Structure des molécules

Structure des molécules

Chapitre 7 - Structure des molécules

Objectifs

- Décrire à l’aide des règles du duet et de l’octet les liaisons que peut établir un atome (C, N, O et H) avec les atomes voisins.

- Interpréter la représentation de Lewis de quelques molécules simples.

- Mettre en relation la formule de Lewis et la géométrie de quelques molécules simples.

- Prévoir si une molécule présente une isomérie Z/E.

- Savoir que l'isomérisation photochimique d'une double liaison est à l'origine du processus de la vision.

Savoir faire expérimentaux :

- Mettre en œuvre le protocole d’une réaction photochimique.

- Utiliser des modèles moléculaires et des logiciels de modélisation.

  1. Comment se forment les molécules ?

  1. Electrons de valence ou électrons périphériques

Les électrons de la couche électronique externe d’un atome sont appelés électrons périphériques ou électrons de valence.

  1. Règle du duet et de l’octet

a) Objectifs des atomes

Comme cela a été vu en classe de seconde, les gaz noble existent sous forme d’atomes non associés : ils sont dits stables.

Leur inertie chimique s’explique par les règles du duet ou de l’octet :

«  Les atomes tendent à adopter la structure électronique stable des gaz nobles, c’est à dire posséder 2 électrons (règle du duet) ou 8 électrons (règle de l’octet) sur leur couche externe. »

Pour respecter la règle du duet ou de l’octet, un atome, autre qu’un gaz noble, peut :

  •  
    • soit perdre ou gagner des électrons et se transformer en ions.

    • soit se lier à d’autres atomes en formant avec eux des liaisons covalentes et ainsi constituer des molécules.

b) Enoncés des règles

Règle du duet :

Les atomes dont le numéro atomique Z est inférieur ou égal à 4 cherchent à avoir une couche électronique K saturée

Ces atomes veulent donc avoir 2 électrons périphériques (= duet)

Règle de l’octet :

Les atomes dont le numéro atomique Z est supérieur à 4 cherchent à avoir une couche électronique L ou M saturée

Ces atomes veulent donc avoir 8 électrons périphériques (= octet)

  1. Liaison covalente

Une liaison covalente est appelée aussi doublet liant. Elle résulte de la mise en commun de 2 électrons externes par deux atomes, chaque atome apportant 1 électron. Les deux électrons s’associent et constituent un doublet liant.

Les électrons de la liaison appartiennent ensuite aux deux atomes : chaque atome a donc gagné 1 électron.

Les électrons de la couche externe de l’atome non engagés dans une liaison covalente restent sur leur atome et se regroupent deux par deux en doublets non liants.

Méthode :

En fonction du numéro atomique Z des atomes, on détermine pour chaque atome le nombre d’électrons de valence et donc le nombre de liaisons covalentes qu’il forme et le nombre de doublets non liants qu’il possède.

Remarque : Placer tous les électrons de valence à l’aide de la méthode des points cardinaux.

Une fois ceci déterminé, on assemble les atomes pour former la molécule, en respectant les règles du duet et de l’octet.

Rappel :

Tous les atomes appartenant à la même famille (même colonne de la classification périodique de Mendeleïev) ont le même nombre d’électrons de valence, donc forment le même nombre de liaisons covalentes et ont le même nombre de doublets non liants.

Exemples :

Atome

H

C

N

O

F

Numéro atomique (Z)

1

6

7

8

9

Structure électronique

(K)1

(K)²(L)4

(K)²(L)5

(K)²(L)6

(K)²(L)7

Nombre d’électrons de valence

1

4

5

6

7

Nombre d’électrons manquant pour atteindre une structure stable

1

4

3

2

1

Nombre de doublets liants (liaison covalente) formés pour chaque atome de la molécule

1 liaison

4 liaisons :

- 4 simples

- 2 simples et 1 dble

- 1 simple et 1 triple

- 2 doubles

3 liaisons :

- 3 simples

- 1 simple et 1 dble

- 1 triple

2 liaisons :

- 2 simples

- 1 double

1 liaison

Représentation des liaisons

 

 

 

 

 

Remarque : Comme le chlore, le brome et l’iode appartiennent tous à la même famille (colonne 17 de la classification périodique de Mendeleïev), ils adopteront tous la même représentation.

  1. Représentation de Lewis d’une molécule

Lewis, chimiste américain (1875-1946) propose un modèle pour interpréter la liaison covalente entre deux atomes.

La formule de Lewis est la représentation des atomes qui constituent une molécule. Les électrons de valence regroupés en doublets sont représentés par des tirets.

  • Pour les doublets liants (liaison covalente) : le ou les tirets sont représentés entre les symboles des atomes engagés dans cette liaison covalente. Il existe 3 types de liaisons possibles : liaison simple, liaison double ou liaison triple.

  • Pour les doublets non liants (non engagés dans une liaison covalente), ils sont représentés par des tirets autour de l’atome auquel ils appartiennent.

Pour les atomes respectant la règle de l’octet, chaque atome doit être entouré de 4 doublets d’électrons (liants et/ou non liants).

1er exemple : la molécule d’eau H2O.

Autres exemples :

NH3 CO2 CH4 CH2O N2

 

 

 

 

  1. Géométrie des molécules

  1. Définition

La géométrie d’une molécule est l’agencement de ses atomes dans l’espace.

  1. Répulsion des doublets d’électrons

Les doublets d’électrons d’un même atome se repoussent et se placent le plus loin possible les uns des autres, de façon à minimiser leur répulsion.

Ainsi, la structure spatiale d’une molécule est celle dans laquelle les doublets d’électrons liants et non liants autour de chaque atome s’écartent au maximum les uns des autres.

  1. Recherche de la forme géométrique

La forme géométrique d’une molécule dépend du nombre et de la nature des doublets (liants, non liants) mis en jeu par les atomes qu’elle contient.

Quelques exemples de géométries simples :

A représente l’atome central et X les atomes

auxquels il est lié

 

 

 

 

 

 

 

  • Pour les atomes possédant 4 doublets indépendants (uniquement des liaisons simples et/ou des doublets non liants) : la forme géométrique la plus stable consiste à placer l’atome central au milieu d’un tétraèdre fictif et de positionner les autres atomes (ou doublets non liants) aux sommets du tétraèdre.

Ainsi, CH4 a une forme tétraédrique

NH3 a une forme pyramidale

H2O : a une forme plane coudée

  • Pour les atomes possédant 1 double liaison et 2 liaisons simples, la forme géométrique la plus stable se fait selon les directions des sommets d’un triangle fictif dont le centre est occupé par l’atome.

     

     

On obtient ainsi un triangle plan comme pour CH2O.

  1. Isomérie Z et E

  1. Définition

Si deux molécules ont la même formule brute mais des représentations de Lewis différentes, ces deux molécules sont des isomères.

Des molécules isomères n’ont pas les mêmes propriétés physiques et chimiques.

  1. Mise en évidence

Modèles moléculaires de :

Butène

 

 

Ethène

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Dans le cas de l’éthène (ou éthylène) de formule brute C2H4, il n’y a pas de possibilité de rotation de la double liaison. Tous les atomes sont dans le même plan.

Si on remplace 2 H par 2 groupes CH3, on forme le butène.

Dans le cas du butène (ou butylène) de formule brute C4H8, il y a deux arrangements possibles. L’absence de rotation autour de la double liaison empêche la transformation d’un arrangement en l’autre. Ces deux arrangements correspondent donc à deux molécules différentes dites isomères Z et E.

Remarque orale : Dans le cas du butène, il y a en tout 4 isomères possibles (en fonction de la position de la double liaison - voir tableau ci-contre) mais ici seuls ceux présentant une isomérie Z ou E nous intéressaient.

  1. Reconnaître les isomères Z et E

Pour qu’une isomérie existe, il est nécessaire que la molécule possède une double liaison et que chaque atome engagé dans cette double liaison soit lié à deux groupes d’atomes différents (représentés ici par R et R’).

 

  • L’isomère Z (zusammen, ensemble en Allemand) correspond à l’isomère pour lequel les plus petits groupements se trouvent du même côté de la double liaison.

Dans le cas de l’isomère Z du butène, les deux atomes d’hydrogène sont du même côté de la double liaison.

  • L’isomère E (entgegen, opposé en Allemand) correspond à l’isomère pour lequel les plus petits groupements se trouvent de part et d’autre de la double liaison.

Dans le cas de l’isomère E du butène, les deux atomes d’hydrogène sont de part et d’autre de la double liaison.

  1. Mécanisme de la vision

Le passage d’un isomère en l’autre ne peut se faire que par le remplacement temporaire de la double liaison en simple liaison autour de laquelle une rotation est possible. On passe alors de l’isomère Z à l’isomère E, et inversement.

Cette transformation ne peut se faire sans apport d’énergie.

Si l’énergie est apportée par la lumière, on parle de photo-isomérisation ou d’isomérisation photochimique.

C’est une telle isomérisation Z/E qui est à l’origine du mécanisme de la vision avec la molécule de rétinal contenue dans la rhodopsine.

Sous l’effet d’un photon, il y a isomérisation immédiate du (Z)-rétinal contenu dans les cônes et les bâtonnets de la rétine de l’œil en (E)-rétinal. Cela déclenche le signal électrique nerveux qui est transmis au cerveau par le nerf optique et qui est interprété comme de la lumière : c’est l’origine du processus de vision.

Dans l’obscurité, le (E)-rétinal se retransforme en (Z)-rétinal … Comment ??

Les livres ne le disent pas vraiment ou alors avec un langage fort savant :

« A la lumière :

Sous l'effet d'un photon, il y a isomérisation immédiate du (Z)-rétinal contenu dans la rhodopsine, qui devient (E)-rétinal. Et après toute une série de transformations qui se termine par une hydrolyse, il y a régénération du (Z)-rétinal et de l'opsine; le (Z)-rétinal est réduit en rétinol sous l'action du rétinal réductase... Le cycle peut recommencer.

La série de transformations mentionnée a engendré une impulsion électrique, transmise au cerveau par le nerf optique et interprétée comme de la lumière

Dans l'obscurité :

La vitamine A se transforme en (Z)-rétinal (oxydation du rétinol sous l'action du rétinol déshydrogénase).

Le rétinal isomérase le transforme en (E)-rétinal.

Le (E)-rétinal réagit par son carbonyle sur la fonction amine de l'opsine, la transforme en imine, la rhodopsine. »

Nous nous arrêterons donc à une description très succincte du processus de vision ...

HORS PROGRAMME - VSEPR : méthode de Gillepsie -

Notation : suivant les usages de la méthode VSEPR, on notera l'atome central de la molécule étudiée A.

Le nombre de doublets non liants, c'est-à-dire le nombre de paires d'électrons appartenant à l'atome central A et n'étant pas impliqués dans les liaisons sera noté E et n leur nombre.

Les doublets liants, c'est-à-dire les paires d'électrons étant impliqués dans des liaisons entre l'atome central A et un autre atome seront notés X. Le nombre de doublets liants sera noté m.

Les molécules simples, dont la géométrie est facilement définissable grâce à la méthode VSEPR sont donc de la forme : AXmEn

Nombre de doublets
liants + non liants

Géométrie de base
0 doublet non-liant
n=0

1 doublet
non-liant
n=1

2 doublets
non-liants
n=2

3 doublets
non-liants
n=3

1

 

linéaire

 

 

 

2

 

linéaire

 

linéaire

 

 

3

 

triangle (plan)

 

coudée

 

linéaire

 

4

 

tétraèdre

 

pyramide trigonale

 

coudée

 

linéaire

5

 

bipyramide trigonale

 

balançoire (seesaw)

 

forme en T

 

linéaire

6

 

octaèdre

 

pyramide à base carrée

 

carré (plan)

 

7

 

bipyramide pentagonale

 

pyramide pentagonale

 

 

Aucune note. Soyez le premier à attribuer une note !

Ajouter un commentaire

Créer un site gratuit avec e-monsite - Signaler un contenu illicite sur ce site