Structure des molécules et couleur.

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1 hapitre 7. rs. 1 re S Structure des s et cleur. I. Formules de s organiques colorées. Rappels de la classe de 2 de : Les atomes ( plutôt les éléments chimiques) peuvent se lier à d'autres grâce à des liaisons chimiques représentées par des traits entre les symboles chimiques. élément symbole nombre de liaisons cleur du modèle moléculaire carbone 4 liaisons noir hydrogène 1 liaison blanc oxygène 2 liaisons rge azote 3 liaisons bleu halogènes F, l, Br I 1 liaison Deux éléments peuvent être liés par une simple liaison (un trait unique), par une dble liaison (un dble trait) par une triple liaison (un triple trait). Exemples : est 2 == est 2 = est 2 est 2 est - La formule développée : c'est la représentation de ts les éléments chimiques et de ttes les liaisons (les liaisons sont généralement représentées verticalement et horizontalement). Exemple : - La formule semi-développée : c'est la formule développée sans les liaisons avec les hydrogènes (ces sont regrpés et directement collés aux symboles des autres éléments). Exemple : L'écriture topologique (une telle écriture permet de faire ressortir la chaîne carbonée formée par l'ensemble des éléments carbone) : c'est la formule semi-développée sans les éléments hydrogène (lorsqu'ils sont liés à un carbone) ni les carbone ; les chaînes carbonées sont représentées en zigzag (un élément carbone se trve en fait en bt de chaque segment). Exemple :. - La formule brute : c'est la liste des symboles chimiques avec leurs nombres. Exemple : 3 8. Les s organiques sont essentiellement rencontrées dans les organismes vivant (ainsi que les pétroles, charbons ) et leurs dérivés, elles contiennent l'élément carbone et généralement l'hydrogène. n rencontre aussi assez svent les éléments et. Exceptions : 2,, 3 et 3 2- ne sont pas organiques. II. Liaison covalente et représentation de Lewis des s. 1. Application de la règle du duet de l'octet aux s. Les éléments chimiques ont tendance à avoir la même structure électronique que les atomes de gaz nobles les plus proches (du point de vue du numéro atomique) ; c est à dire 2 électrons (un duet) sur leur cche externe K (pr les éléments ayant de 1 à 5 protons) 8 électrons (un octet) sur leur cche externe (pr les éléments ayant plus de 5 protons). Exemple : L atome de chlore l (Z=17 17 e - ) de structure électronique (K) 2 (L) 8 (M) 7 a tendance à avoir un octet d électrons (c est-à-dire 8 e - externes) ; 'est à dire la structure électronique (K) 2 (L) 8 (M) 8 identique à un atome du gaz noble argon Ar. n a vu en classe de 2 de que pr cela il peut gagner 1 e - afin de devenir l ion l -.

2 hapitre 7. rs. 1 re S Pr répondre à la règle du duet de l'octet, un atome peut mettre en commun des électrons avec un autre atome. Les deux atomes doivent alors rester très proches et les électrons partagés se trvent plus moins entre les deux atomes. n dit que les atomes sont liés par une liaison covalente (liaison par mise en commun des électrons) et forment une. 2. Règles de représentation de Lewis des s. Les électrons se répartissent par paires appelées dblets. Lorsque les électrons de deux éléments sont mis en commun, ils participent à la liaison, ils forment des dblets liants aussi appelés liaisons covalentes (liaisons par mise en commun d'électrons). Les électrons externes qui ne sont pas mis en commun forment des dblets non liants. Représentation : - les électrons internes ne sont pas représentés. - électron seul : un point autr du symbole de l'élément. - dblet liant (liaison) : un trait entre les symboles des éléments ; lorsque les éléments sont liés par plusieurs dblets, on a des dbles liaisons (2 traits) triples liaisons (3 traits). - dblet non liant : un trait autr du symbole de l'élément. 3. Méthode de détermination de la représentation de Lewis. Pr chacun des éléments constituant la : 1 écrire la structure électronique de l'atome. 2 compter le nombre d électrons externes de l'atome. 3 en appliquant la règle du duet de l'octet, déterminer le nombre d électrons "empruntés" par l'atome et le nombre d'électrons qu'il "prête", et le nombre de liaisons (nb liaisons = nb dblets liants = nb e - mis en commun / 2 = nb e - empruntés = nb e - prêtés). 4 en déduire le nombre d électrons non liants de l'atome (nb e - non liants = nb e - externes - nb e - prêtés) ; et le nombre de dblets non liants (nb dblets non liants = nb e - non liants / 2). Enfin, représenter la en reliant les symboles des éléments par les liaisons. 4. Exemple de détermination de représentation de Lewis. 1 L'atome 6 de structure électronique (K) 2 (L) e - externes 3 a tendance à avoir un octet (8 e - externes) soit un gain de 4 e - (il emprunte 4 e - et prête 4 e - ) en formant 4 liaisons. 4 il lui reste 4 4 = 0 e - externe non liant soit 0 dblet non liant. Exemple : 2 (élément une fois et élément deux fois) 1 L'atome 8 de structure électronique (K) 2 (L) e - externes 3 a tendance à avoir un octet (8 e - externes) soit un gain de 2 e - (il emprunte 2 e - et prête 2 e - ) en formant 2 liaisons. 4 il lui reste 6 2 = 4 e - externes non liants soit 2 dblets non liants. on obtiendra on obtiendra (mais on a ) (mais on a c est-à-dire ) 5 on obtient (c est-à-dire )

3 hapitre 7. rs. III. Représentation spatiale des s. 1. Géométrie des s. Les dblets d électrons autr d'un élément se répartissent le plus loin possible les uns des autres (car les dblets d'électrons, comme ttes les charges électriques de même signe, se repssent). Les dblets non liants sont à prendre en compte même s'ils ne sont généralement pas représentés. Remarque : Les 2 dblets d'une dble liaison (de même que les 3 dblets d'une triple liaison) pointent vers la même direction. Pr la géométrie des s ils sont considérées comme un seul dblet. nombre de dblets considérés autr de l'élément central 1 dblet géométrie de départ ligne droite exemples de s représentations de Lewis représentation spatiale 2 Be 2 Be Be géométrie de la linéaire 2 dblets ligne droite 2 Be linéaire 3 dblets triangle B 3 2 B B B triangulaire 4 dblets tétraèdre 4 3 tétraédrique en parapluie 2 cdée "" représente les dblets non liants (qui ne doivent pas être représentés, les schémas où ils apparaissent n'étant qu'une étape intermédiaire) 2. Représentation de ram.

4 hapitre 7. rs. ette représentation permet de représenter les s qui ne sont pas planes. Liaison dans le plan, liaison vers l avant du plan, liaison vers l arrière du plan. Les dblets non liants ne sont pas représentés. Exemples : - 4 : ( tétraédrique). - 3 : ( en parapluie). - 2 : ( cdée) IV. leur des s. Lorsque des dbles liaisons alternent avec des simples liaisons (par exemple = = = ) on dit que ces dbles liaisons sont en positions conjuguées. Les s colorées ont généralement un grand nombre de dbles liaisons conjuguées car la peut alors absorber certaines bandes du spectre de la lumière visible. Plus il y a de dbles liaisons conjuguées et plus l'absorption se fait vers les grandes longueurs d'onde (vers le rge). Exemple : (livre p73) l'apocaroténal, de cleur rge-orangé, a 10 dbles liaisons conjuguées. Les grpes qui augmentent le nombre de dbles liaisons conjuguées mais pr lesquels la dble liaison n'est pas que sur sont appelés grpes chromophores. Exemples : = = =. Les grpes auxochromes modifient la cleur de la car ils déplacent son domaine d'absorption vers les grandes longueurs d'onde (vers le rge). Exemples : 2 3 l. V. Isomérie Z/E et vision. 1. "Fausse" isomérie de conformation. et sont des s identiques car la rotation - est permise (ce ne sont pas de vrais isomères mais des conformères). 2. Isomérie Z et E. omme la rotation = n'est pas permise, les deux s de but-2-ène 3 et 3 3 ne sont pas identiques : ce sont des isomères. omenclature : Si les (situés de part et d'autre de la dble liaison) sont du même côté, il s'agit de l'isomère Z (de l'allemand "zusammen" qui signifie "ensemble") sinon c'est l'isomère E (de l'allemand "entgegen" qui signifie "opposé"). Le nom est précédé de Z E puis d'un tiret. Exemple : on a respectivement l'isomère E puis le Z (le E-but-2-ène puis le Z-but-2-ène). 3. himie de la vision. 3

5 hapitre 7. rs. Parmi les différentes étapes du processus complexe qui se produit lors de la vision, la de Z-rétinal se transforme en E-rétinal. L'énergie nécessaire à cette réaction est frnie par un photon, c'est une réaction d'isomérisation photochimique d'une dble liaison. Puis une enzyme permet la réaction inverse. Z-rétinal E-rétinal vitamine A