Structure moléculaire - leprof
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Chap. 6 Structure moléculaire I- Liaison dans les molécules organiques 1- Gaz rares Ils constituent la dernière colonne de la classification. A température et pression ordinaire ce sont des gaz monoatomiques qui ont une absence quasi totale de réactivité chimique. Ils ont tous, à par l’hélium, un octet sur la couche électronique externe. He : Z = 2 : (K)2 Ne : Z = 10 : (K)2 (L)8 Ar : Z = 18 : (K)2 (L)8 (M)8 Kr : Z = 36 : (K)2 (L)8 (M)18 (N)8 Xe : Z = 54 : (K)2 (L)8 (M)18 (N)18 (O)8 2- Règle du duet et de l’octet Règle du « duet » : Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes de numéro atomique inférieur ou égal à 4 (Z 4) évoluent de manière à acquérir un « duet » d'électrons. Règle de l’octet : Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes de numéro atomique supérieur à 4 (Z > 4) évoluent de manière à acquérir un octet d'électrons sur leur couche externe. (Structure du gaz noble le plus proche). 3- Quelques atomes courants L'atome d'hydrogène H : Z = 1 : (K)1 ; il forme une liaison qu'il lui manque d'électrons externes pour respecter la règle du duet, il est monovalent. L'atome de carbone C : Z = 6 : (K)2 (L)4 , il peut former 4 liaisons pour satisfaire la règle de l‘octet L'atome d'azote N : Z = 6 : (K)2 (L)5, il peut former 3 liaisons pour satisfaire la règle de l‘octet L'atome d'oxygène O : Z = 8 : (K)2 (L)6, il peut former 2 liaisons pour satisfaire la règle de l‘octet 4- Liaison covalente et doublet non liant Une liaison covalente simple entre deux atomes est une mise en commun de deux électrons de leurs couches externes, chaque atome fournissant normalement un électron. Le doublet d'électrons mis en commun ou doublet liant est à l’origine de la liaison covalente établie entre les deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux atomes concernés, les électrons servant à la formation des doublets liants sont les électrons de valence. Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d'électrons qu'il doit acquérir pour saturer sa couche externe à un octet d’électrons. II- Représentations des molécules 1- La formule brute Elle comprend le symbole de l’élément et le nombre d’atomes présents dans la molécule en indice à droite du symbole Page 1 sur 4 2- Formule de Lewis La représentation de Lewis d’une molécule représente les atomes et les doublets liants et non liants. *Le noyau et les électrons internes sont représentés par le symbole de l’atome. *Les doublets d’électrons sont représentés par des traits - Autour de l’atome pour les doublets non liants - Entre les atomes pour les doublets liants Pour trouver la représentation de Lewis : - on donne le numéro atomique de chaque atome et on écrit la structure électronique - on détermine le nombre d’électron manquant pour satisfaire la règle de l’octet et du duet - on place les doublets liants entre les atomes - on détermine le nombre de doublet non liant et on les place autour de l’atome - on place tout les doublets en tenant compte de la répulsion des électrons entre eux. Remarque : Autour de chaque noyau, il y a autant d’électrons que dans un atome du gaz rare de numéro atomique le plus proche de cet atome. Il suit la règle de l’octet. 3- La formule développée Elle ne représente que les doublets liants entre les atomes par des tirets, elle indique l’ordre d’assemblage des atomes. Formule développée plane H H H H H C H C C C H H H O H 4- La formule semi développée Les tirets représentant les liaisons avec les atomes d’hydrogène et les atomes monovalents n’apparaissent pas, on précise le nombre d’atome par un indice en bas à droite du symbole de l’atome. CH3 CH2 CH2 CH2 OH 5- La représentation topologique chaîne carbonée en zigzag ni H ni C représentés un atome de carbone au bout OH de chaque trait ou les hétéro atomes 6- Géométrie des molécules a) Méthode proposée : Ecrire le nom et la formule brute de la molécule. Ecrire la configuration électronique en différentes couches de chaque atome. Trouver le nombre d'électrons ne de la couche externe de chaque atome. Trouver le nombre d'électrons nd manquant pour satisfaire la règle du duet ou de l’octet, pour former les doublets liants Trouver le nombre de doublets non liants en divisant par 2 le nombre d'électrons externes ne participant pas aux liaisons. Disposer les doublets dans la molécule en tenant compte des répulsions entre doublet d’électrons Page 2 sur 4 b) Représentation de CRAM des molécules de type AXnEp Règle de représentation des molécules. Exemple : le méthane. Elle rend compte de l’agencement des atomes dans l’espace et ne H représente pas les doublets non liants - liaison dans le plan de la figure : trait normal, - liaison en avant de ce plan : triangle plein, H H C H - liaison en arrière du plan : triangle hachuré. Les quatre doublets liants s’écartent le plus possible les uns des autres car ils se repoussent. Les doublets liants et non liants qui entourent l’atome central se répartissent dans l’espace en s’écartant au maximum mes uns des autres pour minimiser les répulsions électroniques. la molécule s’écrit AXnEp A est l’atome central X sont les atomes environnants au nombre n E doublets non liants au nombre p III- Isomérie Z/E 1- Définition La rotation autour d'une liaison double C=C est impossible. Ainsi, lorsque chaque atome de carbone de la double liaison porte deux groupes différents, deux formules différentes (nommées Z et E) peuvent être écrites. L'isomère Z est celui pour lequel les gros groupements d'atomes sont du même côté de la double liaison. L'isomère E est celui pour lequel les gros groupements sont de part et d'autre de la double liaison. En revanche, si au moins un des atomes de carbone doublement liés porte deux groupements identiques, la permutation de ces groupes laisse la molécule inchangée, l'isomérie Z/E n'existe pas. 2- Exemple Cas du but-2-ène, molécule de la forme HAC = CBH a) Aspect géométrique CH3 H C C H CH3 E but-2-ène E pour Entgegen (opposé) CH3 CH3 C C H H Z but-2-ène Z pour Zuzammen (ensemble) b) Aspect énergétique Le passage de Z à E nécessite la rupture d’une des liaisons, ce qui nécessite 250 kJ.mol-1. Energie bien supérieure à l'Ec des molécules. La rotation autour de la double liaison est bloquée, il existe deux corps distincts, le E but-2-ène et le Z but-2-ène. Page 3 sur 4 3- Mécanisme de la vision Une réaction photochimique est une réaction chimique déclenchée par la lumière 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. Lorsqu'un photon est absorbé par la rhodopsine, le Z-rétinal se transforme en E-rétinal. Cette isomérisation, qui se produit en 2.10-13 s, provoque d'importantes modifications géométriques au niveau de la protéine opsine qui se détache alors du rétinal, ce que notre cerveau interprète comme de la lumière. Afin que les cônes et bâtonnets puissent à nouveau recevoir de la lumière, la rhodopsine est régénérée : le Erétinal se retransforme spontanément (sans photon) en Z-rétinal, cette isomérisation a lieu grâce à une enzyme présente dans l'œil, la rétinal isomérase. Page 4 sur 4
