Chim N° 03 Molécules et liaison covalente

Cours

Exercices

 

   


 
 

 

I- Règle de l’octet.

1)- Énoncé.

2)- Application à la formation de certains ions.

II- La liaison covalente.

1)- Définition.

2)- Les molécules.

3)- Formation des molécules. Principe.

III- Structure et formule de quelques molécules

(TP chimie N°3).

1)- La valence.

2)- Structure spatiale des molécules.

3)- Applications.

IV- Quelques molécules contenant

l’élément carbone.

1)- Stéréochimie du carbone.

2)- La molécule de méthane.

3)- La molécule d’éthène ou éthylène.

4)- La molécule de dioxyde de carbone.

V- Propriétés des molécules.

VI- Applications.

Exercices

 

 

 

I- Règle de l’octet.

1)- Énoncé.

-  Cette règle a été énoncée 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.

-  Les gaz rares ou nobles sont chimiquement très stables.

-  Alors que les autres atomes peuvent participer à des réactions chimiques pour acquérir la même stabilité que les gaz rares.

-  On peut donc énoncer une première règle :

Lors d’une réaction chimique, un atome évolue de manière à acquérir la structure du gaz noble le plus proche dans la classification périodique.

-  À la vue de la classification périodique, on s’aperçoit qu’excepté l’hélium, les gaz nobles possèdent une couche électronique externe à 8 électrons.

-  D’où le nom de règle de l’octet.

    Règle :

    Lors d d’une réaction chimique, un atome évolue de manière à acquérir un octet d’électrons périphériques.

   Remarque 1 :

-  Il existe des exceptions à la règle de l’octet.

-  Pour l’hydrogène, le lithium et le béryllium on parle de règle du duet

car le gaz noble le plus proche est l’hélium qui possède une seule couche saturée à deux électrons.

   Remarque 2 :

-  Schéma de LEWIS de quelques atomes très importants pour la suite du cours.

-  Lors de réactions chimiques, les atomes peuvent  :

perdre, gagner des électrons

-  afin d’acquérir la structure du gaz rare le plus proche.

-  Ils peuvent aussi mettre en commun des électrons

-  pour établir des liaisons entre atomes.

-  Voilà ce que nous allons voir maintenant.

2)- Application à la formation de certains ions.

-  On peut montrer que la règle de l’octet s’applique dans le cas de la formation des ions sodium Na+ et chlorure Cl.

-  L’ion sodium a la même structure électronique que l’atome de néon ;

-  Le dernier niveau comporte un octet d’électrons.

NaNa+ + e

-  Le sodium tend à former un ion positif, stable, en perdant un électron.

-  L’ion chlorure a la même structure électronique que l’atome d’argon :

-  Le dernier niveau comporte un octet d’électrons.

Cl + eCl

-  Le chlore tend à former un ion négatif, espèce stable, en captant un électron.

II- La liaison covalente.

1)- Définition.

La liaison covalente :
La liaison covalente entre deux atomes A et B résulte
de la mise en commun de deux électrons célibataires
pour former un doublet d’électrons.

   

-  Exemple et terminologie :

 

La liaison covalente consiste en la mise en commun par deux atomes

d’une ou plusieurs paires d’électrons, appelées doublets de liaisons.

La liaison covalente est simple, double ou triple selon que les atomes ont

un, deux ou trois doublets d’électrons en communs.

Le nombre de doublets qu’un atome partage avec ses voisins est sa covalence.

En formant des liaisons de covalence, chaque atome acquiert, en général,

une structure électronique en octet, semblable à celle du gaz noble

qui le suit dans la classification périodique.

Grace à cette liaison covalente, on obtient des édifices plus ou

moins complexes appelés molécules.

2)- Les molécules.

Une molécule est une entité chimique électriquement neutre,

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.

   

-  Exemple :

H2O et C12H22O11 donner l’atomicité de chaque molécule :

-  Molécule d'eau : atomicité : 3

-  Molécule de saccharose : atomicité : 45.

3)- Formation des molécules. Principe.

Un atome peut donner autant de liaisons de covalence

qu’il possède d’électrons célibataires dans son schéma de LEWIS.

Chaque doublet de liaison doit être considéré comme appartenant

entièrement à l’un et à l’autre des atomes liés.

La règle de l’octet s’applique pour chaque atome de la molécule.

Chaque doublet de liaison compte pour deux électrons.

   

III- Structure et formule de quelques molécules (TP chimie N°3).

1)- La valence.

-  Le nombre de doublets d’électrons qu’un atome partage avec ses voisins s’appelle sa valence. 

Elle est liée au nombre d’électrons célibataires que possède un atome dans son schéma de LEWIS.

2)- Structure spatiale des molécules.

-  La liaison covalente est une liaison chimique dirigée.

En conséquence, chaque molécule possède une structure géométrique bien définie (la stéréochimie étudie la géométrie des molécules).

-  La méthode V.S.E.P.R permet de déterminer la géométrie d’une molécule : répulsion des paires d’électrons de la couche de valence.

-  Pour représenter les molécules, on utilise des modèles moléculaires :

-  Modèles éclatés

-  Modèles compacts

3)- Applications.

-  Exemples de molécules diatomiques et de molécules polyatomiques.

-  À l’aide des schémas de LEWIS,

-  Donner la représentation de LEWIS

-  La formule développée des molécules suivantes.

-  on donne la formule brute :

-  Molécule de difluor : F2,

-  Molécule de sulfure de dihydrogène ; :H2S

-  Molécule d’hydrazine N2H4

-  Molécule de méthanal H2CO.

   Correction :

-  Molécule de difluor : F2.

 

Mise en commun

des électrons

célibataires

Schéma de LEWIS

Formule développée

Formule brute

 

 

 

F2

 

-  Molécule de sulfure de dihydrogène : H2

 

Mise en commun

des électrons

célibataires

Schéma de LEWIS

Formule développée

Formule brute

 

 

 

H2S

-  Molécule d’hydrazine N2H4

Mise en commun

des électrons

célibataires

 

Schéma de LEWIS

 

Formule développée

 

Formule brute

N2H4

-  Molécule de méthanal H2CO.

Mise en commun

des électrons

célibataires

 

Schéma de LEWIS

 

Formule développée

 

Formule brute

H2CO

IV- Quelques molécules contenant l’élément carbone.

1)- Stéréochimie du carbone.

-  L’atome de carbone possède quatre électrons sur sa couche électronique externe.

-  Il est de ce fait tétravalent.

-  Mais suivant le nombre de voisins qu’il possède, sa géométrie change.

-  On rencontre :

-  Le carbone tétragonal :

-  Atome de carbone qui échange quatre liaisons simples avec quatre atomes distincts voisins.

-  On parle aussi de carbone tétraédrique.

-  L’atome de carbone se trouve au centre d’un tétraèdre.

-  On peut donner une représentation en perspective mais aussi une représentation simplifiée

qui ne respecte pas la valeur des angles mais qui est bien utile pour écrire la formule développée des hydrocarbures.

 

ou

-  Le carbone trigonal :

-  Il échange deux liaisons simples et une double liaison.

 

-  Il possède 3 atomes distincts voisins.

-  L’atome de carbone se trouve au centre d’un triangle.

-  Le carbone digonal :

-  Il peut échanger soit une simple liaison et une triple liaison soit deux doubles liaisons,

Il possède deux atomes voisins distincts.

 

-  Remarques :

-  Les angles entre les liaisons changent : 109 ° environ, 120 ° environ et 180 °.

2)- La molécule de méthane.

d C – H = 109 pm

 

α = 109 °

3)- La molécule d’éthène ou éthylène.

 

d C – H = 109 pm

 

d C = C = 134 pm

 

4)- La molécule de dioxyde de carbone.

d C = O = 116 pm

 

V- Propriétés des molécules.

    Les composés moléculaires sont représentés par une formule qui indique la nature et le nombre d’éléments présents.

    La formule d’un composé est invariable.

    Un corps pur moléculaire est formé de molécules toutes identiques.

    Un mélange contient plusieurs sortes de molécules.

 

VI- Applications.

-  Exercices : 7, 8, 9, 12, 13, 14, 15, 17 pages 293, 294