des molécules sont isomères de constitution si elles possèdent la même formule brute mais des formules semi- développées différentes.
La formule développée est une formule de Lewis ne faisant pas apparaître les doublets non-liants.
La formule semi-développée ne fait pas apparaître les liaisons du carbone avec l’hydrogène.
La formule topologique : La chaîne carbonée est disposée en zigzag; c’est une ligne brisée qui peut comporter des ramifications; Les atomes de carbone et les atomes d’hydrogène qui leur sont liés ne sont pas représentés.
Les liaisons multiples sont mentionnées. Les atomes autres que C et H figurent par leur symbole, ainsi que les atomes d’hydrogène qu’ils portent éventuellement..
1.1. Ecrire les formules développées de deux isomères de formule brute C2H6O.
1.2. Ecrire les formules semi-développées de trois isomères de formule brute C2H4O.
03/09/2017 C09_formation_des_molecules2.doc 4/4 géranial
néral
2. L’isomérie spatiale Z/E
2.1. A l’aide des modèles moléculaires, construire la molécule de butane représentée ci-dessous.
Comment la molécule peut-elle passer à la molécule ?
Pourquoi la molécule est-elle la plus stable ?
2.2. À l’aide des modèles moléculaires, construire la molécule de but-2-ène représentée ci-dessous.
Comment la molécule peut-elle se transformer en la molécule ?
2.3. Les molécules et sont les isomères E et Z du but-2-ène. Rechercher la signification de ces deux lettres.
Attribuer à chaque molécule son nom et écrire sa formule topologique.
2.4. Pourquoi les molécules et ne présentent pas d’isomérie Z/E ?
3. Application
Le citral, ou lémonal, est le nom donné à deux isomères Z et E (voir ci-dessous) présents dans la citronnelle de l’Inde ainsi que dans les huiles essentielles de citron et d’orange :
Le géranial (ou citral A) a une forte odeur de citron ;
Le néral (ou citral B) a une odeur plus douce.
3.1. Surligner les doubles liaisons qui présentent une isomérie Z/E.
3.2. Indiquer le type d’isomérie.
3.3. Deux isomères ont-ils les mêmes caractéristiques ? Molécule
Molécule
Molécule Molécule
