Chim N° 05

 De l'atome aux édifices chimiques. Cours.

 

 

I- Les règles du duet et de l’octet.

II- Les molécules.

III- Géométrie de quelques molécules.

IV- Isomérie.

V- Applications.

Exercices 2005-2006

 Physique et Chimie  seconde  Collection DURANDEAU   HaCHETTE

1)- exercice 2 page 272

5)- exercice 11 page 273.

2)- exercice 3 page 272.

6)- exercice 13 page 273.

3)- exercice 7 page 272.

7)- exercice 16 page 273.

4)- exercice 8 page 272.

8)- exercice 17 page 274.

Physique et Chimie  seconde  Collection Microméga   Hatier

Ancienne édition

1)- Exercice 2 page 86.

2)- Exercice 8 page 86.

3)- Exercice 11 page 86.

4)- Exercice 15 page 86.

5)- Exercice 24 page 87.

6)- Exercice 36 page 88.

 

Pour aller plus loin : 

Logiciel pour la construction de molécule

Chemsketch Gratuit

Mots clés :

règle du DUET ; règle de l'OCTET ; Gilbert LEWIS ; les couches électroniques ; règles de remplissage des couches électroniques ; Principe de Pauli ; Règle de Klechkowski ;; les molécules ; isomérie ; ; ...

 

 

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I- Les règles du duet et de l’octet.

1)- Les gaz nobles.

-    Les gaz rares ou nobles sont chimiquement très stables. 

-    Alors que les autres atomes peuvent participer à des réactions chimiques, former des ions, les gaz nobles ou rares, ne sont pas impliqués dans de telles transformations chimiques.

-    Cette stabilité est liée au fait que leur dernière couche électronique (couche électronique externe) est saturée (pleine).

-    Exemple : la couche électronique externe de l’hélium He contient 2 électrons (couche K qui est saturée à 2 électrons). 

-    Les autres gaz rares possèdent 8 électrons sur leur couche électronique externe.

-    On parle de structure en DUET :  atome ou ion qui possède 2 électrons sur sa couche électronique externe (K).

-    Et de structure en OCTET : atome ou ion qui possède 8 électrons sur sa couche électronique externe.

2)- Règles du DUET et de l'OCTET.

-    Ces règles ont été énoncées par Gilbert LEWIS (1875 – 1946) en 1916. 

-    Chimiste américain, LEWIS a énoncé les règles permettant d’établir la structure électronique des atomes. 

-    En 1916, il propose le modèle de la liaison de covalence et la règle de l’octet. Il est également l’auteur d’une théorie des acides et des bases.

ʘ    Règles :

Au cours des transformations chimiques, les atomes tendent à acquérir la structure électronique du gaz rare de numéro atomique le plus proche :

Soit 2 électrons sur la couche électronique externe lorsque ce gaz rare est Hélium c’est la règle du DUET.

Soit 8 électrons sur la couche électronique externe, c’est la règle de l’OCTET.

Ils acquièrent de ce fait une stabilité maximale.

-    Remarques :

-    Pour satisfaire à ces règles, les atomes disposent de 2 moyens :

-    Soit par un transfert d’électrons entre deux atomes différents pour donner des ions,

-    Soit par la mise en commun d’électrons entre différents atomes pour donner des molécules.

3)- Les ions monoatomiques.

-    Lorsqu’ils forment des ions, certains atomes gagnent ou perdent un ou plusieurs électrons afin de  posséder

-    2 électrons ou 8 électrons sur leur couche électronique externe.(de manière à respecter la règle du DUET ou de l’OCTET)

-    Exemples :

Atome

Z

Structure électronique

Structure de l’ion

Symbole de l’ion

Li

3

K (2) L (1)

K (2) DUET

Li +

O

8

K (2) L (6)

K (2) L (8) OCTET

O 2-

Ne

10

K (2) L (8) OCTET

Pas d’ion

 

 

Na

11

K (2) L (8) M (1)

K (2) L (8) OCTET

Na +

Mg

12

K (2) L (8) M (2)

K (2) L (8) OCTET

Mg 2+

Cl

17

K (2) L (8) M (7)

K (2) L (8) M (8) OCTET

Cl

 

II- Les molécules.

1)- Définition.

Une molécule est une entité chimique électriquement neutre 

Elle est formée d’un nombre limité d’atomes liés entre eux par des liaisons de covalence.

Le nombre d’atomes d’une molécule est son atomicité.

Dans la formule d’une molécule, les symboles des éléments présents dans la molécule sont écrits côte à côte avec, en indice, en bas à droite, le nombre d’atomes de chaque élément.

L’indice 1 n’est jamais spécifié.

La nature et le nombre des atomes présents dans une molécule sont donnés par sa formule brute.

 

-    Exemples :  

-    Formule brute de la molécule d’eau : H2O

-    Formule brute de la molécule de saccharose : C12H22O11  

-    Atomicité de chaque molécule : molécule d'eau : 3 et molécule de saccharose : 45.

2)- La liaison covalente.

-    Lorsqu’ils forment des molécules, les atomes mettent en commun certains des électrons de leurs couches électroniques externes de façon à s’entourer de 2 ou 8 électrons.

-    En conséquence, dans une molécule, les atomes sont liés par des liaisons covalentes ou des liaisons de covalence.

La liaison covalente consiste à la mise en commun par deux atomes d’un ou plusieurs doublets d’électrons appelés doublets de liaison ou doublets liants.

 

-    Remarque : 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.

-    En formant des liaisons de covalence, chaque atome acquiert, en général, une structure électronique en octet ou en DUET, semblable à celle du gaz noble qui le suit dans la classification périodique.

Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui manque pour acquérir une structure électronique en OCTET ou DUET.

 

3)- Représentation de LEWIS.

-    La représentation de LEWIS précise l’enchaînement des atomes et la position des doublets liants et non liants.

Dans la représentation de LEWIS d’une molécule :

-    Le symbole de l’élément représente le noyau de l’atome et les électrons internes,

-   Chaque doublet d’électrons externes est figuré par un tiret.

-    On distingue les doublets liants et les doublets non liants :

-    Un doublet liant est représenté par un tiret entre les symboles de deux atomes,

-    Un doublet non liant est représenté par un tiret situé autour du symbole d’un atome auquel il appartient.

-    Application :  

-    Donner la représentation de LEWIS des molécules suivantes : H2, HCl, O2, CO2.

-    Méthode :

Écrire la formule brute

CO2

Écrire la représentation électronique de chaque atome.

C :  K (2) L (4)      et       O K (2) L (6)

Déterminer le nombre ne d’électrons externes des atomes mis en jeu

ne (C) = 4  et   ne (O) = 6

Déterminer le nombre nl de liaisons covalentes que doit établir l’atome pour acquérir une structure en OCTET ou en DUET

nl (C) = 8 - 4 = 4 et   nl (O) = 8 - 6 = 2

Calculer le nombre total nt d’électrons externes que possède la molécule :

nt  = (1 x 4 + (2 x 6 ) = 16

Calculer le nombre nd de doublets externes

nd = 16 / 2 = 8

Répartir les doublets de la molécule en doublets liants et non liants en respectant la règle de l’octet ou du DUET. Les valeurs doivent être respectées pour chaque atome

 

 L’atome de carbone participe à 4 liaisons et l’atome d’oxygène à 2 liaisons.

III- Géométrie de quelques molécules.

1)- Répulsion des doublets d’électrons.

-     Les doublets externes, liants ou non liants, d’un même atome se repoussent et s’éloignent au maximum.

-    Cas de quatre doublets : Pour minimiser leurs répulsions mutuelles, quatre doublets adoptent une disposition tétraédrique

-    Exemple : les molécules de méthane, d ’ammoniac et d’eau.

2)- Représentation de CRAM.

-    Convention :

-    Un trait plein représente une liaison entre deux atomes situés dans le plan de la figure

-    Un triangle allongé plein représente une liaison entre un atome situé dans le plan de la figure et un atome situé en avant de ce plan.

-    Un trait en pointillé représente une liaison entre un atome situé dans le plan de la figure et un atome situé en arrière de ce plan.

-    Exemple : cas du carbone dans la molécule de méthane :

IV- Isomérie.

1)- Définition.

-    Deux molécules isomères ont même formule brute mais des enchaînements d’atomes différents.

-    Les isomères ont des propriétés physiques et chimiques différentes et constituent des espèces chimiques distinctes.

-    Exemple : l’éthanol et le méthoxyméthane : formule brute  : C 2H 6O

Éthanol

Métoxyéthane

-    On peut donner la formule semi-développée de la molécule ou la formule développée.

2)- Formule développée et isomérie.

-    La formule brute étant insuffisante pour distinguer deux isomères, on utilise les formules développées et semi-développées pour les représenter

-    Dans le cas des composés organiques ou pour les hydrocarbures :

-    Formule développée : on représente tous les doublets liants de la molécule.

-    Formule semi-développée : on ne fait apparaître que la chaîne carbonée.

-    Remarque : on peut aussi utiliser la formule topologique qui est bien pratique. La formule topologique ne fait apparaître que la chaîne carbonée.

V- Applications.

1)- Exercice 2 page 86.

2)- Exercice 8 page 86.

3)- Exercice 11 page 86.

4)- Exercice 15 page 86.

5)- Exercice 24 page 87.

6)- Exercice 36 page 88.