Correction - Physique Chimie à Saint Charles

LA SANTE
Chap. 4 Les molécules
2nde - TP : Les molécules 1 C. Grange-Reynas
Activité expérimentale TP Les molécules
Objectifs :
 Revoir les règles de « l’octet » et du « duet »
 Connaître les différents modes de représentation d'une molécule
 Savoir construire le modèle moléculaire d'une molécule pour établir un lien entre la formule brute et la
composition en atomes de cette molécule.
 Visualiser et construire des modèles moléculaires avec un logiciel 3D
 Ecrire la formule développée plane d’une molécule
 Notion d'isomérie
Consignes :
Ce TP doit vous permettre de comprendre les liens entre les atomes qui constituent une molécule et de
trouver sa formule développée plane.
Pour cela, des documents qu’il conviendra de s’approprier, vous sont proposés. Vous allez ensuite réaliser
des molécules avec un logiciel de simulation 3D et avec une boite de modèles moléculaires.
Ces outils vont concrétiser l’analyse de la structure d’une molécule et vous permettront de la modéliser
par une formule développée plane. Vous interpréterez quelques configurations particulières également.
Tous les médicaments ont un principe actif. C’est une molécule qui
possède des propriétés thérapeutiques. Une molécule est un édifice
formé de plusieurs atomes. La disposition de ces atomes entraine des
propriétés physiques et chimiques bien particulières. Par exemple deux
molécules ayant exactement les mêmes atomes peuvent parfois différer
de manière dramatique : l'un peut être un médicament efficace et
l'autre un poison.
Problématique : Comment expliquer que des molécules, qui pourtant ont la même composition,
peuvent présenter des propriétés chimiques (et physiques) différentes ?
Document 1 : Formules brutes et formules développées
Les atomes peuvent s'associer entre eux pour former des espèces chimiques neutres (c’est à dire non
chargées) plus ou moins complexes appelés molécules. Le nombre et la nature des atomes se lisent dans la
formule brute de la molécule, qui ne donne toutefois aucune indication sur l’ordre dans lequel les atomes
sont placés.
Formule brute : Xa Yb Zc
Où X, Y, Z sont les symboles chimiques des éléments
et a, b et c le nombre d'atomes de chaque élément (en indice après le symbole de l’élément)
Exemple : la molécule suivante C2H6O contient 2 atomes de carbone, 6 d’hydrogène et 1 d’oxygène
Il faut utiliser une formule développée pour connaître cet ordre. Mais même cette formule ne renseigne
pas sur la géométrie de la molécule.
Molécule de caféine

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Une liaison de covalence entre deux atomes est un doublet électronique qui appartient aux deux atomes,
chaque atome ayant apporté un électron. Ce doublet se représente par un tiret entre les deux atomes.
Exemple : La molécule d’eau
Placer les atomes qui constituent la molécule les uns à côté des autres
Représenter les doublets liants en respectant la valence de chaque atome :
Hydrogène : valence 1 = 1 doublet liant = 1 tiret Oxygène : valence 2 = 2 doublets liants = 2 tirets
H O H
Document 2 : Code couleur pour représenter les atomes
Elément chimique
Carbone
Hydrogène
Oxygène
Azote
Chlore
Soufre
Symbole
C
H
O
N
Cl
S
Couleur
Noir
Blanc
Rouge
Bleu
Vert
Jaune
Les dimensions sont proportionnelles à la taille des atomes.
Document 3 : Quelques molécules diatomiques
H2
Cl2
O2
N2
Remarque : Le dichlore est un gaz verdâtre suffocant très utile dans l’industrie chimique. O2, « l’oxygène »
de l’air qu’on respire et N2, « l’azote », l’autre composant principal de l’air.
A vous de répondre à la problématique….
I. Les électrons n’apprécient pas le célibat
Etudier ce qu’il advient des électrons de couche externe des atomes dans les molécules.
Dans le doc. 3, pourquoi et comment les atomes se sont-ils associés deux à deux dans chaque molécule ?
1. Etablir la structure électronique de l’hydrogène (H, Z = 1), de chlore (Cl, Z = 17), de l’oxygène (O, Z = 8)
et de l’azote (N, Z = 7).
H : (K)1 Cl : (K)2(L)8(M)7 O : (K)2(L)6 N : (K)2(L)5
2. A l’aide des modèles moléculaires éclatés, compter le nombre de liaisons établies dans chaque molécule
diatomiques.
Le dihydrogène possède 1 liaison ;
Le dichlore possède 1 liaison ;
Le dioxygène possède 2 liaisons ;
Le diazote possède 3 liaisons

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3. Comparer le nombre obtenu à la question précédente avec le nombre d’électrons manquant sur la
couche externe de chaque atome pour la compléter.
 Il manque 1 électron à l’atome d’hydrogène pour stabiliser sa couche externe à 2 électrons
(règle du duet). L’atome d’hydrogène établit 1 liaison de covalence
 Il manque 1 électron à l’atome de chlore pour stabiliser sa couche externe à 8 électrons (règle
de l’octet). L’atome de chlore établit 1 liaison de covalence.
 Il manque 2 électrons à l’atome d’oxygène pour stabiliser sa couche externe à 8 électrons
(règle de l’ octet). L’atome d’oxygène établit 2 liaisons de covalence
 Il manque 3 électrons à l’atome d’azote pour stabiliser sa couche externe à 8 électrons (règle
de l’octet). L’atome d’azote établit 3 liaisons de covalence
Le nombre d’électrons manquants sur la couche externe est égal au nombre de liaisons de
covalence que peut établir l’atome.
4. A votre avis, pourquoi les atomes se sont liés ?
Les atomes se sont liés pour atteindre la configuration électronique stable du gaz noble qui
le suit.
II. Une formule, des molécules
Se rendre compte que donner la formule brute d’une substance chimique ne suffit pas toujours à la
définir.
Dans un catalogue de chimie, on trouve associés à la formule C2H6O les noms « éthanol » et
« étheroxyde méthylique ».
1. A l’aide de modèles moléculaires, construire des molécules de formule C2H6O.
2. Sachant que, dans l’éthanol, l’oxygène est lié à un hydrogène, attribuer leur nom à chaque molécule.
3. Ecrire leurs formules développées et semi-developpées.
Formule développée
Formule semi-développée
Ethanol
CH3 – CH2 - OH
Etheroxyde méthylique
CH3 – O – CH3

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4. Que peut-on dire des formules brutes de l’éthanol et de l’étheroxyde méthylique ?
Ces deux molécules ont la même formule brute.
5. Justifier que ces deux molécules sont isomères.
Elles ont la même formule brute mais pas les mêmes formules semi-développées donc ces molécules
sont effectivement isomères.
éthanol
étheroxyde méthylique
Formule brute
C2H6O
C2H6O
Modèle moléculaire
Formule développée
Formule semi-
développée
III. Géométrie des molécules
Comprendre la façon dont les atomes se disposent au sein d’une molécule.
Construire les modèles moléculaires des molécules d’eau, d’ammoniac et de méthane.
Eau
Ammoniac
Méthane
1 Les quatre liaisons qui entourent un atome de carbone sont-elles contenues dans un plan ? Quel
angle forment-elles entre elles ? Comparer cet angle à celui représenté sur la formule développée.
Ces liaisons ne sont pas contenues dans un plan car la molécule n’est pas « plate », elle a une
structure à trois dimensions.
L’angle qui sépare ces liaisons est supérieur à 90° (il est précisément de 109,5°) alors qu’il est
de 90° entre les liaisons représentées sur la formule développée.

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2 Justifier l’intérêt de l’utilisation du modèle moléculaire par rapport à la formule développée.
L’intérêt des modèles moléculaires est de rendre compte fidèlement de la forme de la
molécule dans l’espace. La formule développée ne révèle pas cette forme, elle rend compte
«seulement » de la façon dont sont assemblés entre eux les atomes de la molécule.
3 Faite un dessin en perspective de chacune d’elle. Comment décrire leur géométrie ?
Comparer les angles HOH, HNH, HCH.
HOH
HNH
HCH
Vous pouvez désormais répondre à la problématique proposée au début de l’énoncé.
Bien que de même formule brute, ces molécules ont des structures complètement
différentes donc elles ont des propriétés très différentes : les propriétés d’une molécule
ne dépendent donc pas de sa formule brute mais de l’arrangement de ses atomes dans
l’espace.