structure géométrique des atomes

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 :
X
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
Numéro de la couche
(n)
Nombre maximum d’électrons
dans la couche (2n²)
K
1
2
L
2
8
M
3
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
12
6C
6
Carbone
6
6
(K)2(L)4
14
7N
7
Azote
7
7
(K)2(L)5
16
8O
8
Oxygène
8
8
(K)2(L)6
20
10 Ne
10
Néon
10
10
(K)2(L)8
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.
Symbole de l’élément chimique
Nombre de nucléons (proton + neutrons)
ou nombre de masse d'un noyau
(A = Z + N)
A
Z
Numéro atomique du noyau, c'est
le nombre de protons qu'il contient

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 »
Règle de l’octet
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 :
C  C
 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.
Cℓ
(K)2 (L)8 (M)8
Cℓ
(K)2 (L)8 (M)7
Li+
(K)2
Li
(K)2 (L)1
Liaison covalente (simple)

Ainsi :
Atome
Nombre de liaisons covalentes
Nombre de doublets non liants
Structure de Lewis
H
1
0
C
4
0
O
2
2
ou
N
3
1
Cℓ
1
3
Applications :
Méthane
Eau
1.5. Représentation de Lewis
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.
R
Re ep pr ré és se en nt ta at ti io on n d de e L LE EW WI IS S
 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 :
A  B
 Une liaison double, entre les atomes A et B, est notée :
A  B
 Une liaison triple, entre les atomes A et B, est notée :
A  B
 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.

Exemple : Formule développée de la molécule de chloral (C2HCℓ3O)
Atome
H
(
1
1H
)
Hydrogène
C
(
12
6C
)
Carbone
O
(
16
8O
)
Oxygène
Cℓ
(
35
17C
)
Chlore
Structure électronique
(K)1
(K)2(L)4
(K)2(L)6
(K)2(L)8(M)7
Nombre d’électrons
dans la couche externe
1
4
6
7
Nombre d’électrons à
acquérir
1
(règle du « duet »)
4
(règle de l’octet)
2
(règle de l’octet)
1
(règle de l’octet)
Représentation des
atomes avec leurs
électrons externes
Établissement des
liaisons covalentes
Représentation de
Lewis de la molécule de
chloral
C C Cl
Cl
Cl
O
H
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
Exemple : le méthane
- liaison dans le plan de la figure : trait normal
- liaison en avant de ce plan : triangle plein
- liaison en arrière du plan : triangle hachuré
C
H
H
H
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 »).