CH7 – CM2 – Structure des Molécules Structure des Molécules

CH7
CH 7 – CM2 – Structure des Molécules – 1/6
1/ 6
I. Liaison Covalente
Rappel de l’ Objectif :
=> Décrire la composition des molécules (à partir des formules chimiques)
Première Définition :
=> Une molécule est un assemblage éléctriquement neutre d’atomes
I
Liaison covalente
I.1
Pri ncipe
Rappel :
Les gaz nobles (He, Ne, Ar,…) présentent une grande inertie chimique car ils sont très stables,
grâce à leur couche externe entièrement remplie
Ex :
2
H e = 1s 2
Dernière Couche :
Principe :
2 Solutions :
10
Ne = 1s 2 2s 2 2 p 6
2 eDuet
Ar = 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6
8 eOctet
8 eOctet
Au cours des réactions chimiques, les atomes tendent à acquérir une
structure électronique plus stable celle du gaz noble voisin
Ionisation
ex :
12
Mg 2+
Mise en commun d’électrons
ex :
I.2
18
ou
8
O 2− , notamment dans un liquide
Formation d’une molécule
MgO
( Mg = O ) oxyde de magnésium (solide)
Représentation de Lewis
Pour illustrer la manière dont chaque atome va interagir avec ses voisins, on représente les électrons de sa
couche de valence :
Un point pour un électron
Un trait pour un doublet d’électron (deux électrons)
Ex :
Electron isolé
1
H = 1s 1
8
O = 1s 2 2 s 2 2 p 4 =  H e  ⋅ 2 s 2 2 p 4
H
O
Doublet non liant
6 e- de valence
Cl = 1s 2s 2 p 3s 3 p = Ne  ⋅ 3s 3 p
2
17
2
6
2
5
Electron isolé
2
Cl
5
Doublet non liant
5 e- de valence
Mg = 1s 2s 2 p 3s = Ne  ⋅ 3s
2
12
2
6
2
Electron isolé
2
2 e- de valence
A compléter :
6
C =
15
P=
Mg
Pas de Doublet non liant
CH7
CH 7 – CM2 – Structure des Molécules – 2 / 6
I. Liaison Covalente
I.3
Liaison de covalence (ou liaison covalente)
Déf :
Liaison de covalence
covalence = Mise en commun de deux électrons de valence de 2 atomes différents
Ex :
Dihydrogène :
H2
Eau :
H
H
O
H
H
H
H
Doublet LIANT
=> Liaison de Covalence
A compléter :
H2O
Acide Chlorhydrique :
Dioxygène :
O
HCl
O2
Méthane :
Dioxyde de Carbone :
H
Doublet LIANT
(ou de liaison)
H
Doublet NON LIANT
CH4
CO2
Quelques Remarques :
=> Après la formation de la liaison, les 2 électrons appartiennent à la fois aux 2 atomes
=> On peut trouver des liaisons simples, doubles (comme le CO2) ou triples (voir TD)
=> Les atomes mis en commun peuvent parfois être fourni entièrement par l’un des deux atomes
(Par exemple, l’ammoniac NH3 réagissant avec un proton H+)
H
N
H
H
H
H+
H
N
H
H
Les liaisons de covalence ont pour objectif de rendre les configurations des atomes plus stables
=> Il s’agit uniquement de compléter les denières couches de chaque atome
=> Il y a évidemment certaines règles à respecter pour atteindre cet objectif
CH7
CH 7 – CM2 – Structure des Molécules – 3 / 6
I. Liaison Covalente
I.4
Règle de l’octet
Déf :
Règle de l’octet :
Exemples :
Les atomes tendent à se combiner de manière à
avoir 8 électrons sur leur dernière couche
Reprenons les molécules vues précédemment
ATTENTION – Pour le décompte, on considère que les électrons des doublets liants
appartiennent AUX DEUX ATOMES QUI LES PARTAGENT
L’eau H20
L’ammoniac NH3
H
H
H
O
H
Le dioxygène O2
O
N
Ou le dioxyde de Carbone CO2
H
Et le dihydrogène H2 ?
Hypothèse :
H
O
O
H
C
O
Mais si l’atome possède plus d’un électron de valence, il doit pouvoir lier chacun de ces
atomes avec ceux d’un voisin pour créer une nouvelle liaison de covalence ?
Prenons l’exemple de l’Oxygène : 6 e- de valence
=> Il pourrait faire 6 liaisons covalentes
Potentiellement 12 électrons sur l’O
O
Attention :
Conclusion :
O
Mais pas de place pour loger ces 12 électrons
=> 1s2 2s2 2p6 … la 2ème couche est pleine !
Mais que dire des atomes à partir de la période 3 ? Voir la partie II du cours…
La règle de l’octet s’applique rigoureusement pour les éléments dont la couche
de valence ne peut contenir que 8 électrons
=> Pour les éléments de la 1ère PERIODE :
=> Pour les éléments de le 2ème PERIODE (C, N, O, F, …) :
=> Pour les éléments des périodes SUPERIEURES (voir TD) :
Déf :
VALENCE d’un atome = nombre total d’électrons disponibles pour faire des liaisons
= nombre d’électrons sur la couche externe (ex pour l’O = 6)
COVALENCE d’un atome = nb liaison qu’il doit établir pour acquérir une structure
stable et atteindre la règle de l’octet (par ex O = 2)
=> La valence dépend l’atome lui-même, la règle de l’octet limite la covalence des atomes !
CH7
CH 7 – CM2 – Structure des Molécules – 4 / 6
I. Liaison Covalente
I.5
Charge formelle
Sur la représentation de Lewis, il faut faire le décompte des charges présentes sur chacun des atomes
Charge formelle :
Excès ou défaut de charge sur un atome dans la molécule par rapport à sa charge
intrinsèque (lorsqu’il est seul) :
C h arge F o rm elle = C F = Q
m o léc u le
Charge localisée sur l’atome
dans la molécule
− Q seu l
Charge de l’atome
pris seul
Attention : On ne compte que les charges DIRECTEMENT au voisinage de l’atome
Doublet non liant : les 2 électrons comptent
Doublet liant :
Seul 1 électron- compte
Ex :
Eau H2O
Monoxyde de Carbone CO
H
H
O
C
H
O
QCmol=-5e
H
H
CH4
A compléter :
ClO-
QOseul=-6e
Charge différente seul
ou dans la molécule
N
H
H
H
H
N
H
H
H
H
N
H
H
On localise la charge de l’ion sur le N (Azote)
Pas de charges formelles
A compléter :
QCseul=-4e
Ion Ammonium NH4+
H
H
QCmol=-5e
O
Présence de charges formelles
Ammoniac NH3
H
C
O
CF(C)=QCmol-QCseul=-1e
CF(O)=QOmol-QOseul=+1e
On compare les atomes dans la
molécule aux atomes pris seuls
Ici, pas de charges formelles
N
Différent du
décompte pour
la règle de l’octet
Y a-t-il des charges formelles dans les molécules déjà vues
O2
Et où se trouvent les charges dans les ions suivants
CN-
CO2
CH7
CH 7 – CM2 – Structure des Molécules – 5 / 6
I. Liaison Covalente
I.6
Géométrie des molécules
Voici les cas les plus simples et les plus fréquents – R espectant la règ le de l’octet.
Les électrons se répartissent par doublets, 2 par 2 (liants ou non liants) En général 4 doublets (avec l’octet)
Cas 1 :
4 liaisons simples ou doublets non liants
Représentation de Lewis
Méthane : CH4
Représentation de Cram
H
H
H
H
C
H
H
N
H
H
N
H
H
Eau : H2O
En arrière du plan
H
Ammoniac : NH3
H
Vision 3D
Liaison dans le plan
H
C
Forme tétraédrique
H
En avant du plan
Doublet non liant (en
général non représenté),
mais qui occupe un
sommet du tétraèdre
Avec 2 doublets
non représentés
H
O
O
H
Pyramide trigonale
Molécule
Plan Coudée
H
O
H
H
H
Cas 2 :
Tétraèdre
Molécule coudée
1 liaison double + 2 liaisons simples ou doublets non liants Molécule plane
Ethylène : CH2=CH2
H
H
C
C
H
H
Molécule plane
Pas besoin de
représentation
dans l’espace
H
H
C
C
H
H
Molécule plane - Triangle
Cas 3 : 1 liaison triple + 1 simple ou doublet non liant // 2 liaisons
liaisons doubles
Molécule linéaire
Dioxyde de Carbone : CO2
O
O
C
Comme pour la précédente
Représentation 3D inutile
Molécule plane - linéaire
Autres Exemples :
Ethanol : CH3-CH2-OH
H
O
H
H
C
C
H
H
Hexafluorure de Soufre : SF6 (Octet non respecté)
F
H
S
F
F
F
F
F
F
F
F
S
F
F
F
CH7
CH 7 – CM2 – Structure des Molécules – 6 / 6
II. Applications
II Applications
II.1 Etablissement de la représentation d e Lewis d’une molécule
Etapes :
Exemple :
C 2H 5 NO , ou CH 3CONH 2
Partir de la formule brute
Représenter chaque atome avec sa couche de valence
(voir chapitre précédent – structure de l’atome)
C
En déduire la covalence de chaque atome
(nombre de liaisons qu’ils peuvent faire)
C=4
Compter le nombre total d’électrons
(Attention aux ions Ajouter ou soustraire la charge)
Formule développée :
H
N=3
/
O=2
C
Ici, pas de charges formelles (voir TD)
Formule semi développée :
Sans les doublets non liants (évidents…)
Sans les liaisons H (évidentes aussi…)
O
O
H
N
H
C H3
H
Autres exemples :
/
12 doublets 24 électrons
Calculer la charge formelle de chaque atome
(comparer la charge de l’atome seul / dans la molécule)
C
H=1
O
(voir schémas ci-dessous)
Vérifier le nombre total d’électrons
H
/
N
n = 2 × 4 + 5 × 1 + 1 × 5 + 1 × 6 = 24
Associer les atomes en respectant la covalence
(c'est-à-dire en respectant la règle de l’octet)
Remarque :
H
(plus d’info)
C
NH2
Ou même (et on retrouve presque la formule brute):
C H3
Voir TD7…
CO
NH2
II.2 Limitation de la règle de l’octet
1. Atomes HYPERVALENTS
Voir TD exo 2.1 (PCl5, SO3, SF6, AlCl3)
ème
Sur la 3 ligne : ils ne respectent plus la règle de l’octet, car il y a de la place dans les orbitales d
2. Lacune électronique
Près de la 1ère colonne
Voir TD Exo 2.2 (BeH2, AlCl3)
On représente une case vide = la lacune électronique
II.3 Limitation de la représentation de Lewis
Mésomérie : Lorsqu’il y a plusieurs solutions possibles
Voir Exo TD 3
(Etude complète HORS PROGRAMME, sachez juste que cela existe, et que le modèle est limité…)
O3
Ex 1 :
Ozone
Ex 2 :
Des atomes et des ions un peu plus complexes… SO3
O
O
O
O
O
O
O
O
ou l’ion sulfate
SO 42 −
O
Révision du cours
Cours :
(1)
Liaison covalente (ou de covalence), représentation de Lewis des atomes et des molécules, règle de
l’octet, charges formelles, notion de géométrie des molécules.
(2)
Méthode pour établir la représentation de Lewis des molécules.
(3)
Limitation de cette représentation (mésomérie), exception à la règle de l’octet (hypervalence /
lacune électronique).
Méthodes :
(1)
Etablir la représentation de Lewis des molécules (prévoir les formes les plus stables).
(2)
Prévoir ou expliquer la réactivité des molécules
Compétences expérimentales :
()
Propylène :
Aucune