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Les édifices chimiques
1- Règle de l’octet et du duet
1-1 Stabilité chimique
a) Les gaz nobles (appelés aussi gaz rares), réagissent très difficilement. Ils sont donc très stables.
Par exemple :
- l'hélium He (Z = 2) structure : (K)2 2 électrons externes - le néon Ne (Z = 10) structure : (K)2 (L)8 8 électrons externes - l'argon Ar ( Z = 18) structure : (K)2 (L)8 (M)8 8 électrons externes b) Les ions monoatomiques stables sont par exemple :
- l’ion Be2+ structure : (K)2 2 électrons externes - l’ion Na+ structure : (K)2 (L)8 8 électrons externes - l’ion Na+ structure : (K)2 (L)8 8 électrons externes - l’ion Cl- structure : (K)2 (L)8 (M)8 8 électrons externes
Leur couche externe contient huit électrons, sauf pour les éléments de faible numéro atomique. (2 dans ce cas) c) La stabilité résulte du nombre d'électrons sur la couche externe. Il est de 2 (un duet) pour les premiers
éléments et de 8 pour les autres (un octet).
1-2 Enoncé des règles a) Règle du « duet »
Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes de numéro atomique inférieur ou égal à 5 (5 Z) évoluent de manière à avoir 2 électrons (un « duet ») sur leur couche externe.
b) Règle de l'octet
Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes de numéro atomique supérieur à 5 (Z > 5) évoluent de manière à avoir 8 électrons (un « octet ») sur leur couche externe.
c) Afin de satisfaire la règle du « duet » ou de l'octet, les atomes évoluent de trois manières différentes:
ils peuvent perdre des électrons et se transformer en cations;
ils peuvent gagner des électrons et se transformer en anions;
ils peuvent partager des électrons avec d'autres atomes pour construire des molécules.
REMARQUE: Il existe des composés stables ne satisfaisant pas les règles de l'octet ou du « duet ».
2- Les ions
2-1 Stabilité chimique de quelques ions
Les cations et anions monoatomiques formés pour satisfaire la règle du «duet» et de l'octet sont plus stables que
L'atome de lithium Li (Z = 3) cation lithium stable Li+, comportant 3 - 1 = 2 électrons.
L'atome de magnésium Mg (Z = 12) cation magnésium stable Mg2+, comportant 12 - 2 = 10 électrons .
L'atome de fluor F (Z = 9) l'anion fluorure stable F-, comportant 9 + 1 = 10 électrons.
2-2 Les composés ioniques
Formé d’ions et neutres électriquement. On doit donc avoir autant de charges positives que de charges négatives.
D’ou la formule.
Exemples : NaCl , Al2O3 , MgO , CaCl2 , AlCl3 …
3- Les molécules
3-1 Les associations d’électrons
a) Partage d'électrons: la liaison covalente
Dans les molécules, afin de satisfaire la règle de l'octet ou du « duet», les atomes se lient entre eux grâce à des doublets d'électrons mis en commun appelés doublets liants.
La liaison ainsi modélisée porte le nom de liaison covalente et est symbolisée par un tiret ( - ) entre deux atomes.
b) Doublets non liants
Dans certains cas, des électrons des couches externes des atomes ne sont pas partagés entre les atomes de la molécule pour les lier entre eux.
Ils s'associent par paires appelées doublets non liants, et sont représentés un tiret (- ) sur un atome.
c) Liaisons multiples
Afin de satisfaire la règle de l'octet, certains atomes sont liés entre eux par plus d'un doublet liant. Ce type de liaison s'appelle une liaison multiple. (liaison double ou triple)
3-2 Méthode d'établissement d'une formule de Lewis Afin d'établir la formule de Lewis d'une molécule, il faut:
faire la somme des nombres d'électrons de la couche externe de chacun des atomes constituant la molécule;
diviser par deux ce nombre pour obtenir le nombre de doublets de la molécule;
répartir ces doublets autour des atomes:
avec des doublets liants entre deux atomes,
avec des doublets non liants appartenant à un seul atome.
Vérifier enfin que chaque atome respecte la règle de l'octet en s'entourant de quatre doublets (les atomes d'hydrogène doivent respecter la règle du « duet » et ne partager qu'un seul doublet).
Exemples :
1 Nom : eau Formule brute: H2O
Atomes 2 H 0
Cortège électronique (K)1 (K)2(L)6
2 Nom : ammoniac Formule brute: NH3
Atomes 3 H N
Cortège électronique (K)1 (K)2(L)5
n (électrons externes) 3 x 1 5
Nombre total d’électrons externes 8
N ( doublets) 4
3 doublets liants 1 doublet non liant Formule de Lewis :
H – N - H H
3 Nom : m éthane Formule brute: CH4
Atomes 4 H C
Cortège électronique (K)1 (K)2(L)4
n (électrons externes) 4 x 1 4
Nombre total d’électrons externes 8
N ( doublets) 4
4 doublets liants 0 doublet non liant
Formule de Lewis : H
H – C - H
H
On peut retenir le tableau suivant :
atome règle Nb de
doublets Nb de doublets
liants Nb de doublets non liants
H duet 1 1 0
C octet 4 4 0
O octet 4 2 2
N octet 4 3 1
Cl octet 4 1 3
Exemples C2H6 , C2H4 , C2H2 , C2H6O , C2H4O2 , …
4- Notion d'isomérie
4-1 Formules brutes, développées et semi-développées
La formule brute d'une molécule indique la nature et le nombre des atomes qui la constituent.
La formule développée précise, dans un plan, l'ordre dans lequel les atomes sont liés entre eux. Un trait représente alors une liaison simple ou multiple.
La formule semi-développée allège l'écriture en ne représentant pas les liaisons entre l'atome d'hydrogène et les autres atomes de la molécule.
REMARQUE: Pour passer de la formule brute aux formules développées ou de Lewis, il est nécessaire de connaître d'abord l'ordre d'enchaînement des atomes.
4-2 Isomères
Des isomères sont des molécules qui ont la même formule brute, mais un enchaînement des atomes (par des liaisons) différent.
EXEMPLE :
Il existe deux molécules différentes, isomères l'une de l'autre, dont la formule brute est C2H6O, l'éthanol et l’oxyde de méthyle.
De même, le butane et le méthylbutane sont deux molécules isomères l'une de l'autre.
5- Géométrie dans l'espace
5-1 Convention
Représentation en perspective & représentation de Cram
La représentation de Cram (1953) utilise les conventions résumées ci-dessous pour le dessin des liaisons.
5-2 Les trois géométries qui s’inscrivent dans un tétraèdre Ce sont les molécules d’eau H2O, d’ammoniac NH3 et de méthane CH4
Les molécules dont l’atome central est entouré de quatre doublets ont une structure tétraédrique : les quatre doublets se mettent le plus loin possible les uns les autres.
5-3 Résumé sur les différentes formules
Formule brute : indique les atomes
Exemple : compléter le tableau suivant :
Formule brute Formule de Lewis Formule développée Formule semi-développée CH3-CH2—C-OH
O
H
H-C - C N-H H O H H H O
H C C C O-H
H N-H H
H2C2O4
