Chapitre 7 : Géométrie des molécules et vision

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Chapitre 7 : Géométrie des molécules et vision
I – Géométrie des molécules
1- Stabilité chimique des gaz nobles.
Les gaz nobles (appelés aussi gaz rares) sont les éléments de la dernière colonne (18ème colonne) de la
classification périodique des éléments chimiques (He, Ne, Ar, Kr). À l’état naturel, ces éléments existent à
l’état atomique (gaz monoatomiques). Ils ne participent quasiment pas à des réactions chimiques et ne
forment pas de molécules ou d’ions : On dit qu’ils sont chimiquement inertes (stables).
Cette stabilité chimique est liée au fait que leur dernière couche électronique (couche électronique externe)
est saturée.
- Structure électroniques des premiers gaz nobles :
Z
Premiers gaz nobles
Structure électronique
Structure
2
He (Hélium)
(K)2
Duet
10
Ne (Néon)
(K)2(L)8
Octet
18
Ar (Argon)
(K)2(L)8(M)8
Octet
2- La liaison covalente.
Une liaison covalente consiste à la mise en commun par deux atomes d’un ou plusieurs doublets
d’électrons appelés doublets liants. Les électrons mis en commun appartiennent à chacun des deux
atomes et sont pris en compte dans le total des électrons de chaque atome.
En formant des liaisons covalentes, chaque atome acquiert, en général, une structure électronique
en octet ou en duet, semblable à celle du gaz noble qui le suit dans la classification périodique.
Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui
manque pour acquérir une structure électronique en octet ou duet.
3 - Règles du duet et de l’octet.
Au cours des transformations chimiques, les atomes tendent à acquérir la structure électronique du gaz rare
de numéro atomique le plus proche :
- Soit 2 électrons sur la couche externe pour les atomes de numéro atomique 1 ≤ Z ≤ 4 (règle du duet)
- ou 8 électrons sur la couche électroniques externe pour les atomes de numéro atomique 5 ≤ Z ≤ 18, c’est
la règle de l’octet.
- Ils acquièrent de ce fait une stabilité maximale.
Pour acquérir une structure en duet ou en octet, un atome peut céder ou gagner des électrons et se
transformer ainsi en ion, soit établir des liaisons covalentes avec d’autres atomes au sein d’une molécule.

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II - Différentes formules d’une molécule
1 - Formule brute
La formule brute renseigne sur les atomes qui constituent la molécule et sur le nombre d’atomes de cette
molécule.
Exemple : C2H6O
2- Formule développée plane
Elle fait apparaitre tous les doublets liants de la molécule dans le même plan
C C O
H
H
H
H
H
H
C O C
H
H
H
H
H
H
3 - Formule de Lewis
La représentation de LEWIS fait apparaitre tous les doubles (doublets liants et non liants) de la molécule.
- Dans la représentation de LEWIS d’une molécule :
- Un doublet liant est représenté par un tiret entre les symboles des deux atomes.
- Un doublet non liant est représenté par un tiret situé autour du symbole d’un atome auquel il appartient.
- Une liaison simple est notée A – B, une liaison double A = B et une liaison triple A ≡ B.
C C O
H
H
H
H
H
H
C O C
H
H
H
H
H
H
Comment trouver les formules de Lewis d’une molécule ?
- Ecrire la structure électronique de chaque atome présent dans la molécule en précisant le nombre
d’électrons périphériques de cet atome, le nombre de liaisons qu’il doit former (doublets liants) et le
nombre de doublets non liants de l’atome.
- Calculer le nombre total d’électrons périphériques nt de la molécule.
- En déduire le nombre de doublets (liants et non liants) de la molécule : nd=nt/2
- Répartir ces doublets en doublets liants (liaisons covalentes) ou en doublets non liants en respectant la
« règle du duet » pour l’atome d’hydrogène et la règle de l’octet pour les autres atomes.
4. Formule semi-développée
Une formule semi-développée est une écriture simplifiée d'une formule développée plane, dans laquelle
on ne représente pas les liaisons carbone-hydrogène.
CH3-CH2-OH ou CH3-O-CH3

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5 - Formule topologique
C’est une écriture qui permet de représenter de manière simplifiée et lisible le squelette carboné d’une
molécule.
Elle est basée sur les usages suivants :
1. Les atomes de carbone ne sont pas représentés : on dessine seulement les liaisons C − C (le « squelette
») ; un enchaînement d’atomes de carbone est figuré par une ligne brisée (zig-zag) ;
2. Les atomes d’hydrogène liés à des atomes de carbone ne sont pas représentés, pas plus que les liaisons
C − H ;
3. Les hétéroatomes X sont par contre représentés normalement.
Remarque :
- Les règles 1 et 2 ne sont en rien obligatoires. On peut décider de représenter un atome de carbone
spécifique ou bien un atome d’hydrogène sur lequel on veut insister.
- Les atomes d’hydrogène doivent toujours être écrits lorsqu’ils sont liés à un hétéroatome ou bien à un
atome de carbone que l’on a choisi d’indiquer
III- Géométrie de quelques molécules simples.
1 – Règle de Gillespie
La méthode VSEPR (Valence Schell Electronic Pair Repulsion : répulsion des paires électroniques de la
couche de valence) développée par Gillespie, permet de prévoir la géométrie des molécules simples.
L’arrangement le plus stable d’un édifice polyatomique est celui qui minimise la répulsion
électrostatique entre les doublets d’électrons (liants et libres), c’est-à-dire qui les éloigne au
maximum les uns des autres.
La structure spatiale d’une molécule correspond donc à celle dans laquelle les doublets d’électrons, liants
et non liants s’écartent au maximum les uns des autres afin de minimiser au maximum leurs répulsions.
Remarque : Les liaisons multiples sont considérées comme des liaisons simples ; on ne les compte que pour
un seul doublet d’électrons.
2- Exemples : les molécules de méthane, d’ammoniac et d’eau.
Les quatre doublets liants de la molécule de méthane se disposent suivant les quatre directions
caractéristiques d’un tétraèdre régulier : Il en résulte donc une structure tétraédrique pour la molécule de
méthane.
Les trois doublets liants et le doublet non liant de la molécule d’ammoniac se disposent suivant les quatre
directions caractéristiques d’un tétraèdre : Il en résulte donc une structure pyramidale pour la molécule
d’ammoniac.
Les deux doublets liants et les deux doublets non liant de la molécule d’eau se disposent suivant les quatre
directions caractéristiques d’un tétraèdre : Il en résulte donc une structure plane coudée pour la molécule
d’eau.

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La répartition la plus stable autour d’un atome réalisant une double liaison et deux liaisons simples conduit
à une structure plane triangulaire
Exemple : Molécule de méthanal CH2O
C O
H
H
3 - Représentation de CRAM

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IV- Isomérie Z et E.
1- L’isomérie Z et E ou stéréo-isomérie.
- Autour d’une simple liaison carbone – carbone, C – C, il y a libre rotation alors qu’il n’existe pas de libre
rotation autour d’une double liaison carbone – carbone, C = C.
Exemple
Les molécules A et B différent par la position, par rapport à l’axe de la double liaison, des deux atomes
d’hydrogène. Les deux molécules ne sont pas superposables. Pour passer de la molécule A à la
molécule B, il faut rompre certaines liaisons et en reformer d’autres.
Les molécules A et B sont des molécules distinctes que l’on appelle des stéréo-isomères.
- On dit que le but-2-ène existe dans deux configurations : La configuration Z (de l'allemand Zusammen :
ensemble) où les deux atomes d’hydrogène sont situés du même côté de la double liaison, et la
configuration E (de l'allemand Entgegen : opposé) où les deux atomes d’hydrogène sont situés de part et
d'autre de la double liaison.
2- Définition
Si, dans une molécule de formule générale CHA = CHB (A et B ≠ H), les deux atomes d’hydrogène sont
dans le même demi-plan par rapport à l’axe de la double liaison C = C, le stéréo-isomère est Z, dans le cas
contraire, il est E.
CC
H
H
AB
CC
H
A
HB
Stéréo-isomère Z
Zusammen Stéréo-isomère E
Entgegen
Exemple : Cas du but-2-ène :