Chapitre 4

Les édifices chimiques : Les molécules

A / Les règles du DUET et de l’OCTET

1 / Les gaz nobles ou rares

Les gaz rares ou nobles sont chimiquement très stables (dernière colonne de la classification périodique des éléments). Alors que les autres atomes peuvent participer à des réactions chimiques, former des ions, les gaz rares ou nobles ne sont pas impliqués dans de telles transformations chimiques.

Cette stabilité est liée au fait que leur dernière couche électronique (externe ou périphérique) est saturée (pleine).

Exemple :            déterminer la formule électronique de l’hélium, du néon, et de l’argon.

            He             : ( K )²

            Ne            : ( K )²  ( L )⁸

            Ar            : ( K )²  ( L )⁸  ( M )⁸

La couche électronique externe de l’hélium He contient deux électrons (couche K saturée à deux électrons), et les autres gaz rares possèdent huit électrons sur leur couche électronique externe.

On parle de structure en DUET pour un atome ou un ion qui possède deux électrons sur sa couche électronique externe K

On parle de structure en OCTET pour un atome ou un ion qui possède huit électrons sur sa couche électronique externe (autre que K).

2 / Règles du DUET et de l’OCTET

Ces règles ont été énoncées 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. Il est également l’auteur d’une théorie des acides et des bases.

Règles :

Au cours des transformations chimiques, les atomes tendent à acquérir la structure électronique du gaz rare de numéro atomique le plus proche.

            . Soit deux électrons sur la couche électronique externe lorsque ce gaz rare est l’Hélium : c’est la règle du DUET.

            . Soit huit électrons sur la couche électronique externe, c’est la règle de l’OCTET.

Ils acquièrent de ce fait une stabilité maximale.

Remarque :

Pour satisfaire ces règles, les atomes disposent de deux moyens :

            . soit un transfert d’électrons entre deux atomes différents pour donner des ions.

            . soit par la mise en commun d’électrons entre différents atomes pour donner des molécules.

3 / Les ions

Lorsqu’ils forment des ions, certains atomes perdent ou gagnent un ou plusieurs électrons afin de posséder deux électrons ou huit électrons sur leur couche électronique externe ; de manière à respecter la règle du DUET ou de l’OCTET.

Exemples :

B / Les molécules

1 / Définition

Une molécule est une entité chimique électriquement neutre Elle est 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 un n’est jamais spécifié).

La nature et le nombre des atomes présents dans une molécule sont donnés par sa formule brute.

Exemple :

Formule brute de la molécule de méthane : CH                           ( atomicité : 5 )

Dans les molécules, les atomes mettent en commun des électrons en respectant, si possible, les règles du DUET et de l’OCTET.

2 / La liaison covalente

Une liaison covalente simple est une mise en commun de deux électrons entre deux atomes, chaque atome fournissant normalement un électron. Le doublet d’électrons mis en commun ou doublet liant est à l’origine de la liaison covalente établie entre les deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux atomes concernés.

Exemple :                    H — H

                                         ?

            Doublet liant ou liaison covalente associant les deux atomes

Les électrons mis en commun appartiennent à chacun des deux atomes et doivent être pris en compte dans le total des électrons de chaque atome.

3 / Les doublets non liants

Les électrons d’un atome, qui ne participent pas aux liaisons covalentes, restent sur cet atome et sont répartis en doublets d’électrons appelés doublets non liants. Chaque doublet non liant est représenté par un tiret placé sur l’atome considéré.

Exemple :            H — N — H

                                ¦                                  doublet non liant

                               H

4 / Règles du DUET et de l’OCTET

En formant des liaisons de covalence, chaque atome acquiert, en général, une structure électronique en duet ou en octet, semblable à celle du gaz rare (ou noble) qui le suit dans la classification périodique des éléments.

Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui manque pour acquérir une structure électronique en DUET ou en OCTET.

C / La représentation de LEWIS

1 / Définition

La représentation de LEWIS précise l’enchaînement des atomes et la position des doublets liants et non liants.

Dans la représentation de LEWIS d’une molécule :

            . Le symbole de l’élément représente le noyau de l’atome et les électrons internes.

            . Chaque doublet d’électrons externe est figuré par un tiret.

            . On distingue les doublets liants et non liants.

Exemple :             la molécule d’acide chlorhydrique            :            H — Cl

Méthode pour trouver la représentation de LEWIS :

. Écrire le nom et la formule brute de la molécule.

. Écrire la configuration électronique de chaque atome.

. Trouver le nombre d’électrons n_e de la couche externe de chaque atome.

. Trouver le nombre total n_t d’électrons externes intervenant dans la molécule (somme des n_e).

. Trouver le nombre total n_d de doublets liants et non liants en divisant par deux le nombre total d’électrons externes n_t.

. Répartir les doublets de la molécule en doublets liants (liaisons covalentes) ou en doublets non liants en respectant la règle du DUET pour l’atome d’hydrogène et la règle de l’OCTET pour les autres atomes.

2 / Applications

D / Notion d’isomérie

1 / Formule brute

La formule brute d’un corps indique le nombre d’atomes des différents éléments constituant la molécule.

Exemple :                    Formule brute de l’éthanol : C₂H₆O

2 / Formule développée

La formule développée d’une molécule s’obtient à partir de la formule de LEWIS de la molécule, avec seulement les doublets liants qui sont représentés.

Exemple :            Formule développée de l’éthanol :

3 / Formule semi développée

On reprend la formule développée dans laquelle les liaisons concernant les atomes d’hydrogènes ne sont pas représentées.

Exemple :            Formule semi-développée de l’éthanol :                 CH₃ — CH₂ — OH

4 / Isomérie

On appelle isomère des composés moléculaires différents ayant la même formule brute mais des formules développées (ou semi développées) différentes.

Exemple :

            Ethanol             :            CH₃ — CH₂ — OH

Et,

            Diméthyloxyde  :            CH₃ — O — CH₃

Application :            chercher les isomères du butane de formule brute : C₄H₁₀

Butane :             CH₃ — CH₂ — CH₂ — CH₃

                        Méthylpropane :            CH₃ — CH — CH₃

                                                                        ¦

                                                                        CH₃

E / Géométrie de quelques molécules

1 / Répulsion des doublets d’électrons

Les doublets externes, liants ou non liants, d’un même atome se repoussent et s’éloignent au maximum.

Dans le cas de quatre doublets, par exemple, ils adoptent une disposition tétraédrique (pyramide à base triangulaire) pour minimiser leurs répulsions mutuelles.

2 / La représentation de CRAM

Par convention :

            . un trait plein représente une liaison entre deux atomes situés dans le plan de la figure.

            . un triangle allongé plein représente une liaison entre un atome situé dans le plan de la figure et un atome situé en avant de ce plan.

            . un triangle allongé en pointillé représente une liaison entre un atome situé dans le plan de la figure et un atome situé en arrière de ce plan.

Exemple de structure possible :