cours-chap3-molecules

Cours 1S
Chapitre 3 : Structure des molécules.
1. De l’atome à la molécule.
è Stabilité
• Nous avons vu en seconde que les électrons étaient répartis en couches K, L, M de
niveau d’énergie différents autour du noyau.
Exemple : répartition électronique de
16
8O
: (K)2(L)6
• Les électrons de la couche externe sont appelés électrons de valence. Ce sont
donc des électrons d’énergie plus faible.
- Règle du duet : les 4 premiers éléments (H, He, Li et Be) sont stables s’ils
acquièrent la structure électronique de l’hélium : (K)2. Ils ont ainsi un duet
d’électrons sur leur couche externe.
- Règle de l’octet : les 14 éléments suivants sont stables s’ils disposent de 8
électrons sur la couche externe. Ils ont ainsi un octet d’électrons sur leur
couche externe.
• Pour respecter ces règles, l’atome peut :
- Gagner des électrons (pour former un anion) ou en perdre (pour former un
cation)
- S’associer à d’autres éléments chimiques par des liaisons.
è Liaison covalente
• Une liaison covalente (appelée aussi liaison simple) résulte de la mise en commun
de 2 électrons externes entre deux atomes, chacun apportant un électron.
• Lorsque deux atomes réalisent entre eux deux (ou trois) doublets liants, ils forment
une double (ou une triple) liaison.
• Les électrons externes non engagés dans une liaison se regroupent deux par deux
en doublets non liants localisés autour de l’atome.
• En règle générale, un atome va former autant de liaisons covalentes qu’il lui
manque d’électrons pour respecter la règle de l’octet (ou du duet).
Compléter :
Atome
Z
Structure
électronique
Nombre de liaisons
covalentes
Nombre de
doublets non liants
H
1
(K)1
1
0
C
6
(K)2(K)4
4
0
N
7
(K)2(K)5
3
1
O
8
(K)2(K)6
2
2
Cl
17
(K)2(K)8(M)7
1
3
• On constate que dans l’atome, le nombre de doublets non liants est égal à la moitié
du nombre d’électrons de sa couche externe qui ne sont pas mis en commun.

è Schéma de Lewis
• Cette représentation d’une molécule fait apparaître le symbole des atomes ainsi
que les doublets liants ou non liants sous forme de tirets.
• Méthode de détermination de la représentation de Lewis
- A partir de la structure électronique des atomes, rechercher le nombre de
liaisons de covalence puis de doublets non liant de chaque atome.
- Dessiner les atomes reliés entre eux de telle sorte que chaque atome forme
bien le bon nombre de liaisons.
- Compléter le schéma avec les doublets non liants des atomes qui en
possèdent.
- Vérifier que chaque atome possède autour de lui 4 doublets (ou 1 doublet
pour l’atome d’hydrogène).
• Exemple : le méthanol CH4O :
2. Géométrie des molécules.
Voir activité TP/TD
è Représentation de Cram
Cette méthode de représentation est adaptée à la représentation spatiale des
molécules :
• Une liaison, entre 2 atomes dans le plan de la feuille, est représentée par un
trait plein :
• Une liaison, entre un atome dans le plan et un atome en avant de la feuille,
est représentée par un triangle plein, la pointe étant du côté de l'atome dans
le plan, la base du côté de l'autre atome :
• Une liaison, entre un atome dans le plan et un atome en arrière du plan, est
représentée par un triangle hachuré dont la pointe est du côté de l'atome dans
le plan, la base du côté de l'autre atome :
è Règle de répulsion minimale des doublets
Les doublets d’électron (liants et non liants) d’un atome se positionnent dans
l’espace de sorte à toujours maximiser 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.

è Différentes géométries possibles
La forme géométrique d’une molécule dépend du nombre et de la nature des
doublets mis en jeu par les atomes qu’elle contient. On peut distinguer trois cas :
1. atome central (C, N ou O) engagé dans des liaisons simples
Les doublets d’un atome de carbone, d’azote ou d’oxygène
impliqué uniquement dans des liaisons simples adoptent un
arrangement tétraédrique. L’atome est au centre d’un tétraèdre et les
quatre doublets sont dirigés vers les sommets.
Nom
Formule de
Lewis
Répartition
des doublets
Représentation
de Cram
Modèle
moléculaire
Géométrie de
la molécule
Méthane
4 d.l. dirigés
vers les
sommets d’un
tétraèdre
Tétraèdre
Ammoniac
3 d.l. et 1
d.n.l. dirigés
vers les
sommets d’un
tétraèdre
Pyramide à
base
triangulaire
Eau
2 d.l. et 2
d.n.l. dirigés
vers les
sommets d’un
tétraèdre
En coude
2. atome central (C, N ou O) engagé dans une liaison double.
Les doublets d’un atome de carbone, d’azote ou d’oxygène
impliqué dans une liaison double se répartissent dans un plan.
Nom
Formule de
Lewis
Répartition
des doublets
Représentation
de Cram
Modèle
moléculaire
Géométrie de
la molécule
Ethène
(Ethylène)
2 d.l. et 2
d.n.l. répartis
dans un plan
Géométrie
plane
3. atome central (C, N ou O) engagé dans une liaison triple.
Les doublets d’un atome de carbone, d’azote ou
d’oxygène impliqué dans une liaison triple se répartissent
linéairement.
Nom
Formule de
Lewis
Répartition
des doublets
Représentation
de Cram
Modèle
moléculaire
Géométrie de
la molécule
Ethyne
(acétylène)
2 d.l. et 2
d.n.l. répartis
dans un plan
Linéaire

3. Isomérie.
Voir activité TP/TD
è Isomérie de constitution
• Définition : des molécules sont isomères (de constitution) si elles possèdent la
même formule brute mais des formules développées différentes.
• Remarques :
- La formule développée est une formule de Lewis ne faisant pas apparaître
les doublets non liants.
- La formule semi-développée ne fait pas apparaître les liaisons avec
l’hydrogène.
è Un cas de stéréo-isomérie : l’isomérie Z/E.
Pour qu’une isomérie Z/E existe :
- la molécule doit contenir au moins une double liaison C = C, ce qui rend toute
rotation impossible entre ces 2 atomes,
- la molécule doit contenir 4 groupes R1, R2, R3, R4 (exemples : H, CH3, Cl, etc...)
tels que R1 ≠ R2 et que R3 ≠ R4.
♦ Si les substituants les plus « gros » sont du même côté : c’est
l’isomère Z (zusammen)
♦ Si les substituants les plus « gros » sont opposés : c’est l’isomère E
(entgegen)
è Isomérie Z/E et vision.
Le passage d’un isomère à l’autre, ne peut se faire que si l’on casse la double
liaison. L’isomérisation Z/E est le passage d’un isomère Z à un isomère E.
Cette réaction chimique peut souvent être provoquée par l’action de la lumière. La
réaction est alors qualifiée d’isomérisation photochimique. L’isomérisation Z/E du
rétinal est à l’origine du mécanisme de la vision.
C
R3
C
R1
R4
R2