Quand les atomes s`attachent les uns aux autres à l`aide des

2nde - TP chimie
Thème 2 – Santé et Sport - Les molécules
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TP 20 - LES MOLÉCULES TP/Cours
1. LA LIAISON DE COVALENCE
Quand les atomes s'attachent les uns aux autres à l'aide des électrons périphériques, on dit qu'ils
forment des molécules. On parle alors de LIAISON COVALENTE.
Définition : la liaison de covalence résulte du partage par deux atomes de 1 ou plusieurs électrons
périphériques (ceux de la dernière couche) (en anglais : on parle de liaison partagée, shared bond).
Dans cette liaison, chacun des deux atomes liés, obéit à la règle de l’octet et voit sa couche complétée
avec 8 électrons.
Cette liaison résulte donc de la mise en commun de deux électrons externes. Deux électrons
externes forment un doublet liant. La liaison covalente peut également être simple, double ou triple
Les atomes engagent donc autant de liaisons de covalence qu’il leur manque d’électrons périphériques.
Mais il faut être plus précis que cela.
2. LE SCHÉMA DE LEWIS DES ATOMES
Le chimiste américain Gilbert LEWIS a donné en 1916-18, des règles simples permettant de
comprendre comment les électrons périphériques sont engagés dans des liaisons de covalence.
2.1 – La répartition des électrons sur la dernière couche.
Certains électrons se lient (formant des doublets liants), d’autres électrons sont déjà regroupés dans
des paires ou doublets d’électrons non-liants (et ne sont donc pas concernés par les liaisons).
Pour calculer le nombre d’électrons externes disponibles pour une molécule (doublets liants) :
- il faut partir de la structure électronique de chacun des atomes
- calculer le nombre total d’électrons externes
- diviser par 2 pour avoir le nombre de doublets liants
- le reste donne le nombre de doublets d’électrons
2.2 - Exemples
Prenons la molécule de méthane CH4
- Construire la molécule avec les boîtes dont vous disposez.
- structures électroniques :
C : K(2) L(4) donc 4 électrons externes
H : K(1)
- nombre d’électrons externes : 4 + 1 x 4 = 8
- nombre de doublets liants : 8/2 = 4 : il y a donc 4 doublets d’électrons (représentés par
Les liaisons dans le méthane sont donc représentées par la formule éclatée suivante
──)
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La molécule CH4 est donc représentée par :
Modèle brut :
;
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en modèle éclaté.
Modèle de CRAM (impression de relief) :
Cette molécule possède une géométrie tétraédrique, avec des angles donnés entre les liaisons C-H :
2.3 – Autres Exemples
Lorsque le nombre de doublets calculé est supérieur aux nombre d’atomes liés dans la formule, le ou les
doublets restants sont des doublets d’électrons NON-LIANTS et doivent être dessinés autour de
l’atome central. Exemple :
•
pour l’atome d’oxygène. Les points ( ) sont les électrons
célibataires échangés dans les liaisons de covalence.
CODE DES COULEURS EMPLOYÉ DANS LES MODÈLES MOLÉCULAIRES
CODE DES COULEURS (modèles moléculaires)
hydrogène
oxygène
carbone
blanc
rouge
noir
azote
bleu
→Construire la molécule de méthane avec les modèles moléculaires.
soufre
jaune
chlore
vert
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=> Appliquez la méthode de LEWIS et justifiez l’écriture des molécules suivantes ; complétez les
manquantes ; détaillez les calculs.
Ammoniac NH3
Eau H2O
Sulfure
d’hydrogène H2S
Chlorure
d’hydrogène HCl
Dioxyde de carbone CO2
2.4 – Observations
Quelles ressemblances et quelles différences peut-on observer :
1°/ entre les molécules de CH4, NH3, H2O ?
2°/ entre les molécules de H2O et H2S ?
CONSEILS : tenir compte des angles, des formes géométriques, des structures électroniques des
atomes dans le raisonnement.
2.5 – Les schémas de Lewis des atomes les plus courants
Le schéma de LEWIS des atomes montre donc que les électrons externes (ou périphériques) des
atomes sont soit célibataires (
●), soit sous formes de doublets non-liants (―).
Ce schéma permet de prédire combien de liaisons de covalence un atome peut engager avec un
autre atome et donc d’expliquer pourquoi les molécules existent et ont la formule qu’on leur
donne.
Remplir le tableau suivant :
H
Atome
Z=1
C
Z=4
O
Z=8
Structure
électronique
Schéma
LEWIS
de
Nombre
de
liaisons
de
covalence
que
peut
engager
cet atome=nbre
d’électrons
célibataires
2
Cl
Z=17
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2.6 – Application 1: savoir lire et interpréter le modèle et une formule moléculaire: l’aspirine
En regroupant deux boîtes de modèles, construire la molécule d’aspirine représentée ci-dessous.
(il est possible d’aller chercher une version couleur sur internet).
1°/ Tous les atomes respectent-ils le schéma de Lewis ? Si non, lesquels ? Soyez précis.
2°/ Cherchez des informations sur la molécule de benzène et ses particularités.
3. Application 2 : la molécule d'éthanol
3.1. La molécule : l’éthanol
L’éthanol est un liquide incolore, très volatil et miscible à l’eau. Il est contenu dans les boissons
alcoolisées en plus ou moins grande quantité. Une fois ingérée, la molécule d’éthanol passe
facilement dans le sang.
L’éthanol est une substance psychoactive à l’origine de dépendance et elle peut devenir toxique
car elle induit des effets néfastes sur la santé.
→D’après ce texte, quelle propriété physique permet à l’éthanol de passer facilement dans le sang ?
 Le site http://www.ostralo.net/3_animations/swf/molecule3D.swf donne la géométrie en 3D de
quelques molécules. (fichier flash sur le réseau).
→Recherchez et visualisez la molécule d’éthanol.
→Construire son modèle moléculaire avec les boules colorées et les liaisons.
→ Vérifiez que les atomes de cette molécule vérifient les règles de l’octet ou du duet.
3.2. Un isomère pour l’éthanol
D’après une revue scientifique, on apprend que le méthoxyméthane possède la même formule
brute que l’éthanol. Il est utilisé comme biocarburant par certaines entreprises (Total par
exemple).
→Construire la molécule de méthoxyméthane sachant que les atomes sont disposés différemment.
→Écrire ses formules développée et semi-développée.
→Les molécules d’éthanol et de méthoxyméthane sont appelées des isomères. Quelle définition peut-on
donner à ce qualificatif ?
Données : carbone : Z = 6 ; oxygène : Z = 8 ; hydrogène : Z = 1.