Activité : Structure et géométrie des molécules Structure et géométrie des molécules
DOC. 1
DOC. 1 :: Remplissage des couches électroniques
Ci-dessus, le modèle de Bohr de l’atome d’aluminium 13Aℓ. La configuration électronique de l’aluminium (Z = 13) s’écrit : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.
D’après le modèle de Bohr, les électrons d’un atome gravitent autour du noyau dans des orbites situées à des distances du noyau bien précises : ils sont répartis dans des couches électroniques qui peuvent se découper en sous-couches.
Les couches sont numérotées par un entier positif n. La première couche correspond à n = 1, la deuxième à n = 2, etc.
Chaque couche possède une ou plusieurs sous-couches, représentées par la lettre ℓ à laquelle sont associées une valeur puis une autre lettre : la première sous-couche se note s (ℓ = 0), la deuxième p (ℓ = 1), la troisième se note d (ℓ = 2), etc.
Par exemple, si n = 3 et ℓ = 2 alors il s’agit de la sous-couche 3d.
Remplissage :
- La couche n peut contenir 2n2 électrons au maximum : ces électrons se repartissent sur ℓ sous-couches.
- La sous-couche ℓ peut contenir 2ℓ + 1 paires d’électrons c’est- à-dire 2 (2ℓ + 1) électrons.
La configuration (ou structure) électronique d’un atome dans son état fondamental (niveau d’énergie le plus faible) indique la répartition des électrons en précisant le numéro de la couche n suivi du nom de la sous-couche (s ou p) puis du nombre d’électrons dans cette sous-couche. Les électrons appartenant à la dernière couche électronique d’un atome dans son état fondamental sont appelés électrons de valence.
Exemple : l’atome d’argon 18Ar
L’atome d’argon possède ainsi 2 + 6 = 8 électrons de valence sur sa 3ème couche.
DOC. 2
DOC. 2 :: Gilbert Lewis
Gilbert Lewis (1875-1946) était un physicien et chimiste américain.
En 1904, il proposa la règle d'octet qui décrit la tendance des atomes des éléments représentatifs à s'entourer par huit (8) électrons de valence. En 1916, il identifia la liaison covalente comme un partage d'électrons entre deux atomes.
Il est l’auteur d’un modèle de représentation des molécules, nommé modèle de Lewis : ce modèle permet de représenter les atomes et leurs connexions afin d’établir les structures des molécules, à partir de règles simples.
Il a été nommé 41 fois pour le prix Nobel de chimie, dont 32 entre 1922 et 1935, mais ne l'a jamais obtenu.
DOC. 3
DOC. 3 :: Les liaisons dans les molécules
Dans les molécules, les atomes s’associent en mettant en commun des électrons afin de gagner en stabilité.
Le résultant de la mise en commun de deux électrons appartenant chacun à un atome représente une liaison covalente et forme un « doublet liant » :
Les électrons de la couche de valence (dernière couche occupée par les électrons) d’un atome qui ne participent pas aux liaisons covalentes sont associés par paires d’électrons appelés « doublets non liants » :
DOC. 4
DOC. 4 :: Représentation des molécules
Il y a plusieurs manières de représenter une molécule :
- la formule brute, qui indique la nature et le nombre d'atomes qui composent la molécule ;
- la formule semi-développée, où les liaisons impliquant les atomes d'hydrogène ne sont pas représentées ; - la formule développée plane, qui est une représentation plane précisant l'enchaînement des atomes.
C5H11O2N
formule brute formule semi-développée formule développée plane
- la représentation de Lewis, qui fait apparaître tous les atomes de la molécule ainsi que tous les doublets liants et non liants le cas échéant.
Schémas de Lewis de molécules communes :
1) Représentation d’une molécule à l’aide d’un modèle moléculaire Représentation d’une molécule à l’aide d’un modèle moléculaire
La valine
Liaison covalente (doublet liant)
Doublet non liant
Une molécule est constituée d’atomes liés entre eux :
H 2 O
Ces atomes mettent en commun des électrons pour former des liaisons dites « covalente » afin de gagner en stabilité.
Pour modéliser les molécules et visualiser les liaisons entre les atomes, on utilise des modèles moléculaires : un ensemble de boules colorées, représentant les atomes, reliées entre elles par des bâtons, représentant les liaisons covalentes. Le code couleur généralement admis est :
Atome Carbone Hydrogène Oxygène Azote Chlore
Symbole
Modèle moléculaire
Il est possible de construire 2 types de modèles :
- Le modèle éclaté : il permet de bien visualiser les liaisons et les angles de liaison ;
- Le modèle compact : il traduit un peu mieux la réalité, les atomes étant en contact les uns avec les autres.
Modèle éclaté Modèle compact
Construire les modèles moléculaires des molécules suivantes et compléter le tableau en annexe :
Éthanol Aussi appelé alcool éthylique, est communément appelé alcool. Il est utilisé comme désinfectant et est également présent dans les boissons dites alcoolisées
Formaldéhyde Utilisé pour conserver les tissus animaux ou humains
Ammoniac Utilisé dans l'industrie pour la fabrication d'engrais, d'explosifs et de polymères
À partir du travail fait précédemment, compléter le tableau ci-dessous :
Atome Carbone Hydrogène Oxygène Azote Chlore
Nombre de liaisons
En s’aidant de la classification périodique des éléments, indiquer, ci-dessous, le nombre de cases séparant chaque élément chimique (du tableau ci-dessus) du gaz noble (gaz rare) le plus proche :
Nombre de cases
Que remarque-t-on pour les 5 éléments chimiques du tableau ?
2) Représentation d’une molécule à l’aide du modèle de Lewis Représentation d’une molécule à l’aide du modèle de Lewis
La molécule d’eau
1 atome d’oxygène 2 atomes
d’hydrogène
La molécule d’eau
Pour se stabiliser les atomes peuvent s’associer en formant des molécules et ainsi acquérir la configuration électronique du gaz noble de numéro atomique le plus proche.
Le schéma (ou représentation) de Lewis indique le nombre de doublets liants et non liants autour de chaque atome d’une molécule. Il permet de justifier la stabilité des atomes dans la molécule.
Compléter le tableau ci-dessous en suivant les consignes en dessous :
H He C N O Ne Cℓ
Numéro atomique Structure électronique Nombre d’électrons à acquérir pour remplir la dernière couche Nombre de liaisons formées dans une molécule
Nombre d’électrons engagés par l’atome dans la (les) liaison(s) Nombre d’électrons restants sur la couche externe
Consignes pour remplir le tableau ci-dessus :
[Ligne 2] Rechercher le numéro atomique (Z) de chaque élément chimique du tableau.
[Ligne 3] Donner la répartition des électrons (structure électronique) dans les différentes couches de l’atome.
[Ligne 4] Indiquer le nombre d’électrons manquant à chaque atome pour atteindre une structure stable (dernière couche électronique remplie).
[Ligne 5] Combien de liaisons covalentes chaque atome va-t-il engendrer dans une molécule ? [Ligne 6] En déduire le nombre d’électrons engagés dans les liaisons covalentes.
[Ligne 7] En déduire le nombre d’électrons libres sur la couche externe de l’atome.
Ainsi, dans une molécule les atomes forment des doublets liants ou non liants de façon à posséder 8 électrons de valence, à l’exception de l’atome d’hydrogène qui ne s’entoure que de 2 électrons.
Déterminer le nombre de doublets liants et non liants de chaque atome du tableau :
H He C N O Ne Cℓ
Nombre de doublets liants Nombre de doublets non liants
Compléter le second tableau de l’annexe.
3) 3) Conclusion Conclusion
Pour conclure sur la séance, faites un récapitulatif des notions abordées dans cette activité.
Pour vous aidez, vous pouvez répondre aux questions suivantes :
Comment représenter une molécule ? Qu’indique la représentation de Lewis ?
A A NNEXE NNEXE
Modèle moléculaire Formule brute
(nom) Formule semi-développée Nombre de liaison sur l’atome C
Nombre de liaison sur l’atome H
Nombre de liaison sur l’atome O
Nombre de liaison sur l’atome N
NH3
(ammoniac)
Molécule Formule brute
(nom) Schéma de Lewis de C Schéma de Lewis de
Cℓ Schéma de Lewis de H Schéma de Lewis de O Représentation de Lewis de la molécule C2H6
(éthane)
CHCl3
(chloroforme)
T T ABLEAU ABLEAU DES DES COMPÉTENCES COMPÉTENCES MISES MISES EN EN ŒUVRE ŒUVRE DANS DANS L L ’ ’ ACTIVITÉ ACTIVITÉ
COMPÉTENCES Exemples de capacités et d’aptitudes MOBILISERSES
CONNAISSANCES
Connaître les notions scientifiques du programme, le vocabulaire approprié, les symboles adaptés, les unités.
S’APPROPRIER
Rechercher, extraire et organiser l’information utile.
Adopter une attitude critique vis-à-vis de l’information.
Questionner, identifier, formuler un problème.
Reformuler.
Identifier les risques.
RÉALISER
Réaliser un montage à partir d’un schéma.
Suivre un protocole donné.
Utiliser, dans un contexte donné, le matériel à disposition.
Savoir choisir, combiner et réaliser plusieurs actions.
Effectuer un relevé de mesures.
Schématiser, construire un graphique, un tableau, etc.
Exploiter une relation, un calcul littéral.
Effectuer un calcul numérique, utiliser les symboles et les unités appropriés, utiliser la calculatrice.
Reconnaître et utiliser la proportionnalité.
Respecter les règles de sécurité, manipuler avec soin, veiller au rangement du plan de travail, etc.
ANALYSER
Émettre une hypothèse.
Identifier les paramètres qui influencent un phénomène, choisir les grandeurs à mesurer.
Élaborer ou justifier un protocole.
Proposer une méthode, un calcul, un outil adapté ; faire des essais (choisir, adapter une méthode, un protocole).
Proposer, décrire un modèle ; utiliser un modèle pour prévoir, décrire et expliquer.
Percevoir la différence entre un modèle et la réalité, entre la réalité et une simulation.
VALIDER
Estimer l’incertitude d’une mesure, faire un traitement statistique d’une série de mesures, etc.
Interpréter des résultats, juger de la qualité d’une mesure, etc.
Confronter le résultat au résultat attendu, mettre en relation, déduire.
Valider ou invalider une information, une hypothèse, etc.
COMMUNIQUERÀ
L’AIDEDELANGAGES OUD'OUTILS SCIENTIFIQUES
Communiquer des résultats, rédiger une solution.
Exprimer un résultat (grandeur ─ unité ─ chiffres significatifs).
Rendre compte à l’écrit ou à l’oral en utilisant un vocabulaire adapté.
ÊTREAUTONOME,
FAIREPREUVE D’INITIATIVE
S’impliquer.
Prendre des initiatives, anticiper, faire preuve de créativité.
Travailler en autonomie.
Travailler en équipe.
C C ORRECTION ORRECTION
À l’exception de l’atome d’hélium qui possède deux électrons sur sa couche externe, les autres atomes de gaz nobles ont tous huit électrons sur leur couche externe.
La grande stabilité des gaz nobles est donc liée au nombre particulier d’électrons qu’ils possèdent sur leur couche externe :
soit deux électrons ou un « duet » d’électrons pour l’atome He : He : 1s2
soit huit électrons ou un octet d’électrons pour les autres atomes (Ne, Ar) : Ne : 1s22s22p6 ;
Ar : 1s22s22p63s23p6
Remarque : Leur couche externe est parfois dite saturée car elle ne peut recevoir plus d’électrons.
Les atomes de carbone et d’hydrogène ne possèdent aucun doublet non liant ; les atomes d’azote en possèdent un seul ; les atomes d’oxygène en possèdent deux.
H He C N O Ne
Cℓ
Nombre de doublets liants 1 4 3 2
Nombre de doublets non –liants 0 0 1 2
