Chapitre 5: De l atome aux édifices chimiques.

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1 hapitre 5: De l atome aux édifices chimiques.

2 1. Les Règles du duet et de l octet. a) Règles de stabilités des atomes de gaz nobles. Un atome est stable lorsque sa couche externe est saturée: (K) 2 (duet), (L) 8 (octet) ou (M) 8 (octet). Les atomes concernés sont: L hélium (e): (K) 2 Néon (Ne): (K) 2 (L) 8 Argon (Ar): (K) 2 (L) 8 (M) 8 On les appelle gaz nobles ou gaz rares.

3 b) Ions mono-atomiques stables. ertains atomes vont rechercher cette stabilité, en devenant des ions: Fluor (F): (K) 2 (L) 7 Fluorure (F - ): (K) 2 (L) 8 Il est plus facile de gagner un électron que d en perdre 7! Magnésium (Mg): (K) 2 (L) 8 (M) 2 ion magnésium (Mg 2+ ): (K) 2 (L) 8 (M) 0 Il est plus facile d en perdre 2 que d en gagner 6!

4 c) Les molécules. Définition: est un assemblage neutre d atomes. Sa formule brute indique le symbole et le nombre d atomes qui la constituent. Exemples: Dioxygéne, O 2 : 2 atomes d oxygène Dioxyde de carbone, 0 2 : un atome de carbone, et deux d oxygène. Ethane, 2 6 : deux atomes de carbone, 6 atomes d hydrogène.

5 Afin de gagner en stabilité, les atomes mettent en commun leurs électrons, par paires: elles forment des liaisons covalentes. Les liaisons covalente sont dites simples quand il n y a qu une paire d électrons mise en jeu. (ex: 2, l 2, 4 ) Les liaisons covalentes sont dites doubles lorsque deux paires d électrons forment la liaison (ex: O 2 ) Elles sont dites triples quand 3 paires d électrons forment la liaison (ex: N 2 )

6 Les électrons périphériques sont ainsi regroupés par paires: Lorsqu ils participent à la liaison, ils sont appelés doublets liants. Lorsqu ils ne participent pas à la liaison, ils sont appelés doublets non liants.

7 d) Représentation de Lewis. Une molécule se représente par ce modèle par les symboles de ses atomes, entourés de traits proches des atomes (doublets non liants) et de traits entre les atomes (doublets liants). Ex: 2 : l 2 : l l 4 : O 2 : N 2 : O N O N

8 Méthode pour trouver les doublets: ompter le nombre total d électrons périphériques de la molécule. En déduire le nombre de doublets. Dessiner ces doublets autour des atomes en respectant les règles du duet et de l octet, sachant que tout le monde participe aux liaisons selon ses moyens.

9 Application à différentes molécules: l N 3 2 O O 2

10 e) Notion d isomérie Définition: On dit que deux molécules sont isomères lorsqu ils ont la même formule brute, mais des assemblages différents. Ex: Butane: 4 10

11 Représentation de Lewis: On représente les atomes, et tous les doublets Représentation développée. Même chose que la représentation de Lewis, sans les doublets non liants. Représentation semi- développée: Même chose que la représentation développée, mais les atomes d hydrogène sont associés à l atome auquel ils sont liés.

12 Ex: 2 6 O 2 7 N

13 3. La géométrie de quelques molécules simples. a) Disposition relative des doublets d électrons. Les doublets d électrons étant chargés, tous de la même manière, ils se repoussent le plus possible.

14 Ainsi, si un atome satisfait à la règle de l octet Il a 4 doublets autour de lui, disposés en direction des 4 sommets d un tétraèdre (c est un volume) Le noyau étant en son centre.

15 c) Représentation de ram On représente dans ce modèle la molécule en rendant compte de sa géométrie: Les atomes qui sont compris dans le plan de la feuille: Les atomes qui sont derrière ce plan: Les atomes qui sont au devant de ce plan:

16 b) Exemples. 4 N 3 2 O