Chapitre 9 : Structure et géométrie des molécules 1. Formation d’une molécule 1.1. Symbole de l’atome Un noyau est constitué de Z protons et de N neutrons. La paire Z et A caractérise un atome. On le symbolise par : Nombre de nucléons (proton + neutrons) ou nombre de masse d'un noyau (A = Z + N) Numéro atomique du noyau, c'est le nombre de protons qu'il contient A Z X Symbole de l’élément chimique 1.2. Structure électronique d’un atome Les Z électrons qui composent le nuage électronique d'un atome de numéro atomique Z sont en mouvement incessant et rapide. Ils restent néanmoins au voisinage du noyau car ils sont soumis à son attraction : le noyau qui porte la charge électrique + Z e attire les électrons de charge e. Ces électrons sont rangés en couches autour du noyau : les couches K, L et M, numérotées 1, 2, 3. ils occupent d’abord la couche du cœur (K comme « Kern »), puis la couche L et enfin la couche M. Nom de la couche K L M Numéro de la couche (n) 1 2 3 Nombre maximum d’électrons dans la couche (2n²) 2 8 18 A RETENIR : - Chaque couche contient au maximum 2n² électrons ; La dernière couche remplie, la couche externe, va définir les propriétés chimiques de l'élément : on l'appelle la « couche de valence ». La répartition des électrons dans les différentes couches s’appelle la structure électronique de l’atome. Exemples : Symbole N° atomique (Z) Nom Nombre de protons Nombre d’électrons Structure électronique C 6 Carbone 6 6 (K)2(L)4 14 7 N 7 Azote 7 7 (K)2(L)5 16 8 O 8 Oxygène 8 8 (K)2(L)6 Ne 10 Néon 10 10 (K)2(L)8 12 6 20 10 1.3. Règles du « duet » et de l’octet Lorsque les atomes subissent des transformations (transformation en ion monoatomique ou lorsque qu'ils établissent des liaisons avec d'autres atomes) ils le font de façon à saturer (= remplir) leur couche externe afin d’acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche : - soit en se transformant en ions ; soit en se regroupant pour former des molécules. Ces transformations obéissent à deux règles : Règle du « duet » et de l’octet : Au cours d’une transformation chimique, les atomes caractérisés par Z ≤ 4 évoluent de manière à saturer leur couche (K). Ils acquièrent un « duet » d'électrons sur leur couche externe (c'est-à-dire deux électrons pour adopter la structure électronique du gaz noble le plus proche. Règle de l’octet : Au cours d’une transformation chimique, les atomes caractérisés par Z > 4 évoluent de manière à saturer leur couche externe (L) ou (M) etc. Ils acquièrent un « octet » d'électrons sur leur couche externe (c'est-à-dire 8 électrons) pour adopter la structure électronique du gaz noble le plus proche. Exemples : Règle du « duet » Li 2 (K) (L)1 Règle de l’octet Li+ (K)2 Cℓ 2 (K) (L)8 (M)7 Cℓ (K)2 (L)8 (M)8 1.4. La liaison covalente et les doublets non liants d’un atome Dans les molécules, les atomes s’associent en formant des liaisons dites « covalentes » : elles sont le résultat de la mise en commun des électrons de la couche externe des atomes. Définitions : Une liaison covalente (ou doublet liant) correspond à la mise en commun de deux électrons de la couche externe par et entre deux atomes, chacun fournissant un électron. Elle se schématise par un trait : CC Liaison covalente (simple) Les électrons de la couche externe de l’atome non engagés dans une liaison se regroupent deux par deux en doublets non liants (ou doublets libres) localisés autour de l’atome. A RETENIR : - Les électrons mis en commun par deux atomes sont considérés comme appartenant à ces deux atomes. - Une liaison covalente double (mise en commun de 4 électrons) est représentée par 2 traits (C = C) et une liaison covalente triple (mise en commun de 6 électrons) par 3 traits (C C). Exemple : L'oxygène contient p = 6 électrons dans sa couche de valence. Il lui en manque 8 – p pour respecter la règle de l’octet. Un atome d'oxygène pourra donc établir un nombre nliaisons de liaisons covalentes tel que : nliaisons = 8 - p nliaisons = 8 - 6 nliaisons = 2 Il reste alors 6 – 2 = 4 électrons non engagés dans une liaison. Le nombre de doublets non liants sera : 4 ÷ 2 = 2. Ainsi : Atome Nombre de liaisons covalentes Nombre de doublets non liants H 1 0 C 4 0 O 2 2 N 3 1 Cℓ 1 3 Structure de Lewis ou Applications : Méthane Eau 1.5. Représentation de Lewis Représentation de LEWIS La représentation de Lewis d'une molécule fait apparaître tous les atomes de la molécule ainsi que tous les doublets liants et non liants le cas échéant : Les doublets d’électrons externes, non liés, sont représentés par des tirets ; Une liaison simple, entre les atomes A et B, est notée : AB Une liaison double, entre les atomes A et B, est notée : AB Une liaison triple, entre les atomes A et B, est notée : AB Dans la représentation de Lewis, la règle du « duet » doit être satisfaite pour chaque atome d'hydrogène et la règle de l'octet doit être satisfaite pour tous les autres atomes. Méthode : Écrire la structure électronique de chaque atome ; En déduire le nombre d’électrons de la couche externe pour chacun ; Trouver le nombre de liaisons covalentes que chaque atome doit établir pour satisfaire à la règle de l’octet (ou du « duet ») : il correspond au nombre d’électrons que chaque atome doit acquérir pour respecter la règle ; Représenter TOUS les atomes avec des points qui symbolisent leurs électrons externes ; Placer les liaisons covalentes de façon à ce que chaque atome respecte ce nombre. Remplacer les électrons non liés par des traits, en les associant par paires. Exemple : Formule développée de la molécule de chloral (C 2HCℓ3O) H ( 11 Atome C ( 126 H) Hydrogène Structure électronique Nombre d’électrons dans la couche externe Nombre d’électrons à acquérir Représentation des atomes avec leurs électrons externes Établissement des liaisons covalentes (K) 1 O C) Cℓ 35 ( 17 O) C ) Carbone Oxygène Chlore 2 2 (K)2(L)8(M)7 (K) (L) 4 (K) (L) 6 1 4 6 7 1 (règle du « duet ») 4 (règle de l’octet) 2 (règle de l’octet) 1 (règle de l’octet) Cl O ( 168 Représentation de Lewis de la molécule de chloral C H C Cl Cl Exercice : Eau Méthane Ammoniac Dioxyde de carbone Méthanal Diazote 2. Représentation de Cram Certaines molécules à géométrie spatiale (3 dimensions) sont difficiles à représenter dans le plan d’une feuille. On utilise alors un mode de représentation dit représentation de CRAM dont les conventions sont les suivantes : Règle de représentation des molécules - liaison dans le plan de la figure : trait normal - liaison en avant de ce plan : triangle plein - liaison en arrière du plan : triangle hachuré Exemple : le méthane H H H C H 3. Géométrie des molécules Règle de la répulsion minimale des doublets : Les doublets d’électrons (liants et non liants) d’un atome se positionnent dans l’espace de manière à toujours minimiser la répulsion électrique qu’ils exercent les uns sur les autres : ils s’orientent autour de l’atome de façon à être le plus éloigné possible les uns des autres. Ainsi, la forme géométrique d’une molécule dépend du nombre et de la nature des doublets mis en jeu par les atomes qu’elle contient (A = l'atome central de la molécule étudiée ; X = autre atome ; E = doublet non liant) : Atome à 4 doublets indépendants : Molécule tétraédrique Molécule pyramide trigonale Molécule plane coudée Molécule plane linéaire Atome avec 1 double liaison : Molécule plane triangulaire Molécule plane coudée Molécule plane linéaire Remarque : La méthode qui permet de prédire la géométrie des molécules en se basant sur la théorie de la répulsion des électrons de la couche de valence s’appelle la théorie VSEPR(1). Elle est aussi connue sous le nom de « théorie de Gillespie » (ou théorie de Nyholm-Gillespie). Exemples : 1 Sigle de l'anglais « Valence Shell Electronic Pairs Repulsion »), en français RPECV (« Répulsion des Paires Électroniques de la Couche de Valence »). 4. Isomérie Z/E Les molécules possédant une double liaison carbone – carbone, de la forme CHA = CHB (A et B sont des atomes (ou des groupes d’atomes) autres que H) existent sous forme de deux isomères spatiaux : A B C A C H H C H Isomère Z Z vient de l'allemand zusammen qui signifie « ensemble » C H B Isomère E E vient de l'allemand entgegen qui signifie « opposé » Remarque : Les deux isomères Z et E possèdent des propriétés physiques et chimiques différentes (ex : la solubilité dans l’eau ou la température de changement d’état). 5. Réactions photochimiques et chimie de la vision Définition : L’isomérisation photochimique est la transformation d’un isomère Z en son isomère E (ou vice et versa) sous l’action d’un rayonnement lumineux. La rétine est constituée de milliards de photorécepteurs : les cônes et les bâtonnets (voir document ci-dessous). Les bâtonnets, situés entre les cônes, sont 500 fois plus sensibles à la lumière. Ils servent à la vision nocturne (vision de nuit). Les cônes perçoivent les couleurs, mais sont spécialisés, une sorte réagit au rouge, une autre au vert et une au bleu. Ils servent à la vision diurne (vision de jour). Ces photorécepteurs contiennent des protéines appelées « opsines » : Sur l’opsine se fixe l’isomère Z du rétinal (voir dessin précédent) : Mécanisme de la vision : L’isomérisation photochimique du (Z)-11-rétinal contenu dans les cônes et les bâtonnets de la rétine de l’œil est à l’origine du processus de la vision : L’énergie transportée par la lumière provoque l’isomérisation du (Z) –11–rétinal en (E)–11–rétinal. Comme sa géométrie change, le rétinal se détache de l’opsine, ce qui déclenche un signal électrique qui est transmis au cerveau : c’est la vision. Le (E)–11–rétinal est ensuite reconverti en (Z)–11–rétinal par une protéine et le mécanisme peut de nouveau recommencer. Chapitre 9 : Structure et géométrie des molécules Les objectifs de connaissance : - Savoir appliquer les règles du « duet » et de l’octet ; Décrire les liaisons que peut établir un atome ; La représentation de Lewis ; Connaître l’isomérie Z/E. Les objectifs de savoir-faire : - Établir la structure électronique d’un atome ; Établir la représentation de Lewis d’une molécule ; Prévoir la géométrie d’une molécule simple à partir de sa représentation de Lewis ; Prévoir ou reconnaître l’isomérie Z/E. Je suis capable de - Définir les mots : couche de valence / couche externe, règle du « duet » / règle de l’octet, liaison covalente / doublet liant, doublet non liant, isomérisation photochimique. - Écrire et interpréter le symbole de l’atome. (cf. §1.1) - Établir la structure électronique d’un atome. (cf. §1.2) - Déterminer le nombre de doublets liants / non liants que possède les atomes C, H, N, O et Cℓ. (cf. §1.4) - Écrire la formule de Lewis d’une molécule. (cf. §1.5) - Représenter la géométrie de quelques molécules simples. (cf. §3) - Écrire et reconnaître l’isomère Z / l’isomère E d’une molécule. (cf. §4) Oui Non
