De l atome aux édifices chimiques

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1 V{tÑ àüx I De l atome aux édifices chimiques Introduction Pourquoi la plupart des atomes ont tendances à former des molécules, des ions à l exception des gaz nobles? I. règle du duet et de l octet 1. Stabilité des gaz rares ou gaz nobles e sont des gaz monoatomiques de la dernière colonne du tableau périodique ne réagissent pas dans les conditions ordinaires de température et de pression, ils sont dit. e : ( K ) 2 Ne : ( K ) 2 ( L ) 8 La structure électronique de ces gaz montre que Ar : ( K ) 2 ( L ) 8 ( M ) 8 La stabilité des gaz est liée au nombre particulier d électrons sur leur couche externe : o 2 électrons ou un «duet» d'électrons pour l'atome d'hélium e o 8 électrons ou un octet d'électrons pour les autres atomes de gaz nobles : Ne, Ar, Kr, etc. 2. Règles du duet et de l octet Afin d être stable, les atomes vont essayer de saturer leur couche externe en adoptant la structure électronique du gaz rare le plus porche selon deux règle : Régle du duet : Au cours d une réaction chimique, la couche externe d un atome évolue, en gagnant ou perdant des électrons, afin d acquérir un duet c'est-à-dire deux électrons sur la couche K ette loi concerne les atomes proches de l hélium ayant Z 4 Régle de l octet : Au cours d une réaction chimique, la couche externe d un atome évolue, en gagnant ou perdant des électrons, afin d acquérir un octet soit 8 électrons ( 4 paires). oncerne tous les atomes de Z>4 3. Prévision de la charge des ions monoatomiques Tous les ions de Z 4, ont une structure en duet sauf l ion oxonium + qui ne possède plus d électrons. Les ions de 5 Z 18, ont une structure en octet. Exemple : L'ion lithium L'atome de lithium Z = 3 a la configuration électronique ( K ) 2 ( L ) 1. En perdant un électron, il va obtenir la configuration électronique de l atome d'hélium et donner le cation lithium(i): Li +. Li : ( K ) 2 ( L ) 1 perd un électron Li + : ( K ). isoélectronique de e. La règle du «duet» est vérifiée pour l'ion lithium Li +. L'ion magnésium L'atome de magnésium Z = 12 a la configuration électronique ( K ) 2 ( L ) 8 ( M ) 2. En perdant deux électrons, il va obtenir la configuration électronique de l atome de néon Z = 10 et donner le cation magnésium(ii): Mg 2+. Mg : ( K ) 2 ( L ) 8 ( M ) 2 perd deux électrons Mg 2+ : ( K ) ( L ).. isoélectronique de Ne. La règle de l'octet est vérifiée pour l'ion magnésium Mg 2+. L'ion fluorure L atome de fluor Z = 9 a la configuration électronique ( K ) 2 ( L ) 7. En gagnant un électron, il va obtenir la configuration électronique de l atome de néon Z = 10 et donner l'anion fluorure F -. F : ( K ) 2 ( L ) 7 gagne 1 électron F - : ( K ) ( L ) isoélectronique de Ne. Il préfère gagner 1 électron plutôt que d en perdre 7 pour atteindre un duet. La règle de l'octet est vérifiée pour l'anion fluorure F -. On remarque que chaque atome va soit gagner, soit perdre un ou des électrons afin d atteindre la même structure électronique que le gaz rare le plus proche. Exercice : Quelle sera la charge des ions des atomes suivants : chlore (Z=17), sodium (Z=11), gène (Z=8) Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 1 / 10

2 L'ion sodium L'atome de sodium Z = 11 a la configuration électronique ( K ) 2 ( L ) 8 ( M ) 1. En perdant un électron, il va obtenir la configuration électronique de l atome de néon Z = 10 et donner le cation sodium(i) : Na +. Na : ( K ) 2 ( L ) 8 ( M ) 1 perd un électron Na + : ( K ) 2 ( L ) 8 isoélectronique de Ne. L'ion chlorure L atome de chlore Z = 17 a la configuration électronique ( K ) 2 ( L ) 8 ( M ) 7. En gagnant un électron, il va obtenir la configuration de l atome d'argon Z = 18 et donner l'ion chlorure l -. l : ( K ) 2 ( L ) 8 ( M ) 7 gagne 1 électron l - : ( K ) 2 ( L ) 8 ( M ) 8 isoélectronique de Ar. La règle de l'octet est vérifiée pour l'anion chlorure l -. L'ion oxyde L'atome d oxygène Z = 8 a la configuration électronique ( K ) 2 ( L ) 6. En gagnant 2 électrons, il va obtenir la configuration de l atome de néon Z = 10 et donner l'ion oxyde O 2-. O : ( K ) 2 ( L ) 6 gagne 2 électrons O 2- : ( K ) 2 ( L ) 8 isoélectronique de Ne. La règle de l'octet est vérifiée pour l'anion oxyde O 2-. Que peut faire un atome pour se stabiliser? Par exemple O, il ne fait pas que donner O 2-, il donne aussi molécule, liaison entre atome est quoi cette liaison? Et la liaison?? 2 électrons, car qu il a-t-il dans un atome? proton, électrons et neutrons. Protons et neutrons sont très loin, électrons mais surtout électrons périphérique Pourquoi un atome va-t-il faire des liaisons??? pour se stabiliser!!! régle de l octet ou du duet. II. La liaison covalente des molécules 1. La liaison covalente Pour se stabiliser, les atomes peuvent former des molécules en se liant par une liaison covalente à d autres atomes. Une liaison covalente est la mise en commun d un électron périphérique de chaque atome. Les électrons de la liaison sont comptés pour chaque atome cela va permettre ainsi de gagner des électrons sur la couche externe afin de la saturer et de respecter les régles du duet ou de l octet. Une liaison covalente double est une mise en commun de quatre électrons entre deux atomes, chaque atome fournissant normalement deux électrons. Exemple : O=O Une liaison covalente triple est une mise en commun de six électrons entre deux atomes, chaque atome fournissant normalement trois électrons. Exemple : NΞN L atome ne formera pas plus de liaison qu il ne faudra d électrons pour saturer sa couche externe. Atome Structure électronique Gaz rare le plus proche (K) 1 e (K) 2 O (K) 2 (L) 6 Ne (K) 2 (L) 8 (K) 2 (L) 4 Ne (K) 2 (L) 8 Nombre d électrons à gagner pour acquérir la structure du gaz rare Nombre de liaison possible 2. Doublets liants et doublets non liants Les électrons périphériques dans une molécule sont regroupés par paire (doublets) qui sont de deux types : Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 2 / 10

3 - Doublet liant : est la liaison covalente représentée par un tiret entre deux atomes. Les électrons du doublet liant appartient aux deux atomes par conséquent, les électrons mis en commun appartiennent à chacun des deux atomes et doivent être pris en compte dans le total des électrons de chaque atome. Doublets non-liants : ils s agit des autres électrons périphériques qui ne participent pas à la liaison covalente et qui sont répartis en doublet (paire d électron). Ils sont représentés par un tiret sur l atome considéré et n appartiennent qu à ce seul atome. A B doublet non liant doublet liant ou liaison covalente associant les deux atomes Question, utile de savoir exactement combien de doublet liant ou non liant sur molécule??? Très important expliquer la forme! exemple de l eau pas linéaire mais coudée. Oxygène Règle qui explique comment sont les doublets. III. Représentation de Lewis ydrogène 1. Définition La représentation de Lewis d'une molécule fait apparaître tous les atomes de la molécule ainsi que tous les doublets liants et non liants le cas échéant. Dans la représentation de Lewis, la règle du "duet" doit être satisfaite pour chaque atome d'hydrogène et la règle de "l'octet" doit être satisfaite pour tous les autres atomes. 2. Méthode d établissement des représentations de Lewis Ecrire le nom et la formule brute (composition en atomes) de la molécule. Ecrire la configuration électronique en différentes couches de chaque atome. Trouver le nombre d'électrons n e de la couche externe de chaque atome. Trouver le nombre total n t d'électrons externes intervenant dans la molécule en faisant la somme des différents n e. Trouver le nombre total n d de doublets liants et non liants en divisant par 2 le nombre total d'électrons externes n t. Répartir les doublets de la molécule en doublets liants (liaisons covalentes) ou en doublets non liants en respectant : o La règle du «duet» pour l'atome d'hydrogène. o La règle de l'octet pour les autres atomes NOTE : s il existe deux ou trois doublets liants entre deux atomes, cela signifie que l on a affaire à une double ou triple liaison. ette recherche peut se traduire sous forme de tableau. Exemple pour la molécule de l Molécule Nom : chlorure d'hydrogène Formule : l Atomes l onfiguration électronique ( K ) 1 ( K) 2 (L ) 8 ( M ) 7 n e (nombre d électrons externe) 1 7 n t (nombre total d électrons externe) 1+7 = 8 n d (nombre de doublets) 8/2 = 4 et nature des doublets l 1 doublet liant ou 1 liaison covalente simple entre et l 3 doublets non liants sur l Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 3 / 10

4 onclusion respect de la règle du «duet» pour l'atome d'hydrogène (couche externe saturée) respect de la règle de l'octet pour l'atome de chlore l (couche externe saturée) Exercice : Appliquer cette méthode pour les molécules : eau, ammoniac (N 3 ), methane ( 4 ), diazote (N 2 ), cyanure d hydrogène (N), dioxyde de carbone, éthène ou éthylène ( 2 4 ), acide hypochloreux ( Ol) Molécule Nom : eau Formule : 2 O Atomes O onfiguration électronique ( K ) 1 ( K ) 1 ( K ) 2 ( L ) 6 n e n t = 8 n d 8/2 = 4 et nature des doublets O 2 doublets liants ou 2 liaisons covalentes simples entre O et les deux 2 doublets non liants sur O onclusion respect de la règle du «duet» pour les 2 atomes d'hydrogène respect de la règle de l'octet pour l'atome d'oxygène Molécule Nom : ammoniac Formule : N 3 Atomes N onfiguration électronique ( K ) 1 ( K ) 1 ( K ) 1 ( K ) 2 ( L ) 5 n e n t = 8 n d 8/2 = 4 et nature des doublets N 3 doublets liants ou 3 liaisons covalentes simples entre N et les trois 1 doublet non liant sur N onclusion respect de la règle du «duet» pour les 3 atomes d'hydrogène respect de la règle de l'octet pour l'atome d'azote Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 4 / 10

5 Molécule Nom : méthane Formule : 4 Atomes onfiguration électronique ( K ) 1 ( K ) 1 ( K ) 1 ( K ) 1 ( K ) 2 ( L ) 4 n e n t = 8 n d 8/2 = 4 et nature des doublets 4 doublets liants ou 4 liaisons covalentes simples entre et les quatre 0 doublet non liant sur onclusion respect de la règle du «duet» pour les 4 atomes d'hydrogène respect de la règle de l'octet pour l'atome de carbone Molécule Nom : diazote Formule : N 2 Atomes N N onfiguration électronique ( K ) 2 ( L ) 5 ( K ) 2 ( L ) 5 n e 5 5 n t 5+5 = 10 n d 10/2 = 5 et nature des doublets N N 3 doublets liants ou 1 liaison covalente triple entre les 2 atomes N 1 doublet non liant sur chaque atome N onclusion respect de la règle de l'octet pour chaque atome N Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 5 / 10

6 Molécule Nom : cyanure d'hydrogène Formule : N (enchainement) Atomes N onfiguration électronique ( K ) 1 ( K ) 2 ( L ) 4 ( K ) 2 ( L ) 5 n e n t = 10 n d 10/2 = 5 et nature des doublets N 1 doublet liant ou 1 liaison covalente simple entre et 3 doublets liants ou 1 liaison covalente triple entre et N 1 doublet non liant sur N onclusion respect de la règle du «duet» pour l'atome d'hydrogène respect de la règle de l'octet pour les atomes de carbone et d'azote Molécule Nom : dioxyde de carbone Formule : OO Atomes O O onfiguration électronique ( K ) 2 ( L ) 4 ( K ) 2 ( L ) 6 ( K ) 2 ( L ) 6 n e n t = 16 n d 16/2 = 8 et nature des doublets O O 2 fois 2 doublets liants ou 2 liaisons covalentes doubles entre et O. 2 doublets non liants sur chaque atome d'oxygène. onclusion respect de la règle de l'octet pour les atomes de carbone et d'oxygène Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 6 / 10

7 Molécule Nom : éthylène Formule : 2 4 Atomes onfiguration électronique ( K ) 1 ( K ) 1 ( K ) 1 ( K ) 1 ( K ) 2 ( L ) 4 ( K ) 2 ( L ) 4 n e n t = 12 n d 12/2 = 6 et nature des doublets 1 liaison covalente double carbone-carbone. 4 liaisons covalentes simples carbonehydrogène 0 doublet non liant. onclusion respect de la règle de l'octet pour les atomes de carbone et respect de la règle du «duet» pour les atomes d'hydrogène. Molécule Nom : acide hypochloreux Formule : lo Atomes l O onfiguration électronique ( K ) 2 ( L ) 8 ( M ) 7 ( K ) 2 ( L ) 6 ( K ) 1 n e n t = 14 n d 14/2 = 7 et nature des doublets l O 1 doublet liant ou 1 liaison covalente simple entre l et O 1 doublet liant ou 1 liaison covalente simple entre O et 3 doublets non liants sur l 2 doublets non liants sur O onclusion respect de la règle du «duet» pour l'atome d'hydrogène respect de la règle de l'octet pour les atomes de chlore et d'oxygène IV. Notion d isomérie 1) Formules brutes, semi-développées et développées a. Formule brute : indique le nombre d atomes différents constituants la molécule b. Formule développée : indique l ordre dans lequel les atomes sont liés. c. Formule semi-developpée : Ne présente pas les liaisons covalentes avec l hydrogène Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 7 / 10

8 2) Isomérie et isomères Exemple : La molécule de formule brute : 4 10 peut avoir différentes formules développées. Ou en formule semi développée : es deux molécules sont des isomères : elles ont même formules brutes mais des formules développée ou semi développée différentes. Des isomères n ont pas mêmes propriétés physiques ou chimiques Exercice : Trouver les isomères des molécules de formules brutes : 2 6 O et 2 7 N V. La géométrie des molécules (TP 4) 1) Les molécules simples Une molécule est dite simple, si elle possède un atome central auquel tous les autres atomes de la molécules sont liés, comme 4, N 3 et 2 O 2) Répulsion des doublets d électrons Dans les molécules simples, les doublets liant et non liants de l atome central vont se repousser au maximum car ils sont chargés négativement. La géométrie correspond donc à la disposition spatiale qui éloigne au maximum les doublets entre eux. 3) Des molécules simples dans l espace I. Le modèle moléculaire A chaque élément correspond une couleur : blanc pour l hydrogène, noir pour, rouge pour O, bleu pour N, vert pour l. Des tiges représentent les liaisons II. Manipulation 1. Les molécules diatomiques : 2, l, l 2, O 2, N 2. Pour chacune des 5 molécules, écrire la structure de Lewis, construire la molécule et la dessiner dans le tabbleau en respectant le code des couleurs. Structure de Lewis Modèle moléculaire 2 l l 2 O 2 N 2 Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 8 / 10

9 2. Les molécules polyatomiques : 4, 2 O, N 3, - Pour chacune des trois molécules, écrire la structure de Lewis. onstruire le modèle moléculaire, donner un nom à la forme géométrique. Pour comprendre cette forme, on va utiliser des ballons de baudruche représentant les doublets liants et non-liants, ces derniers prenant plus de place. Molécule 4 N 3 2 O représentation de Lewis Géométrie (modèle moléculaire) Nom de la forme géométrique tetraèdrique pyramidale coudée Structure avec ballons - Expliquer en complétant le tableau pour quelles raisons y a-t-il des différences entre les angles de liaisons. Molécule Angle Doublets liants Doublets nonliants 4 = 109, N 3 N = O O = ) La représentation de ram Elle permet de représenter sur une feuille (2 dimensions) une molécule en 3 dimensions par la formalisme suivant : - Les liaisons dans le plan de la feuille sont dessinées en traits pleins. - Les liaisons situées en avant du plan de la feuille sont dessinées en traits épaissis - Les liaisons en arrière du plan de la feuille sont dessinées en pointillées. Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 9 / 10

10 Molécules 4 N 3 2 O Représentations de Lewis Représentation de ram Forme géométrique tetraèdrique pyramidale coudée Orientation des doublets liant en représentation de RAM souvent rencontré pour les atomes suivants : Liaison dans le plan de la feuille Liaison devant le plan de la feuille Liaison derrière le plan de la feuille Atome N O 2 ou 0 0 ou 1 0 ou 1 Si 1 liaison de O est dans le plan, l autre l est aussi. Si 1 liaison de O est devant le plan, l autre est forcément derrière le plan. Représentation de RAM des molécules suivantes, attention aux cas particuliers lorsqu il y a une double liaison : Oxygène Azote Butane diméthyletherether Ethanamine Acide éthanoïque Weber himie 2 nde onstitution de la matière - De l atome aux édifices chimiques ours- TP Géométrie des molécules (chapitre 6) - 10 / 10