Sciences Physiques 1S S. Zayyani

Fiche de Cours Unité : Observer

Chapitre: Chapitre 6 – Edifices moléculaires

Rappels : Re gles de l’octet et la liaison covalente

Les Gaz Nobles

On a rencontré déjà la catégorie des éléments appelée « les gaz nobles ». Ce sont les éléments de la dernière colonne : ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) Les gaz nobles sont des espèces chimiques très stables, ils ne participent – presque – jamais aux réactions chimiques : ils sont chimiquement inertes. De plus, on a découvert qu’ils ont tous une configuration électronique particulière : une couche externe saturée, et la stabilité des gaz rares est dûe à cette configuration électronique : un « duet » d’électrons

pour l’Hélium ( ), et un « octet » d’électrons pour le Néon ( ) ( ) et l’Argon ( ) ( ) ( ). D’ailleurs les autres éléments cherchent une telle stabilité en gagnant ou perdant des électrons, d’où les formes ioniques des différents éléments que l’on a rencontré jusqu’à maintenant. Par conséquent on a énoncé le principe :

Dans une entité chimique stable, les éléments adoptent la même structure électronique que celle du gaz noble de numéro atomique le plus proche du leur. Quand on parle d’une « entité », on considère les formes atomiques, comme les ions, ainsi que les molécules qui se forment en liant plusieurs atomes. Maintenant on peut donner les règles nécessaires pour la construction d’une configuration électronique qui est stable :

Au cours d’une transformation chimique, les atomes :

Si , adoptent la structure électronique de l’élément Hélium, c'est-à-dire

( ). Ils essaient d’acquérir un « duet » d’électrons.

Si , adoptent la structure électronique de l’élément Néon, ou Argon,

c'est-à-dire ( ) ( ) et ( ) ( ) ( ). Ils essaient donc d’acquérir un

« octet » d’électrons. Donc, afin d’obéir ces deux règles, les éléments ont notamment deux possibilités :

Soit en perdant ou gagnant des électrons, formant alors les ions monoatomiques

Soit en s’associant à d’autres atomes pour former des molécules ou des ions poly-atomiques.

EXEMPLES :

1. : ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

2. ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

Les Mole cules

DEFINITION : Une molécule est une association stable d’atomes, qui est électriquement neutre. On représente chaque molécule par une formule brute, qui traduit sa composition. Exemple :

Acide Sulfurique : Eau :

Si la possibilité de simplement gagner ou perdre des électrons n’existe pas, alors, les atomes vont essayer de partager des électrons entre eux, afin de trouver une configuration électronique stable. Cette mise en commun des électrons s’appelle une liaison chimique (=chemical bond), ou plus précisément une liaison covalente. DÉFINITION :

Une liaison covalente entre deux atomes correspond à la mise en commun de deux électrons périphériques (i.e. de leur couche externe). En formant des liaisons covalentes, chaque atome s’entoure des électrons requis pour respecter la règle de l’octet (ou du duet pour l’hydrogène et le lithium). Dans les molécules donc, les atomes sont plus stables que s’ils étaient isolés.

La liaison formée entre deux atomes (i.e. les deux électrons partagés par les atomes) s’appelle un doublet liant. Le doublet liant est considéré comme appartenant entièrement à chacun des deux atomes liés.

Les électrons périphériques qui ne sont pas engagés dans une liaison covalente s’associent deux par deux pour former des doublets non-liants.

QUESTION : Connaissant maintenant la nature des liaisons covalentes, peut-on déterminer le nombre de

liaisons covalentes nécessaire pour chaque atome ? REPONSE : Bien sûr ! En fait …

Pour un élément le nombre de liaisons covalentes à former est égal au nombre d’électrons manquants sur la couche externe de l’atome isolé pour obéir aux règles du duet et de l’octet.

EXEMPLES : Considérons

l’élément (azote) avec Cet élément a une configuration électronique de ( ) ( ). Pour obéir la règle de l’octet, il lui manque électrons. L’azote forme donc liaisons covalentes.

l’élément (chlore) avec Cet élément a une configuration électronique de

( ) ( ) ( ). Pour obéir la règle de l’octet, il lui manque électrons. L’azote forme donc liaison covalente.

Voici un tableau de quelques éléments et leurs nombres de liaisons

Symbole – Nom Configuration électronique

N° d’électrons Périphériques

Nombre de liaisons Covalentes

Règle de Remplissage

H – Hydrogène ( ) 1 1 Duet

C – Carbone ( ) ( ) 4 4 Octet

O - Oxygène ( ) ( ) 6 2 Octet

F - Fluor ( ) ( ) 7 1 Octet

P - Phosphore ( ) ( ) ( ) 5 3 Octet

S - Soufre ( ) ( ) ( ) 6 2 Octet

Repre sentation de Lewis et la liaison covalente

Afin de visualiser la structure électronique de la couche externe d’un atome, le chimiste américain Gilbert N. Lewis développa une schématisation simple :

Les noyaux et les couches internes des atomes sont représentés par les symboles des éléments chimiques correspondants.

Les liaisons covalentes (doublets liants) sont représentées par un trait entre les atomes liés. Les doublets non-liants sont représentés par des traits autour du symbole.

Il faut satisfaire la règle de l’octet. Or chaque tiret représente deux électrons, donc chaque atome doit être entouré par 4 traits, y compris les doublets liants et non-liants.

Configuration électronique Elément N° d’électrons Périphériques

N° doublet non-liant

N° doublet liant

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 4 0 4

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 5 1 3

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 6 2 2

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 7 3 1

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 8 4 0

Exemples : Dans la molécule d’eau, , l’oxygène, qui possède 6 électrons périphériques, engage deux électrons dans des liaisons covalentes, un avec chaque atome d’hydrogène. Il lui reste 4 électrons, non engagés dans une liaison, sur sa couche externe. Ils s’associent en deux doublets non-liants (tirets rouges).

Voici l’atome de dioxygène (dans l’air, et nécessaire pour la vie) : et du Cyanure d’hydrogène, appelé aussi Acide cyanhydrique (toxique pour l’homme, utilisé dans les pesticides et des fumigateurs) :

Constatons dans le cas du Cyanure d’hydrogène (ainsi que du dioxygène) la présence de plusieurs liaisons entre l’atome de carbone, et l’atome d’azote. Comme déjà expliqué, chaque trait représente deux électrons partagés, donc le carbone et l’azote partagent, au total, 6 électrons.

Une liaison covalente multiple est constituée de deux ou trois liaisons covalentes entre deux atomes.

Les étapes à suivre pour la construction du diagramme de Lewis : 1. Déterminer le nombre d’électrons périphériques de la molécule.

2. Déterminer le nombre de doublets n :

3. Déterminer le nombre de liaisons possible pour chaque atome ( ). 4. Repartir les n doublets de manière à ce que chaque atome satisfasse les règles de duet et de l’octet.

Exemple

Voici les structures de quelques molécules simples :

{

Question : Essayez de refaire les diagrammes de Lewis à partir des diagrammes avec les points

représentants les électrons périphérique.

Isome rie

On a déjà rencontré la notion de Formule Brute d’une molécule. Mais assez souvent (surtout quand on rencontrera les grosses molécules organiques), on a besoin de plus d’information sur la structure des liaisons covalentes et la forme générale de la molécule. Donc voici trois définitions importantes : DÉFINITIONS :

Formule Brute (=empirical formula): La formule brute indique les atomes présents dans la molécule et leurs nombres. Exemple :

Butane : ; éthanol :

Formule Développée (=structural formula): Une formule développée fait apparaître l’ensemble des atomes d’une molécule et liaisons covalente qui les relient. Exemple :

Butane : Ethanol :

Formule Semi-développée :

La formule semi-développée n’indique pas les liaisons avec les atomes d’hydrogène. Les symboles de ces atomes sont groupés avec ceux des atomes auxquels ils sont liés. Exemples :

Butane : Ethanol :

QUESTION : Considérez la formule brute du butane. La formule développée propose ci-dessus, est-elle la seule possible ?

REPONSE : Non ! Pas forcément. En fait pour les molécules de plus en plus complexes, il y a de plus en plus de configurations possibles, pour la même formule brute. Il s’agit de plusieurs isomères.

DEFINITION : Deux molécules sont isomères si elles ont une même formule brute, mais des enchaînements d’atomes (i.e. formules développées) différents.

Isomérie E/Z

Avec des molécules contenant une liaison double, il existe une autre forme d’isomérie : isomérie E/Z La rotation autour d’une liaison double est impossible. Ainsi lorsque chaque carbone de la double liaison porte deux groupes différents, deux isomères différents (nommée Z et E) peuvent être caractérisés.

L’isomère Z est celui pour lequel les gros groupements d’atomes sont du même côté que la liaison double (Z vient du mot allemand zusammen)

L’isomère E est celui pour lequel les gros groupements sont de part et d’autre de la liaison double (E vient du mot allemand Entgegen)

Remarque :

cet isomérie ne se limite pas aux liaisons mais s’étend aussi à la liaison L’isomère Z correspond alors au cas où les doublets non liants de l’atome d’azote sont positionnés du même côté que la liaison double.

Une molécule portant une liaison double peut présenter une isomérie Z/E seulement si les deux atomes qui la constituent portent chacun deux groupes différents. Si l’un des deux atomes est lié à deux groupes identiques, il n’y a pas d’isomérie Z/E.

Application : Vision

Le rétinal, est l'une des trois formes de la vitamine A. Le rétinal est un aldéhyde polyinsaturé capable d´absorber la lumière.

En effet, le cycle de la vision est régi par la photoisomérisation du rétinal : lorsque l’isomère Z du rétinal absorbe un

photon, il passe de l’isomère Z en isomère E ; cette isomérisation est à l´origine d´un influx nerveux

par phototransduction.

Le processus de la vision met en jeu une isomérisation photochimique. Le Z-rétinal fixé à une molécule de la rétine, est transformé en E-rétinal sous l’action de la lumière.

Mole cules organiques et groupes caracte ristiques

La chimie organique est l’étude chimique des molécules présentes et essentielles à la vie, et aux

organismes vivants. Les éléments principaux de ces molécules sont carbone , hydrogène , oxygène , et

azote .

Une molécule organique est constituée d’une chaîne d’atomes de carbones, appelée squelette ou chaîne

carbonée, sur laquelle sont fixés d’autres atomes et groupes d’atomes.

Déjà, le nom de la molécule dépend du nombre d’atomes de carbone dans la chaîne principale (la chaîne la

plus longue).

Nombre de carbon

Nom/préfixe Exemple

1 Méth- méthane, méthyl

2 Eth- éthane, éthyl, éthanol

3 Prop- propane, propyl,

4 But- butane, butène, butyl

5 Pent- pentane, petanone

6 Hex- hexane, cyclohexane

7 Hept- heptane, hepatanal

8 Oct- octane, octyl

9 Non- Nonane,

DEFINTION: Un groupe caractéristique est un groupe d’atomes qui donne à la molécule des propriétés

chimiques particulières.

La liste des groupes caractéristiques est assez longue, mais nous allons apprendre - cette année au moins

- 6 groupes différents qui sont les plus importants et les plus répandus en chimie organiques (et les

médicaments).

NB: souvent

● les molécules contenant un groupe hydroxyle s’appellent Les Alcools

● Les molécules contenant un groupe carbonyle s’appellent les cétones

● les molécules contenant un groupe carboxyle s’appellent les acides carboxyliques

Ge ome trie mole culaire

Modèle de Gillespie

Des charges électriques de signes contraires s’attirent, et les charges de même signe se repoussent. De plus, ces forces sont d’autant plus faibles que les charges sont éloignées. Or dans une molécule les doublets (liant ou non-liant) ne contiennent que des électrons : porteurs de charges négatives. Ils exercent donc les uns sur les autres des forces répulsives. Afin de minimiser ces forces répulsives, les molécules prennent, souvent, une forme 3-dimensionnelle, qui permet une séparation maximale des doublets : C’est le modèle de Gillespie. On voit maintenant l’importance de noter les doublets non-liants dans la représentation de Lewis d’une molécule. Considérons un atome entouré de 4 doublets. Si les 4 doublets étaient dans un plan, l’angle de séparation entre eux serait de 90°. Une configuration, par contre, dans l’espace, permet un angle de séparation de 109° entre les doublets : la configuration Tétraédrique. Dans cette configuration, l’atome se trouve au centre d’un tétraèdre, et les 4 doublets se trouvent aux quatre sommets de la forme. NB : Seulement les molécules avec 4 doublets ont une géométrie 3-dimensionnelle. Donc les molécules contenants une liaison double ou triple ont une forme 2-dimensionnelle (plane).

R

e

p

r

é

s

e

n

t

a

t

i

o

n

d

e

C

r

a

m

AfiAfin de représenter, simplement, la géométrie tétraédrique sur papier on utilise la représentation de Cram :

La molécule est placée de façon à ce que le maximum d’atomes et de liaisons soit placé dans le même plan.

Un trait ( ) représente les liaisons dans le plan et les doublets non-liants.

Un triangle noir ( ) représente une liaison en avant du plan.

Un triangle hachuré ( ) représente une liaison en arrière du plan.

Voici un récapitulatif avec des exemples :

:: Exercices Résolus ::