Première S

Des atomes aux molécules

1.

Les molécules

A.

Règles du duet et de l'octet

Remarque

Dans la nature, seuls quelques éléments peuvent exister sous forme monoatomique : les gaz nobles. Les autres atomes vont former des ions ou des molécules pour avoir la même structure électronique que les gaz nobles.

Propriété

Dans la partie gauche de la classification périodique, les atomes ont tendance à former des cations pour avoir la même structure électronique que le gaz noble le plus proche.

Dans la partie droite, ils forment souvent des anions, mais peuvent aussi faire des liaisons covalentes pour respecter la règle de l’octet ou du duet.

Une liaison covalente entre deux atomes est la mise en commun de deux électrons (un par atome) formant ainsi un doublet liant.

Les électrons mis en commun appartiennent alors aux deux atomes.

Il existe d’autres types de liaisons qui seront vus ultérieurement.

Propriété

Pour des raisons de stabilité, les atomes vont compléter leur couche externe pour l'amener à 2 électrons (hydrogène) ou 8 électrons (azote, oxygène, carbone, fluor, chlore, etc.). C’est la règle du duet et de l’octet.

Pour atteindre ces nombres « magiques », les atomes vont notamment faire des liaisons, à raison d’une par électron manquant.

Le tableau ci-dessous reprend la structure électronique de quelques atomes et le nombre de liaisons qu'ils peuvent former :

Atome H C N O
Numéro atomique (Z) 1 6 7 8
Formule électronique K1K^1 K2L4K^2L^4 K2L5K^2L^5 K2L6K^2L^6
Nombre de liaisons 1 4 3 2
B.

Représentation de Lewis

Propriété

Une formule de Lewis est faite de sorte que :

  • la lettre de l’atome représente son noyau et les couches électroniques internes.
  • les doublets des électrons de la couche externe sont représentés par des tirets.
  • un tiret entre deux atomes représente une liaison, un tiret autour de l’atome représente un doublet non-liant.
  • les doublets non liants sont des paires d’électrons qui ne participent pas aux liaisons.

Ci-dessous quelques exemples de représentations de Lewis :

représentation de Lewis

Exemples de représentations de Lewis

2.

Géométrie des molécules

A.

Répulsion des doublets

B.

Prévision de la géométrie

3.

Isomérie Z/E

Géométriquement, prenons l’exemple du but-2-ène. On peut le représenter de deux façons différentes puisque la liaison double est rigide :

but-2-ène

Deux représentations du but-2-ène

Propriété

Dans le cas de la présence d’une liaison double, il se forme alors systématiquement des isomères de position.

Lorsqu’il y a une liaison simple, il est possible de faire tourner les atomes autour de la liaison.

La liaison double est elle, rigide, créant ainsi deux molécules différentes dans leur position mais pas dans leur formule : ce sont des isomères.

A noter qu'il faut qu'il y ait des groupements différents de l’hydrogène sur les deux atomes concernés par la double liaison :

  • Si les groupes sont du même côté, c’est l’isomère Z (Zusammen).
  • Si les groupes sont sur des côtés opposés, c’est l’isomère E(Entgegen)
Remarque

Il est possible de passer d’un isomère à un autre en l’éclairant ; c’est la photo-isomérisation.

La lumière va apporter de l’énergie pour casser la double liaison, faire tourner la molécule, puis reformer la double liaison.

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