I –Règles de duet et de l'octet :
1) Les gaz rares :
Les gaz rares (qu'on appelle gaz inertes ou nobles) ne participent pas à des réactions chimiques, ils sont chimiquement stables , leurs couches externes sont saturées.
Exemples : le hélium , l'argon le néon….
2) Règle de duet:
Tout atome ,si sa couche externe est K , évolu de manière à acquérir la structure électronique de l’hélium (K)2. (c'est à dire qu'ils tend à completer sa couche externe à 2 électrons)
3) Règle de l’octet :
Tout atome , si sa couche externe L ou M, évolu de manière à completer sa couche externe à 8 électrons.
Pour satisfaire à ses règles les atomes tendent à avoir la structure électronique du gaz rare le plus proche : - soit en gagnant ou en perdant un ou plusieurs électrons pour donner des ions.
- soit en mettant en commun un ou plusieurs électrons pour former des molécules.
II –Représentation des molécules selon le modèle de Lewis:
1)La liaison covalente simple:
La liaison covalente simple est la mise en commun de deux électrons entre deux atomes , le doublet d'électrons mis en commun est appelé doublet liant (chaque atome y participe par un électron).
On représente une liaison covalente entre deux atomes par un tiret .
2) Représentation d'une molécule selon le modèle de Lewis:
Pour représenter une molécule selon le modèle de Lewis on utilise la démarche suivante : On écris le nom de la molécule et sa formue brute.
■
On donne la répartition électronique de chacun des atomes de la molécule.
■
On précise le nombre des électrons de valence nt de chaque atome(ce sont les électrons de la couche externe).
■
(p=2 ou p=8 selon la règle à nL pnt On détermine le nombre des doublets liants pour chaque atome ,
■
laquelle obéit l'atome (celle de duet ou celle de l'octet)
. 2
L t nL
n
n n
On détermine le nombre des doublets non liants pour chaque atome
■
Puis on représente la molécule selon le modèle de Lewis
■
:le nombre total desnT (
2
T d
n n Remarque : le nombre totale de doublets (liants et non liants de la molécule ) électrons de valence de la molécule)
3) Exemple de représentation (de Lewis) de quelques molécules
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III- Modèles moléculaires:
On utilise deux types de modèles moléculaires pour modéliser la configuration spatiale des molécules ,dans ces modèles les atomes sont représentés par des boules de différents volumes et de différentes couleurs :
-Le modèle compact : est plus proche de l'aspet réel de la molécule .
-Le modèle éclaté : dans ce modèle les boules sont éloignées , il pemet de voir la nature des liaisons entre les atomes.
IV- Notion d'isomérie:
1) Formule brute et formule développée d'une molécule:
La formule brute d'une molécule indique le nombre et le types des atomes qui constituent la molécule.
Exemples : formule brute de la molécule d'eau : H2O formule brute de la molécule de propane : C3H8
formule brute de la molécule de méthane : CH4
formule brute de la molécule de gaz carbonique : CO2
La formule développée d'une molécule présente la nature des liaisons entre les atomes qui la constituent.(alors que dans la formule semi-développée on ne représente que les liaisons entre les atomes centrale de la molécule , on ne représente pas les liaisons O-H C-H et N-H )
Formule brute du butane: C4H10
Exemples:
2) Les isomères:
Ce sont des molécules ayant la même formule brute mais ils diffèrent par leurs formules développées.
Exemple: pour la meme formule brute C4
H
10, existent deux formule développées:
Ce sont les isomères du butane.
V-Géométrie de quelques molécules simples:
1)Répulsion des doublets d'électrons:
- La majorité des molécules se composent d'un atome centrale auquel sont liés les autres atomes par des liaisons covalentes .
- La géométrie de la molécule résulte des répulsions entre les doublets liants et non liants qui se repoussent au maximum les uns des autres et la molécule prend une certaine disposition spatiale.
Les angles HCH ( dans la molécule de méthane )et HNH ( dans la molécule d'ammoniac )ne sont pas les mêmes , l'angle HCH mesure 109.28° et l'angle HNH mesure 107°.
Ce ci est du à la répulsion doublet non liant (dnl) doublet liant(dl) qui est plus forte que la répulsion doublet liant(dl) doublet liant(dl) car les electrons du doublet non liant sont plus près du noyau que ceux d'un doublet liant.
Dans le méthane toutes les répulsions sont de type dl-dl par contre dans l'ammoniac les trois répulsions dnl-dl sont plus fortes que les répulsions dl-dl ce qui referme l'angle HNH par rapport à l'angle HCH.
2)Représentation de Cram :
Le modèle de Lewis ne nous renseigne pas sur la disposition des atomes dans l'espace , alors que
représentation deCram d'une molécule montre sa géométrie , elle permet sa représentation dans l'espace.Dans cette representation les liaisons qui font partie du plan de la feuille sont représentées par un trait continu, les liaisons qui se dirigent vers l’avant sont représentées par un trait gras et les liaisons vers l’arrière sont représentées par un trait pointillé.
Exemples :
مكفيلح قيفوتلا للها لعجو مكئاعد حلاص نم انوسنت لا
