16 essentiel chap 6

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Chap. 6 Des atomes aux molécules
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L’essentiel
I – Comment se forment les molécules ?
Un élément chimique est noté : X
Z
A avec A le nombre de masse et Z le numéro atomique ou le nombre de protons.
Remarque : Seul un atome, qui est électriquement neutre possède Z protons et donc Z électrons.
Les électrons d’un atome ou d’un ion se répartissent en couches électroniques. La première couche
électronique est notée K, la seconde couche est notée L, la troisième M…
Chacune de ces couches ne peut contenir qu’un nombre limité d’électrons : 2 électrons au maximum pour la
couche K, 8 électrons pour la couche L et 18 électrons pour la couche M.
Au lycée, on étudie uniquement les éléments chimiques dont Z  18 afin d’avoir au maximum 8 électrons sur la
couche M (on considère que la couche M est saturée avec 8 électrons). Au-delà, les règles de remplissage sont
modifiées.
Remarque : Pour connaître le nombre d’électrons qu’une couche peut contenir : 2 n2 (n = 1 pour la couche K, n = 2 pour la
couche L, n = 3 pour la couche M).
On dit qu’une couche est saturée lorsqu’elle contient son nombre maximal d’électrons.
La formule électronique ou structure électronique d’un atome ou d’un ion décrit la répartition de ses électrons
sur les différentes couches électroniques. Les électrons se placent d’abord sur la couche K. Lorsque celle-ci est
saturée, les électrons restant occupent la couche L puis, si nécessaire, la couche M.
La répartition électronique ainsi obtenue correspond à l’état le plus stable de l’atome ou de l’ion considéré, dit
état fondamental.
Exemple : Mg
12
24 (K)2 (L)8 (M)2 ou K 2 L 8 M 2
La couche externe est la dernière couche électronique occupée. Les électrons occupant la couche K sont les plus
proches du noyau et les plus liés au noyau. Les électrons de la couche externe sont les plus éloignés du noyau et
les moins liés au noyau.
Exemple : pour le carbone Z = 6 (6 protons donc 6 électrons), sa formule électronique est K2 L4
Dans la classification périodique, les éléments sont rangés par numéro atomique Z croissant.
 Une nouvelle ligne du tableau, appelée « période », est utilisée chaque fois que la formule électronique
des atomes fait intervenir une nouvelle couche. 1ère ligne couche K ; 2ème ligne K2 L
 Les éléments chimiques dont les atomes ont le même nombre d’électrons sur leur couche externe sont
disposés dans une même colonne ; ils constituent une famille chimique.
Règles du « duet » et de l’octet
Les atomes tendent à adopter la structure électronique stable des gaz nobles c’est-à-dire à posséder 2 électrons
(règles du « duet » ) ou 8 électrons (règles de l’octet) sur leur couche externe.
Pour respecter la règle du duet ou de l’octet, un atome peut soit :
 Perdre ou gagner des électrons et se transformer alors en ion ;
 Se lier à d’autres atomes en formant avec eux des liaisons covalentes et constituer des molécules.

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Exemples :
 L’atome d’hydrogène : K1, il doit acquérir un électron pour obtenir la structure stable en duet donc il pourra
former 1 liaison covalente.
 L’atome d’oxygène : K2 L6, il doit acquérir 2 électrons pour obtenir la structure stable en octet, donc il pourra
former 2 liaisons covalentes.
 L’atome d’azote : K2 L5, il doit acquérir 3 électrons pour obtenir la structure stable en octet, donc il pourra
former 3 liaisons covalentes.
 L’atome de carbone : K2 L4, il doit acquérir 4 électrons pour obtenir la structure stable en octet, donc il pourra
former 4 liaisons covalentes.
Atome
Structure
électronique
Nombre de liaisons
Règles utilisées
C
(K)2 (L)4
4 liaisons
Règle de l’octet
N
(K)2 (L)5
3 liaisons
Règle de l’octet
O
(K)2 (L)6
2 liaisons
Règle de l’octet
H
(K)1
1 liaison
Règle du duet
La liaison covalente
Une liaison covalente entre deux atomes résulte de la mise en commun de deux électrons externes, chaque
atome apportant un électron. Ces deux électrons constituent un doublet liant.
Elle est schématisée par un trait. Les deux électrons mis en commun sont localisés entre les deux atomes
Lorsque deux (respectivement trois) doublets liants sont réalisés entre deux atomes, on parle de double liaison
(respectivement de triple liaison).
Ex. : Chaque atome d’hydrogène forme une seule liaison avec un autre atome ; un atome d’oxygène forme deux
liaisons simples ou une double liaison avec les atomes voisins.
Les électrons externes de l’atome non engagés dans une liaison se regroupent deux par deux en doublets non
liants (ou doublets libres) localisés autour de l’atome.
Les doublets non liants interviennent dans les interactions entre molécules ; ils expliquent en partie la structure,
à notre échelle, des composés moléculaires : glace, eau liquide, saccharose solide (voir chap. 9 Cohésion de la
matière)
En règle générale, un atome va former autant de liaisons qu’il lui manque d’électrons pour respecter
la règle du duet ou de l’octet. Son nombre de doublets non liants est égal au nombre d’électrons de
sa couche externe qui ne sont pas mis en commun, divisé par deux.

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La représentation de Lewis d’une molécule
Dans la représentation de Lewis d’une molécule, toutes les liaisons covalentes et tous les doublets non liants
des atomes sont représentés.
Dans la représentation de Lewis d’une molécule :
 Le symbole de l’élément représente le noyau et les électrons internes de l’atome ;
 Les doublets d’électrons externes sont représentés par des tirets : les liaisons covalentes sont
représentées par des tirets entre les atomes qui sont liés entre eux ; les doublets non liants sont
représentés par des tirets placés à coté des atomes qui les portent.
Représentation de Lewis de quelques molécules simples
eau
Cyanure d’hydrogène
ammoniac
diazote
méthanol
méthanal
chloroforme
méthane
Dioxyde de carbone
dioxygène
Acide hypochloreux
II – Quelle est la géométrie des molécules ?
La formule brute d’une molécule ne donne pas l’enchainement des atomes ; elle traduit seulement sa
composition.
L’enchaînement des atomes peut être représenté par une formule développée ou semi-développée.
Dans une formule développée, toutes les liaisons covalentes apparaissent.
Dans une formule semi-développée, les liaisons concernant les atomes d’hydrogène ne sont pas représentées.

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La formule topologique : La chaîne carbonée est une ligne brisée ; Les atomes de carbone et les atomes
d’hydrogène qui leur sont liés ne sont pas représentés. Les liaisons multiples sont mentionnées. Les atomes
autres que C et H figurent par leur symbole, ainsi que les atomes d’hydrogène qu’ils portent éventuellement.
Exemples : Formule brute : C3H8 Formules semi-développée : CH3 – CH2 – CH3
Formule développée :
Deux molécules sont isomères lorsqu’elles ont la même formule brute mais des enchaînements d’atomes
différents (formules semi-développées différentes). Elles portent des noms différents et ont des propriétés
physiques et chimiques différentes.
Exemples :
C4H10 : 2 isomères correspondent à la formule brute C4H10
a) le butane : formule semi développée : CH3 – CH2 – CH2 – CH3
b) le méthylpropane : formule semi développée
C2H6O : 2 isomères correspondent à la formule brute C2H6O
a) l’éthanol : formule semi développée : CH3 – CH2 – OH
b) Le diméthyloxyde : formule semi développée : CH3 – O – CH3
La représentation de Lewis d’une molécule permet de prévoir sa géométrie dans
l’espace dans les cas simples.
Règle de la répulsion minimale des doublets
Les doublets d’électrons (liants et non liants) d’un atome se positionnent dans l’espace de sorte à toujours
minimiser 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.
Formule topologique :

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Prévision de la forme géométrique
La forme géométrique d’une molécule dépend du nombre et de la nature des doublets mis en jeu par les
atomes qu’elle contient.
La répartition la plus stable autour d’un atome possédant 4 doublets indépendants (liaisons simples et doublets
non liants) se fait selon les directions d’u tétraèdre dont le centre est occupé par l’atome.
La répartition la plus stable autour d’un atome réalisant 1 double liaison et 2 liaisons simples se fait selon les
directions d’un triangle dont le centre est occupé par l’atome.