Géométrie de quelques molécules
1-1 -
les gaz rares -1
Règles du DUET et de l’OCTET
la couche électronique externe de l’hélium He contient 2 électrons (structure en DUET)
2-1 -
Énoncé des règles
a- la règle du duet :
Les gaz rares ne participent pas à des réactions chimiques.
Les autres gaz rares possèdent 8
électrons (structure en OCTET) sur leur couche électronique externe
Les gaz rares sont stables car leur couche externe est saturée (K)2 (K)2(L)8 (K)2(L)8(M)8 He :
Ne : Ar :
Les éléments chimiques dont le numéro atomique (5 ≤ Z ≤ 18) tentent d'acquérir la répartition électronique du Néon (K)2(L)8 ou de l'Argon (K)2(L)8(M)8, pour avoir 8 électrons sur leurs couches externes.
b- la règle de l’octet.
Les éléments chimiques dont le numéro atomique (Z ≤ 4) tentent d'acquérir la répartition électronique de l'helium (K)2, pour avoir 2 électrons sur leurs couches externes.
c- Application aux ions monoatomiques stables.
Les atomes qui, ont 1 , 2 ou 3 électrons sur leur couche externe cèdent ces électrons et deviennent des cations.
Les atomes qui ont 6 ou 7 électrons sur leur couche externe captent des électrons et deviennent des anions.
Les atomes qui ont 4 ou 5 électrons sur leur couche externe, comme C et N par exemple, ne donnent pas d’ions monoatomiques.
Exemples :
L’atome structure électronique
de l'atome
structure électronique
stable Formule de l'ion donné
3Li (K)2(L)1 (K)2 : céder 1 e- Li+
9F (K)2(L)7 (K)2(L)8 : gagner 1 e- F-
13Al (K)2(L)8(M)3 (K)2(L)8 : céder 3 e- Al3+
16S (K)2(L)8(M)6 (K)2(L)8(M)8 : gagner 2 e- S2- 2
- La représentation de Lewis d'une molécule
1-2 -
La molécule
La molécule est un assemblage d'atomes, attachés les uns aux autres par des forces de liaison covalente.
2-2 -
Liaison covalente
Une liaison covalente résulte de la mise en commun d'un doublet d'électrons entre deux atomes. Chaque atome participe dans ce doublet par un électron.
On représente une liaison covalente par un trait entre les symboles des 2 atomes : exemple H—Cl.
La liaison covalente peut être simple, double ou triple pour satisfaire la règle de l'octet. Ou duet
Exemples :
O O N N
3-2 -
La représentation de Lewis d'une molécule
Les électrons de valence des atomes constituant la molécule sont : -Soit mis en commun entre les atomes : ce sont des doublets liants.
-Soit des doublets appartenant à un atome : ce sont des doublets non liants ou libres.
Dans la représentation de Lewis d'une molécule figurent les atomes constituant la molécule et les doublets liants et non liants.
Le nombre de doublets liants nL peut être calculé par la relation : nL
= nmax - p avec nmax le nombre d'électrons pour saturer la couche externe et p nombre d'électrons périphériques d'un atome.
Atome Z formule
électronique p Nombre de liaisons nL Hydrogène H 1 (K)1 1 nL = 2 – 1 = 1
Chlore Cl 17 (K)2(L)8(M)7 7 nL = 8 – 7 = 1 Oxygène O 8 (K)2(L)6 6 nL = 8 – 6 = 2 Azote N 7 (K)2(L)5 5 nL = 8 – 5 = 3 Carbone C 6 (K)2(L)4 4 nL = 8 – 4 = 4
Le nombre des doublets non liants nNL est : nNL =(p-nL)/2 Exemple
: Formule brute CO2 NH3 H2O
Structure
électronique C: (K)2(L)4
O: (K)2(L)6 N: (K)2(L)5
H: (K)1 H: (K)1
O: (K)2(L)6 nL nL(C)=4
nL(O)=2
nL(N)=3 nL(H)=1
nL(H)=1 nL(O)=2 nNL nNL(C)=0
nNL(O)=2
nNL(N)=1 nNL(H)=0
nNL(H)=0 nNL(O)=2 Structure de
Lewis
O H N H H
H C H
O O
3 - Géométrie des molécules
. 1-3-Disposition spatiale des doublets.
Les doublets liants et non liants se repoussent (charge négative) et la
disposition spatiale d'une molécule est liée à cette répulsion, de façon à ce qu'ils soient le plus loin possible.
La molécule forme géométrie Modèle moléculaire CH4 Tétraèdre
régulier
H2O V
Plane coudée CO2 Linéaire NH3 pyramidale
C H H
H H
O H H
(E )1
(E )2
O=C=O
N H H
H
2-3-Représentation en perspective de Cram . Convention :
-Les liaisons situées dans le plan de la feuille sont dessinées en traits pleins:
-Les liaisons situées en avant du plan de la feuille sont dessinées en traits épaissis:
-Les liaisons en arrière du plan de la feuille sont dessinées en pointillés:
Exemples :
H N H
H
NH
3CH
4H C H
H H
2 2
CH Cl
H C H
Cl Cl
4 - Notion d’isomérie
1-4 -
Formule brute
:Indique le nombres d’atomes différentes constituant la molécule .
Exemple :
2-4 -
Formule développée :
On représente tous les doublets liants de la molécule.
3-4 -
Formule semi-développée :
Ne présente pas les liaisons covalentes avec l’hydrogène .
2 6
C H O
C C O H H H
H H H
3 2
CHOH ــCH ــ
4-4 -
Isomérie et isomères
On dit que des molécules sont des isomères, si elle possèdent la même formule brute et que leurs formules développées sont différentes.
Exemple : les isomères de la molécule :
Éthanol Oxyde de diméthyle
2 6
C H O
3 2
