La géométrie des molécules: des atomes aux molécules

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

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

-

Partagez ce cours !

Suivez Nicolas KRITTER sur google + ( cours inspiré de celui fait par le professeur de la classe)