II. Schéma de Lewis d une molécule

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(1)Cours. Structure et polarité d’une entité chimique I. Rappels de seconde I.1. La configuration électronique d’un atome. Définition Les Z électrons d’un atome se répartissent en (notées s, p, d, ...). d’une ou plusieurs. (notées n =1, 2, 3, etc), elles-mêmes composées. Définition Chaque sous-couche contient un nombre limité d’électrons. La sous-couche s contient au maximum sous-couche p contient au maximum électrons.. électrons. La. Jusqu’à 18 électrons, les sous-couches se remplissent selon l’ordre suivant :. .. Définition La dernière sous-couche de la configuration électronique qui contient des électrons est appelée couche . Elle . Les autres couches sont appelées couches et contiennent les électrons de contient les électrons de .. Exemple : + Écrire la configuration électronique de l’atome de phosphore 15P. En déduire le numéro de la couche de valence, le nombre d’électrons de valence et enfin, sa position dans le tableau périodique.. I.2. La liaison covalente simple. Définition Les liaisons chimiques entre les atomes d’une molécule sont appelées aux autres. Chaque atome de la molécule est engagé dans au moins , qui n’a aucune réalité physique.. M.Fabbro. Lycée militaire Saint-Cyr. . Elles lient les atomes les uns liaison covalente. On la représente par un. 1 sur 9. CONSTITUTION ET TRANSFORMATIONS DE LA MATIÈRE - Chapitre no 6 - http://fabbrospc.fr/. Définition : Règle de Klechkowski.

(2) Définition Une liaison covalente simple entre deux atomes est constituée de , chaque atome apportant l’un des deux électrons. Les deux électrons sont entre les deux atomes et on considère qu’ils appartiennent à chaque atome de la liaison.. I.3. Les liaisons multiples. Définition Une entre deux atomes est constituée de . Deux de ces électrons sont apportés par l’un des atomes et les deux autres électrons par l’autre atome. De même, on appelle une liaison constituée de .. II. Schéma de Lewis d’une molécule II.1. Stabilité des gaz nobles. Définition Dans une molécule, chaque atome a une structure en. II.2. , sauf l’atome H qui a une structure en. .. Les doublets non liants. Définition Les électrons externes d’un atome qui ne sont pas engagés dans une liaison de covalence restent localisés autour de cet atome en .. Exemple : + Représenter les doublets non liants de l’atome d’oxygène.. Exercice d’application : + Représenter les doublets non liants des atomes ou ions suivants : azote, chlore, fluor.. 2 sur 9. Lycée militaire Saint-Cyr. M.Fabbro.

(3) Définition La représentation de Lewis d’une molécule montre la répartition des doublets représentation développée, mais en tenant compte aussi des doublets non-liants.. II.3. et. . C’est comme la. Représentation de Lewis. II.3.a. Détermination du nombre de doublets. Définition À partir de la formule brute d’une molécule, il est possible de prédire le nombre de doublets dans la molécule grâce à la formule :. avec,. , le nombre d’électrons de valence.. Exercice d’application : + Trouver le nombre de doublets, puis la représentation de Lewis de la molécule d’urée CH4 N2 O.. II.3.b. Charges formelles et lacunes électroniques. Définition Dans une représentation de Lewis pour un ion mono ou polyatomique, on écrira la charge formelle globale en .. à. Définition Une lacune électronique correspond à l’ d’un doublet d’électrons. On la représente par un à côté du symbole de l’élément. Cela veut dire que la règle du duet ou de l’octet n’est pas respectée... ça arrive. Par exemple, AlCl3 :. M.Fabbro. Lycée militaire Saint-Cyr. 3 sur 9.

(4) II.4. Tableau des représentations de Lewis à connaître par cœur Nom. Dioxygène. Dihydrogène. Diazote. Eau. Dioxyde de carbone. Ammoniac. Méthane. Chlorure d’hydrogène. Ion hydrogène. Ion Oxonium. Ion sodium. Ion Ammonium. Ion chlorure. Ion hydroxyde. Ion oxyde. Formule Représentation de Lewis. Nom Formule Représentation de Lewis. Nom Formule Représentation de Lewis. III. Géométrie des molécules III.1. Répulsion minimale des doublets. Définition Les doublets d’électrons. se répartissent autour de l’atome de telle sorte à toujours .. Ils sont donc toujours les plus. III.2. possible les uns des autres.. Géométrie Molécule. Représentation de Lewis. Répartition des doublets. Modèle spatial. Géométrie. Méthane. Ammoniac. Eau. Méthanal. 4 sur 9. Lycée militaire Saint-Cyr. M.Fabbro.

(5) IV. Polarité d’une liaison chimique IV.1 Électronégativité Les éléments chimiques ont une aﬀinité (ou une aversion) pour les électrons plus ou moins importante. Définition L’. est une grandeur sans unité permettant d’évaluer l’. H 2,20 Li 0,98 Na 0,93 K 0,82 Rb 0,82 Cs 0,79. Be 1,57 Mg 1,31 Ca 1,00 Sr 0,95 Ba 0,89. Sc 1,36 Y 1,22. Ti 1,54 Zr 1,33 Hf 1,10. V 1,63 Nb 1,64 Ta 1,29. Cr 1,66 Mo 2,16 W 1,50. Mn 1,55 Tc 1,92 Re 1,94. Fe 1,83 Ru 2,18 Os 2,18. Co 1,88 Rh 2,28 Ir 2,20. Ni 1,91 Pd 2,20 Pt 2,28. Cu 1,90 Ag 1,93 Au 2,54. d’un élément pour les électrons.. Zn 1,65 Cd 1,69 Hg 2,00. B 2,04 Al 1,61 Ga 1,81 In 1,78 TI 1,62. C 2,55 Si 1,93 Ge 2,01 Sn 1,80 Pb 1,87. N 3,04 P 2,19 As 2,18 Sb 2,05 Bi 2,02. O 3,44 S 2,58 Se 2,55 Te 2,09 Po 2,00. F 3,98 Cl 3,16 Br 2,96 I 2,66 At 2,20. Remarques : — —. IV.2 Liaison polaire Pour respecter la règle de stabilité des éléments, deux atomes peuvent mettre un en commun : c’est la liaison de . Mais ce partage n’est pas toujours équitable : un atome de la liaison peut s’accaparer davantage les électrons. La liaison est . dite Définition Une liaison est polarisée quand la différence d’ Au delà, la liaison covalente est rompue au profit d’une liaison. entre les deux atomes est comprise entre 0,4 et 2,0. .. Remarques :. Exemple : — liaisons apolaires : — liaisons entre deux atomes identiques : — faible différence d’électronégativité :. M.Fabbro. Lycée militaire Saint-Cyr. 5 sur 9.

(6) — liaisons polarisées :. Exercice d’application : Représenter les charges partielles δ + et δ − sur chaque atome, puis déterminer le centre géométrique des charges partielles δ + et δ − .. 6 sur 9. Lycée militaire Saint-Cyr. M.Fabbro.

(7) Activité 1. Polarisation d’une liaison covalente Document 1 : Électronégativité d’un atome Il s’agit de l’aptitude d’un atome, ou d’un groupe d’atomes, à attirer des électrons de la liaison.. H 2,20 Li 0,98 Na 0,93 K 0,82 Rb 0,82 Cs 0,79. Be 1,57 Mg 1,31 Ca 1,00 Sr 0,95 Ba 0,89. Sc 1,36 Y 1,22. Ti 1,54 Zr 1,33 Hf 1,10. V 1,63 Nb 1,64 Ta 1,29. Cr 1,66 Mo 2,16 W 1,50. Mn 1,55 Tc 1,92 Re 1,94. Fe 1,83 Ru 2,18 Os 2,18. Co 1,88 Rh 2,28 Ir 2,20. Ni 1,91 Pd 2,20 Pt 2,28. Cu 1,90 Ag 1,93 Au 2,54. Zn 1,65 Cd 1,69 Hg 2,00. B 2,04 Al 1,61 Ga 1,81 In 1,78 TI 1,62. C 2,55 Si 1,93 Ge 2,01 Sn 1,80 Pb 1,87. N 3,04 P 2,19 As 2,18 Sb 2,05 Bi 2,02. O 3,44 S 2,58 Se 2,55 Te 2,09 Po 2,00. F 3,98 Cl 3,16 Br 2,96 I 2,66 At 2,20. Figure 1 – Électronégativité de Pauling des éléments chimiques.. Document 2 : Polarité d’une liaison ou d’une molécule Si deux atomes impliqués dans une liaison de covalence sont d’électronégativités différentes, la répartition des charges est dissymétrique : les électrons de la liaison sont délocalisés vers l’atome le plus électronégatif, qui porte alors une charge partielle négative notée δ − . L’autre atome de la liaison porte, quant à lui, une charge partielle positive notée δ + . Une liaison est considérée comme polarisée si la différence d’électronégativité est comprise entre 0,4 et 1,7. Plus les charges sont réparties de façon asymétrique, plus une liaison ou molécule sera polaire (elle peut être assimilée à un dipôle électrostatique), et a contrario, si les charges sont réparties de façon totalement symétrique, elle sera apolaire, c’est-à-dire non polaire. La polarité des molécules influe sur un certain nombre de caractéristiques physiques (températures de fusion et d’ébullition, solubilité, tension superficielle) ou chimiques (réactivité).. + Comment évolue l’électronégativité dans le tableau périodique ? ..................................................................................................................... ..................................................................................................................... + Quelle colonne manque-t-il dans la Figure 1 ? Pourquoi ? ..................................................................................................................... ..................................................................................................................... + Sachant que la liaison C – H est apolaire (non polaire), et que la liaison C – N est polaire, proposer une définition quantitative de la liaison polaire. ..................................................................................................................... ...................................................................................................................... M.Fabbro. Lycée militaire Saint-Cyr. 7 sur 9.

(8) + Représenter les charges partielles δ − et δ + sur les molécules suivantes, et en déduire le caractère polaire ou non de celles-ci. Molécules. CO2. H2 O. BF3 (triangulaire). NH3. Représentation Lewis. 8 sur 9. Lycée militaire Saint-Cyr. M.Fabbro.

(9) TP no 1. Géométrie des molécules I. Géométrie des molécules I.1. Molécules en trois dimensions. + Dessiner chaque molécule en 3D, et qualifier géométriquement chaque molécule (pyramidale, coudée, linéaire, triangulaire, tétraèdrique) Molécule. Méthane. Eau. Dioxyde de carbone. Ammoniac. Méthanal. Dessin 3D. Géométrie. I.2. Géométrie et formule développée. + Donner la représentation en développé des molécules précédentes, en respectant leur géométrie. Molécule. Méthane. Eau. Dioxyde de carbone. Ammoniac. Méthanal. Schéma 3D. M.Fabbro. Lycée militaire Saint-Cyr. 9 sur 9.

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