Les molécules

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CHIMIE
LES MOLECULES
Chap.6
I. Généralités
 Une molécule est une association d’atomes électriquement neutre.
 Dans la formule brute, chaque élément chimique est représenté par son symbole. Le nombre d’atomes
présents dans la molécule est indiqué par un indice à droite du symbole. L’absence d’indice équivaut à 1
(Ex : C2H6O)
II. Règles de l'octet et du duet
 Règle du duet : les atomes proches de l'hydrogène adoptent la structure électronique des atomes proches
de l’hydrogène adoptent la structure électronique de l’hélium He soit (K)2 : ils ont donc alors 2 électrons
sur la dernière couche.
 Règle de l’octet : les autres atomes de numéro atomique inférieur à 18 adoptent la structure électronique
du gaz rare le plus proche, soit celle du Néon (K)2(L)8, soit celle de l’Argon (K)2(L)8(M)8,. Ils ont alors 8
électrons sur leur couche externe.
III. Liaison covalente
 Une liaison covalente résulte de la mise en commun de deux électrons de deux atomes.
 Chaque atome acquiert alors la structure électronique d’un gaz rare en respectant la règle de l’octet (ou
du duet pour l’hydrogène).
 Une liaison de covalence simple est obtenue par mise en commun de 2 électrons, chacun des atomes
fournissant 1 électron.
 Une double liaison de covalence est obtenue par mise en commun de 4 électrons, chacun des atomes
fournissant 2 électrons.
 Une triple liaison de covalence est obtenue par mise en commun de 6 électrons, chacun des atomes
fournissant 3 électrons.
IV. Schéma de Lewis de molécules
 Dans la représentation de Lewis, seuls sont représentés les électrons des couches externes associés en
doublets : doublets non liants et doublets de liaison.
A. Méthode pour donner la représentation de Lewis de la molécule de chlorure d’hydrogène HCl
Molécule
Nom : chlorure
d’hydrogène
Formule brute : HCl
Atomes
H
Cl
Nombre d’électrons externes
Nombre total d’électrons
Nombre de doublets
d’électrons
Répartition des doublets
ou schéma de Lewis
H Cl
............ doublet(s) liant(s)
............ doublet(s) non liant(s)
Conclusion
Respect de la règle ................................................ pour H ;
Respect de la règle ................................................ pour Cl
1) Quel est le nombre de liaisons formées avec l'atome d’hydrogène ? ............
2) Quel est le nombre de liaisons formées avec l'atome de chlore ? ............
 A chaque nouvel atome rencontré, compléter ci-dessous le nombre de liaisons formées avec celui-ci.
atome de
H
Cl
C
N
O
nombre de liaisons

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B. Modèles moléculaires
 Dans la boite de modèles moléculaires à votre disposition, les atomes sont symbolisés par les couleurs
suivantes :
C à 4 liaisons simples
C à 4 liaisons dont une double ou une triple liaison
H
N
O
Cl
noir
gris foncé
blanc
bleu
rouge
vert
 Le modèle moléculaire construit est un modèle éclaté de la molécule qui permet de connaître la
géométrie spatiale de cette molécule.
Géométries possibles : linéaire, plane, triangulaire, tétraédrique, pyramidal, complexe.
 Il existe aussi des modèles moléculaires qui sont compacts qui permettent de savoir la place prise par
la molécule.
 Pour les molécules ci-dessous et en vous aidant de la méthode précédente,
 Nommer, si besoin, la molécule
 Construire le modèle moléculaire de cette molécule
 Faire le schéma de Lewis de cette molécule
 Noter la géométrie de cette molécule.
Molécule
Nom
Schéma de Lewis
Géométrie
H2
dihydrogène
Cl2
dichlore
CH4
méthane
NH3
ammoniac
H2O
O2
dioxygène
N2
diazote
C2H4
ethène (ou éthylène)
CO2
C2H2
éthyne (ou acétylène)

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Molécule
Nom : dihydrogène
Formule brute : H2
Atomes
Nombre d’électrons externes
Nombre total d’électrons
Nombre de doublets
d’électrons
Schéma de Lewis
............ doublet(s) liant(s)
............ doublet(s) non liant(s)
Molécule
Nom : dichlore
Formule brute : Cl2
Atomes
Nombre d’électrons externes
Nombre total d’électrons
Nombre de doublets
d’électrons
Schéma de Lewis
............ doublet(s) liant(s)
............ doublet(s) non liant(s)
Molécule
Nom : méthane
Formule brute : CH4
Atomes
Nombre d’électrons externes
Nombre total d’électrons
Nombre de doublets
d’électrons
Schéma de Lewis
............ doublet(s) liant(s)
............ doublet(s) non liant(s)
Molécule
Nom : ammoniac
Formule brute : NH3
Atomes
Nombre d’électrons externes
Nombre total d’électrons
Nombre de doublets
d’électrons
Schéma de Lewis
............ doublet(s) liant(s)
............ doublet(s) non liant(s)
Molécule
Nom :
Formule brute : H2O
Atomes
Nombre d’électrons externes
Nombre total d’électrons
Nombre de doublets
d’électrons
Schéma de Lewis
............ doublet(s) liant(s)
............ doublet(s) non liant(s)
Molécule
Nom : diazote
Formule brute : N2
Atomes
Nombre d’électrons externes
Nombre total d’électrons
Nombre de doublets
d’électrons
Schéma de Lewis
............ doublet(s) liant(s)
............ doublet(s) non liant(s)

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V. Isomères
 Deux molécules sont isomères si elles ont même formule brute mais une formule développée
différente. Les propriétés chimiques ou physiques des isomères sont différentes.
 Vous représenterez un formule semi-développée de chacun des isomères c'est-à-dire une formule où
les liaisons C-H ne sont pas représentées de même que les doublets d’électrons non liants.
Exemple : C2H6 a pour formule semi-développée CH3  CH3
 Pour chaque molécule, rechercher les formules semi-développées de chaque isomère.
 Vérification à l’aide d’un logiciel de visualisation de molécules
 Lancer le logiciel Avogadro (gratuiciel à télécharger à l’adresse suivante :
http://avogadro.openmolecules.net/wiki/Get_Avogadro (13,3 Mo)
 Suivre les consignes. Vous pourrez obtenir le nom des molécules (en anglais)
Molécule
Nom
formule semi-développée
C4H10
C5H12
C4H8
C2H6O
C2H7N