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 les molecules

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atlantic

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Nombre de messages : 114
Date d'inscription : 13/01/2006

MessageSujet: les molecules   Dim 22 Juin - 18:46

Les molécules(cours de chimie classe seconde)



I. Règles du duet et de l'octet.



1. Remarque préliminaire.

1.1 Transformations subies par les atomes.

Lorsque les atomes subissent des transformations
(transformation en ion monoatomique ou lorsque qu'ils établissent des
liaisons avec d'autres atomes) ils le font de façon
à saturer leur couche externe
.

1.2 Atomes chimiquement stables.

Les atomes dont la couche externe est déjà
saturée ne donneront donc pas d'ion monoatomique et n'auront pas tendance
à établir de liaison avec d'autres atomes. Ils sont dits "chimiquement stables". On dit aussi qu'ils présentent
une grande inertie chimique.

2. Règle du duet.

Au cours de leurs transformations chimiques,
les atomes caractérisés par Z 4 évoluent de manière à saturer leur couche
(K).Ils acquièrent un "duet"
d'électrons c'est-à-dire une paire d'électrons.


3. Règle de l'octet.

Au cours de leurs transformations chimiques,
les atomes caractérisés par Z > 4 évoluent
de manière à saturer leur couche externe (L) ou (M)
etc.... Ils acquièrent un "octet"
d'électrons c'est-à-dire 8 électrons ou 4 paires
d'électrons.


Il existe des exceptions à la règle de l'octet.
Ces exceptions ne sont pas étudiées dans le cadre du cours de
seconde.


4. Prévision de la charge des ions monoatomiques.

L'application de ces règles permettent de prévoir
la charge et donc la formule de la plus part des ions monoatomiques. Par exemple:
Considérons l'atome de chlore de numéro atomique Z=17 dont la
formule électronique est: (K)2(L)8(M)7. Il possède 7 électrons sur
sa couche externe (M). En se transformant en ion chlorure il sature cette couche
externe avec un octet (Cool électrons. Cet atome, initialement neutre du
point de vue électrique, va donc gagner un électron c'est-à-dire
une charge négative lors de sa transformation en ion chlorure. La formule
de cet ion est alors: Cl-.

II. Formation des molécules.



1. Liaison covalente.

1.1 Définition.

Une liaison covalente entre deux atomes correspond
à la mise en commun entre ces
deux atomes de deux électrons de leurs couches externes pour
former un doublet d'électrons appelé doublet
liant
.


Le doublet liant, mis en commun entre
les deux atomes, est considéré comme appartenant
à chacun des atomes liés
.

1.2 Nombre de liaisons covalentes établies par un atome.

Le nombre de liaisons covalentes que peut former
un atome est égal au nombre d'électrons qu'il doit
acquérir pour saturer sa couche externe à un octet
d'électrons (ou un duet pour l'atome d'hydrogène).


1.3 Exemples de calcul du nombre de liaisons pour des atomes
fréquemment rencontrés.

Atome

Couche externe
électrons
périphériques

Calcul
n=8-p (ou n=2-p)

p: nombre d'électrons périphériques

Nombre de liaisons

Hydrogène
H (Z=1)

(K)1

n=2-1

n=1

Chlore Cl (Z=17)

(K)2(L)8(M)7

n=8-7

n=1

Oxygène
O (Z=Cool

(K)2(L)6

n=8-6

n=2

Azote N (Z=7)

(K)2(L)5

n=8-5

n=3

Carbone C (Z=6)

(K)2(L)4

n=8-4

n=4


2. Représentation de Lewis des molécules.

2.1 Doublets liants.

Les doublets liants ont été définis précédemment
comme les doublets mis en commun entre deux atomes. Ce sont eux qui assurent
les liaisons entre les atomes.

2.2 Doublets non liants.

Les doublets non liants sont les paires d'électrons qui
ne servent pas de liaisons entre deux atomes.

2.3 Représentation de Lewis des molécules.

La représentation de Lewis d'une molécule
fait apparaître tous les atomes de la molécule ainsi
que tous les doublets liants et non liants le cas échéant.

Dans la représentation de Lewis, la
règle du "duet" doit être satisfaite pour
chaque atome d'hydrogène et la règle de "l'octet"
doit être satisfaite pour tous les autres atomes.


2.4 Méthode permettant d'établir la représentation
de Lewis d'une molécule.

  • Déterminer le nombre d'électrons périphériques
    apportés par chaque atome de la molécule.
  • Déterminer le nombre total n d'électrons périphériques
    de la molécule.
  • En déduire le nombre de doublets (liants et non liants) à
    répartir dans la molécule. Pour cela il suffit de diviser
    n par 2.
  • Déterminer le nombre de liaisons qu'établit chaque atomes
    de la molécule (voir 1.2). Cette opération
    donne le nombre de doublets liants.
  • En déduire le nombre de doublets non liants et les répartir
    autour des atomes en respectant la règle de
    l'octet
    .
  • Les doublets liants sont représentés par un tiret rouge
    et les doublets non liants sont représentés par un tiret bleu.


Exemple: on veut représenter
le modèle de Lewis de la molécule de chlorure d'hydrogène
HCl. (H: Z=1; Cl: Z=17.)

  • H: 1 électron périphérique. Cl: 7 électrons
    périphériques.
  • n=1+7 ou n=8
  • Le nombre de doublets est alors 4
  • H établit 1 liaison covalente et Cl établit 1 liaison
    covalente. Ce qui correspond à un doublet liant mis en commun entre
    ces deux atomes.
  • Il reste donc 3 doublets non liants qui seront répartis autour
    de l'atome de chlore de façon à respecter la règle
    de l'octet. Le respect de la règle du duet est assuré pour
    l'atome d'hydrogène par la présence du doublet liant.
  • La représentation de Lewis de la molécule est donnée
    ci-contre.


Le TP contient d'autres exemples de formation
de molécules
(voir la correction
du TP sur les molécules
)

III. Géométrie des molécules.



1. Disposition spatiale des doublets.

La théorie de la répulsion minimale
des doublets permet de rendre compte de la géométrie
des molécules.


2. Exemples.

Dans les exemples suivants (E) représente un doublet non
liant. Les structures étudiées ici sont toutes tétraèdriques.



Les doublets sont en rouge et en bleu. Les lignes grises délimitent
le volume occupé par la molécule mais n'ont pas d'existence réelle.

La molécule de méthane a une forme géométrique
tétraèdrique, la molécule d'ammoniac a une forme géométrique
pyramidale et la molécule d'eau a une forme géométrique
coudée plane.

3. Représentation en perspective de Cram.

Certaines molécules à géométrie spatiale
(3 dimensions) sont difficiles à représenter dans le plan de la
feuille (2 dimensions). On utilise alors un mode de représentation dit
représentation de Cram dont les conventions
sont les suivantes:

  • Les liaisons situées dans le plan de la feuille sont dessinées
    en traits pleins.
  • Les liaisons situées en avant du plan de la feuille sont dessinées
    en traits épaissis.
  • Les liaisons en arrière du plan de la feuille sont dessinées
    en pointillés.


Les conventions et deux exemples sont représentés
ci-contre ((1) conventions, (2) méthane, (3) ammoniac).

IV. Isomérie.



1. Les formules d''une molécules.

Suivant les besoins, les chimistes disposent de plusieurs formules
pour un corps donné.

  • (a) formule brute: elle indique la nature et le nombre des atomes présents
    dans le composé.
  • (b) formule développée plane: elle fait apparaître
    tous les atomes et toutes les liaisons entre les atomes du composé.
    Les angles entre les liaisons sont en général de 90° (ou
    de 120° dans certains cas).
  • (c) formule semi-développée plane: elle fait apparaître
    tous les atomes et toutes les liaisons entre ces atomes à l'exception
    des liaisons avec les atomes d'hydrogène.


2. Isomérie et isomères.

Des isomères sont des composés
qui ont la même formule brute mais des formules développées
ou semi-développées différentes.


Les deux composés proposés en exemple, de même
formule brute C2H6O, sont des isomères.



Les isomères n'ont pas les mêmes propriétés
physiques et chimiques.

source: http://www.web-sciences.com/fiches2d/fiche13/fiche13.php
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claude
Invité



MessageSujet: Re: les molecules   Jeu 11 Déc - 7:26

ahhhh Dieu seul sait combien j'ai souffert avec cette matiere
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les molecules
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