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La géométrie des molécules: des atomes aux molécules

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I- Comment se forment les molécules

1) Structure des atomes

-Un élément chimique est caractérisé par un numéro atomique Z

-Les électrons se situent sur des couches électroniques, à chaque couche correspond un nombre limité d'électrons

-K: 2 électrons (élément de la 1ère période la classification périodique)

-L: 8 électrons (élément de la 2ème période la classification périodique)

-M: 8 électrons (élément de la 3ème période la classification périodique)

REMARQUE: On remplit les couches de K à M avec Z le nombre d'électrons

2) Stabilité chimique des gaz nobles

Hélium (He): Z=2; Formule: K2

Néon (Ne): Z= 10; Formule: K2L8

Argon (Ar): Z= 18; Formule: K2L8M8

-Les Gaz noble existent sous forme d'atome non associés en molécules

-Leur stabilité provient de la structure de leur dernière couche externe (= couche de valence), en Duet (2) ou en octet (8)

3) La liaison de covalence

-Les atomes s'associent entre eux grâce à leur couche électronique pour former des molécules stable

-Les atomes cherchent à avoir leur dernière couche remplie pour être stable, ils irons vers le gaz noble le plus proche (He avec K2L0M0, ou Ne avec K2L8M0 ou Ar avec K2L8M8

-Règle de l'octet: Couche L ou M avec 8 électrons

-Règle du duet: Couche K avec 2 électrons

-La liaison de covalence entre 2 atomes est la mise en commun de 2 électrons de leur couche externe

-Les électrons mis en commun appartiennent à chacun des 2 atomes

-Pour trouver le nombre de liaisons formées:

- 8 - nombres d'électrons sur la couche L (octet)

- 2 - nombres d'électrons sur la couche k (octet)

Pour trouver le nombre d'e- non engagé dans des liaisons:

- nombre d'-e sur la dernière couche - nombre de liaisons formées

Cas des atomes d'hydrogène, carbone,azote,oxygène

Atome H (Z=1) C (Z=6) N (Z=7) O (Z=8)
Formule électronique K1 K2L4 K2L5 K2L6
Nombre d' e- manquant pour atteindre une structure stable 1 4 3 2
Nombre de liaisons formées par chaque atome 1 4 3 2
Nombre d'e- engagés dans les liaisons 1 4 5 2
Nombre d'e- non engagés dans les liaisons 0 0 2 4

Les atomes forment autant de liaisons que le nombre d'électrons qui leur manque pour la règle du duet ou de l'octet

4) Doublet liant et non liant

-Doublet liant: 2 électrons mis en commun dans une liaison covalente

-Doublet non liant: 2 électrons externe qui ne sont pas dans une liaison covalente

5) Représentation de Lewis d'une molécule

-Représentation d'une molécule avec les liaisons covalente (doublet liant) et les doublets non liant

-On représente des pairs d'électrons, donc "-"= 2 électrons

-Liaison simple: 1 tiret (-), liaison double: 2 tirets (=) et liaison triple 3 tirets

-Exemple (en construction)

REMARQUE: les éléments chimiques d'une même colonne de la classification périodique ont des couches externes identiques

II-Quel est la géométrie des molécules ?

-La géométrie d'une molécule (structure en 3d) se fait avec un atome central (ou 2) relié aux autres

-Elle dépend des doublets liant et non liant, on la construit à partir de la formule de Lewis

-On applique la règle de répulsion minimale des doublets

-La forme de la molécule dépend des liaisons simples , doubles, triples et des doublets non liants

1) Direction des doublets: Règle de répulsion minimale des doublets

-Les doublets d'électrons liant et non liant se placent autour de l'atome de façon à être éloignés le plus loin possible les uns des autres

-Les doublets sont composé d'e-, ils se repoussent donc

2) Atomes central impliqué dans des liaisons simples s

-Si l'atome central a ses liaisons impliquées que dans des liaisons simples, on a une molécule de forme tétraédrique"

-L'atome est au centre du tétraèdre et les 4 doublets sont dirigés vers les sommets

Différents types de molécules tétraédriques

-CH4: Molécule tétraédrique

H: sommets tétraèdre, C: centre du tétraèdre

-NH3: Molécule pyramidale à base triangulaire

H: occupent 3 sommets, Un doublet non liant occupe le 4ème sommet, N: atome centrale

-H2O: Molécule coudée

H: occupent 2 sommets, 2 doublets non liant occupent 2 autres sommets, O: atome central

REMARQUE: dans la visualisation géométrique de la molécule (en 3D), on n'affiche pas les doublets non liant, mais on les prend en compte

3) Atome central impliqué dans une double liaison

-Si les doublets de l'atome central forment une liaison double, on a une molécule de forme "plane"

Exemple: CH20: Molécule plane

C: atome centrale, H et O: les 2 sommets du triangle plat

4) Atome central impliqué dans une liaison triple ou deux doubles

-Si les doublets de l'atome central forment une liaison triple ou 2 liaisons double, on a une molécule de forme linéaire"

Exemple: CO2:

C: atome central au milieu d'un segment, O: extrémités du segment

5) Conclusion: méthode pour trouver la géométrie d'une molécule simple

-Trouver la formule de Lewis

-Identifier l'atome central

-Trouver le nombre de doublets liant et non liant autour de l'atome central

-Comparer avec d'autres molécules pour savoir si la forme sera tétraédrique, pyramidale ou coudée

Interpréter la représentation de Lewis

-Écrire la formule électronique de chaque atome

-En déduire le nombre de doublets liant et non liant

-En déduire la forme de la molécule

III- Isomérie Z-E

-Isomère: Molécules qui ont la même formule brut mais une formule développée et semi-développée différente

-Les isomères ont des propriétés chimiques différentes

1) Isomérie Z/E

- Pas de rotation possible autour d'une double liaison double

-De part et d'autre de la double liaison: 2 groupement d'atome (mais pas d'hydrogène)

Isomérie Z:

-Les groupements sont du même cotés (Les 2 en haut ou en bas de la double liaison)

Isomérie E:

-Les groupements sont de cotés opposés (A en haut, 1 en bats de la double liaison-> en diagonale)

2) Passage d'un isomère à l'autre

-Cela nécessite de casser la double liaison il faut pour cela un apport d'énergie suffisant

-Ce passage d'un isomère à l'autre est appelé isomérisation

-Une radiation lumineuse d'énergie suffisante permet une isomérisation, on parle alors de photo-isomérisation car l'énergie est amenée par un photon

3) Définition générale

-L'isomérie Z/E ne se limite pas aux groupes CHA-CHB

-Isomérie Z/E pour toutes double liaisons où chaque atome engagé dans une double liaison est lié à 2 groupes d'atomes différent

Voir aussi: Les interactions fondamentales

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