3 : Structure des molécules

 

           L’interaction en jeu dans la formation des molécules est l’interaction gravitationnelle. Nous allons voir qu’un certain nombre de règles expliquent la structure de celle-ci.

 

A- De l’atome à la molécule.

 

1. Stabilité

Nous avons rappelé que les électrons étaient répartis en couches K, L, M de niveau d’énergie différents autour du noyau.

Exemple : répartition électronique de  : (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 doublet 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.

 

 

2. 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).

 

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.

 

 

3. Représentation de Lewis

Cette représentation d’une molécule fait apparaître le symbole des atomes ainsi que les doublets sous forme de tirets.

Zone de Texte: 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.

 

Exemple : Représentation de Lewis de l’éthanol, de formule brute C2H6O, sachant qu’elle contient le groupe hydroxyde -OH

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4. Autres représentations

· La formule développée reprend la formule de Lewis sans faire apparaître les doublets non liants.

· La formule semi-développée ne fait pas apparaître les liaisons avec l’hydrogène.

· La formule topologique ne fait pas apparaître les atomes de carbone mais simplement leurs liaisons, ni les atomes H liés à des atomes de carbone. En revanche, tous les autres atomes apparaissent.

·  

Exemple : formules correspondantes de l’éthanol :

 

 

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Formule développée                            Formule semi-développée                 Formule topologique