DE L’ATOME AUX EDIFICES CHIMIQUES COURS I) REGLES DE STABILITE DES ELEMENTS 1 . Les gaz nobles On dit que les gaz nobles sont inertes ou chimiquement stables car ils ne participent que rarement à des réactions chimiques. Ils restent en général sous forme atomique. Les gaz nobles sont les éléments chimiques les plus stables. 2 . Structure électronique des gaz nobles Leur structure montre qu’ils ont soit deux, soit huit électrons sur leur couche externe. : Ex : He : Z=2 (K)2 ; Ne Z=10 (K)2 (L)8 ; Ar Z=18 (K)2 (L)8 (M)8 On dit qu’ils ont une structure en duet ou en octet/ Un atome ou un ion qui a deux électrons sur sa couche externe a une structure en duet. Un atome ou un ion qui a 8 électrons sur sa couche externe a une structure en octet. 3 . Stabilité des autres éléments A l’exception des gaz nobles les éléments n’existent pas sous forme d’atomes isolés, car sous cette forme, ils ne sont pas stables. Pour acquérir une structure stable, ils s’échangent ou mettent en commun des électrons et adoptent la même structure électronique (en duet ou en octet) que le gaz noble de numéro atomique le plus proche. 4 . Ions monoatomiques stables Compléter le tableau : Atome Z Li Na Mg O Cl He Ne H 3 11 12 8 17 2 10 1 Structure électronique Structure de l’ion correspondant Ion II) MODELE DE LEWIS DE LA LIAISON COVALENTE 1 . Les molécules Une molécule est une association d’atomes électriquement neutre. Dans une molécule, les atomes mettent en commun des électrons de leur couche externe. Chacun d’eux s’entoure ainsi des électrons nécessaires pour respecter la règle du duet ou de l’octet. Dans la molécule, les atomes sont plus stables que s’ils étaient isolés. 2 . La liaison covalente Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons par deux atomes. On dit que les deux atomes sont liés. Chaque liaison formée permet ainsi à l’atome de gagner un électron sur sa couche externe. Atome Z H 1 F 9 Cl 17 O 8 S 16 N 7 C 6 Structure électronique Gaz noble le plus proche Nb d’électrons à gagner Nb de liaisons covalentes Une liaison covalente multiple est constituée de deux ou trois liaisons covalentes entre deux atomes. 3 . Doublets liants et doublets non liants Dans une molécule, tous les électrons périphériques sont groupés par paires et constituent des doublets. Certains doublets constituent les liaisons covalentes : ce sont des doublets liants. Les autres doublets n’appartiennent qu’à un seul atome : ce sont les doublets non liants. Ex. H2O : O (K)2 (L)6 soit 2 liaisons covalentes pour avoir 8 électrons : 2 doublets liants (4 él.) et 2 doublets non liants (4 él.). NH3 : N (K)2 (L)5 soit 3 liaisons covalentes pour avoir 8 él. : 3 doublets liants (6 él.) et 1 doublet non liant (2 él.) 4 . Représentation de Lewis d’une molécule La représentation de Lewis d’une molécule est une représentation des atomes et de tous les doublets liants et non liants de la molécule. Par convention : Un doublet liant est représenté par un trait entre les symboles des atomes. Un doublet non liant d’un atome est représenté par un trait à côté du symbole de l’atome. Ex . H O H III) EXEMPLES 1 . Dihydrogène gaz inflammable H (K)1 1 doublet liant pour avoir 2 électrons : H – H 2 . Dichlore Cl2 Gaz vert-jaune nocif Cl : Z=17 (K)2 (L)8 (M)7 Il manque un 2 él. donc il faut 1 doublet liant et 3 doublets non liants : Cl – Cl 3 . Chlorure d’hydrogène HCl gaz toxique H (K)1 1 doublet liant pour avoir 2 électrons Cl : Z=17 (K)2 (L)8 (M)7 Il manque 1 él. donc il faut 1 doublet liant et 3 doublets non liants : H – Cl 4 . Méthane CH4 gaz inflammable C : Z = 6 (K)2 (L)4 Il manque 4 él. donc 4 doublets liants 5 . Dioxygène O2 O : Z = 8 (K)2 (L)6 Il manque 2 él. donc 2 doublets liants et 2 doublets non liants O–O IV) ISOMERIE 1 . Isomérie Deux molécules sont des isomères de constitution si elles ont une même formule brute, mais des enchaînements d’atomes différents. 2 . Formule développée et isomérie La formule brute est insuffisante pour distinguer deux isomères ; on utilise les formules développées et semi développées. Dans une formule développée, toutes les liaisons covalentes apparaissent. Dans une formule semi-développée, les liaisons avec les atomes d’hydrogène n’apparaissent pas. Ex1 . Propane : Formule brute : C3H8 Formule développée : Formule semi-développée : Le propane n’a pas d’isomères. Ex2. Butane : Formule brute : C3H8 Formule développée : Formule semi-développée : V) GEOMETRIE DE QUELQUES MOLECULES SIMPLES 1 . Répulsion des doublets d’électrons Autour de l’atome central, les doublets liants et non liants se repoussent et s’éloignent au maximum les uns des autres en se disposant aux sommets d’un tétraèdre. Cette répulsion explique la géométrie des molécules. 2 . Représentation de Cram La représentation de Cram permet de représenter une molécule non plane sur une feuille.