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Chim N° 03 Molécules et liaison covalente Cours |
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Cette règle a été énoncée par Gilbert LEWIS (1875 –
1946) en 1916.
- Chimiste américain, LEWIS a énoncé les règles permettant d’établir la structure électronique des atomes.
- En 1916, il propose le modèle de
la liaison de covalence et la règle de l’octet.
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Il est également l’auteur d’une théorie des acides
et des bases.
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Les gaz rares ou nobles sont chimiquement très
stables.
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Alors que les autres atomes peuvent participer à
des réactions chimiques pour acquérir la même stabilité que les gaz rares.
- On peut donc énoncer une première règle :
- Lors d’une réaction chimique, un
atome évolue de manière à acquérir la structure du gaz noble le plus proche dans
la classification périodique.
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À la vue de la classification périodique, on
s’aperçoit qu’excepté l’hélium, les gaz nobles possèdent une couche électronique
externe à 8 électrons.
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D’où le nom de règle de l’octet.
Règle :
Lors d d’une réaction chimique, un atome évolue de
manière à acquérir un octet d’électrons périphériques.
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Remarque 1 :
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Il existe des exceptions à la règle de l’octet.
- Pour l’hydrogène, le lithium et le béryllium on parle de règle du duet
car le gaz noble le plus proche est
l’hélium qui possède une seule couche saturée à deux électrons.
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Remarque 2 :
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Schéma de LEWIS de quelques atomes très importants
pour la suite du cours.
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- Lors de réactions chimiques, les atomes peuvent : - perdre, gagner des électrons - afin d’acquérir la structure du
gaz rare le plus
proche. - Ils peuvent aussi mettre en commun des électrons - pour établir des liaisons entre atomes.
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Voilà ce que nous allons voir maintenant. |
2)- Application à la formation
de certains ions.
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On peut montrer que la règle de l’octet s’applique
dans le cas de la formation des ions sodium Na+
et chlorure Cl –.
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L’ion sodium a la même structure électronique que
l’atome de néon ;
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Le dernier niveau comporte un octet d’électrons.
Na
→ Na+
+ e –
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Le sodium tend à former un ion positif, stable, en
perdant un électron.
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L’ion chlorure a la même structure électronique que
l’atome d’argon :
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Le dernier niveau comporte un octet d’électrons.
Cl
+ e –
→ Cl –
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Le chlore tend à former un ion négatif, espèce
stable, en captant un électron.
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La liaison covalente : La liaison covalente entre deux atomes A et B résulte de la mise en commun de deux électrons célibataires pour former un doublet d’électrons. |
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Exemple et terminologie :
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La liaison covalente consiste en la mise en commun par deux atomes d’une ou plusieurs paires d’électrons, appelées doublets de
liaisons. La liaison covalente est simple, double ou triple selon que les atomes ont un, deux ou trois doublets d’électrons en communs. Le nombre de doublets qu’un atome partage avec ses
voisins est sa covalence. En formant des liaisons de covalence, chaque atome acquiert, en général, une structure électronique en octet, semblable à celle du gaz noble qui le suit dans la classification périodique. Grace à cette liaison covalente, on obtient des édifices plus ou moins complexes appelés molécules. |
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Une molécule est une entité chimique électriquement
neutre, formée d’un nombre limité d’atomes liés entre eux par des liaisons de
covalence. Le nombre d’atomes d’une molécule est son atomicité. Dans la formule d’une molécule, les symboles des
éléments présents dans la molécule sont écrits côte à côte avec, en indice, en
bas à droite, le nombre d’atomes de chaque élément. L’indice 1 n’est jamais spécifié. |
- Exemple :
- H2O et C12H22O11 donner l’atomicité de chaque molécule :
- Molécule d'eau : atomicité : 3
- Molécule de saccharose : atomicité :
45.
3)- Formation des molécules.
Principe.
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Un atome peut donner autant de liaisons de
covalence qu’il possède d’électrons célibataires dans son schéma de LEWIS. Chaque doublet de liaison doit être considéré comme appartenant entièrement à l’un et à l’autre des atomes liés. La règle de l’octet s’applique pour chaque atome de la molécule. Chaque doublet de liaison compte pour deux
électrons. |
III-
Structure et formule de
quelques molécules (TP chimie N°3).
- Le nombre de doublets d’électrons qu’un atome partage avec ses voisins s’appelle sa valence.
- Elle est liée au nombre
d’électrons célibataires que possède un atome dans son schéma de LEWIS.
2)- Structure spatiale des
molécules.
- La liaison covalente est une liaison chimique dirigée.
- En conséquence, chaque molécule
possède une structure géométrique bien définie (la stéréochimie étudie la
géométrie des molécules).
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La méthode V.S.E.P.R
permet de déterminer la
géométrie d’une molécule : répulsion des paires d’électrons de la couche de
valence.
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Pour représenter les molécules, on utilise des
modèles moléculaires :
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Modèles éclatés
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Modèles compacts
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Exemples de molécules diatomiques et de molécules
polyatomiques.
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À l’aide des schémas de LEWIS,
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Donner la représentation de LEWIS
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La formule développée des molécules suivantes.
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on
donne la formule brute :
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Molécule de difluor :
F2,
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Molécule de sulfure de dihydrogène ; :H2S
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Molécule d’hydrazine N2H4
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Molécule de méthanal H2CO.
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Correction :
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Molécule de difluor :
F2.
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Mise en commun des électrons célibataires |
Schéma de LEWIS |
Formule développée |
Formule brute |
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F2 |
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Molécule de sulfure de dihydrogène :
H2S
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Mise en commun des électrons célibataires |
Schéma de LEWIS |
Formule développée |
Formule brute |
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H2S |
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Molécule d’hydrazine N2H4
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Mise en commun des électrons célibataires |
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Schéma de LEWIS |
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Formule développée |
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Formule brute |
N2H4 |
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Molécule de méthanal H2CO.
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Mise en commun des électrons célibataires |
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Schéma de LEWIS |
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Formule développée |
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Formule brute |
H2CO |
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Cas de molécules complexes :
L'acide nitrique HNO3
IV-
Quelques molécules contenant
l’élément carbone.
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L’atome de carbone possède quatre électrons sur sa
couche électronique externe.
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Il est de ce fait
tétravalent.
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Mais suivant le nombre de voisins qu’il possède, sa
géométrie change.
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On rencontre :
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Le carbone tétragonal :
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Atome de carbone qui échange quatre liaisons
simples avec quatre atomes distincts voisins.
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On parle aussi de carbone tétraédrique.
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L’atome de carbone se trouve au centre d’un
tétraèdre.
- On peut donner une représentation en perspective mais aussi une représentation simplifiée
qui ne respecte pas la valeur des
angles mais qui est bien utile pour écrire la formule développée des
hydrocarbures.
ou 
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Le carbone trigonal :
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Il échange deux liaisons simples et une double
liaison.
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Il possède 3 atomes distincts voisins.
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L’atome de carbone se trouve au centre d’un
triangle.
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Le carbone digonal :
- Il peut échanger soit une simple liaison et une triple liaison soit deux doubles liaisons,
- Il possède deux atomes voisins
distincts.
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Remarques :
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Les angles entre les liaisons changent : 109 °
environ, 120 ° environ et 180 °.
3)- La molécule d’éthène ou
éthylène.
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d C – H =
109 pm d C = C =
134 pm |
4)- La molécule de dioxyde de
carbone.
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d C = O =
116 pm |
Les composés moléculaires sont représentés par une
formule qui indique la nature et le nombre d’éléments présents.
La formule d’un composé est invariable.
Un corps pur moléculaire est formé de molécules
toutes identiques.
Un mélange contient plusieurs sortes de molécules.
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Exercices : 7, 8, 9, 12, 13, 14, 15, 17 pages 293,
294
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