De l'atome aux édifices chimiques - Cours de Physique Chimie Seconde avec Maxicours - Lycée

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De l'atome aux édifices chimiques

Objectifs
• La stabilité (ou état stable) des espèces chimiques constitue l'un des grands principes de la chimie et même de la vie quotidienne. Pour y parvenir, les atomes se transforment en ions monoatomiques ou s'associent pour former des édifices parfois complexes : les molécules.

• Les règles du « duet » et de « l'octet » permettent d'expliquer et de prévoir la formation de ces édifices.
Quelles sont les représentations qui permettent de visualiser les molécules ?

• Les propriétés physico-chimiques des espèces dépendent de leur formule mais aussi de leur géométrie.
1. Les ions monoatomiques
Pour se stabiliser, un atome doit acquérir la même structure électronique que le gaz rare de numéro atomique le plus proche. Il perd ou gagne alors un ou plusieurs électrons.

Il devient donc :
• soit un ion monoatomique positif, appelé cation ;
• soit un ion monoatomique négatif, appelé anion.

L'ion monoatomique ainsi obtenu est plus stable que l'atome dont il est issu ; il a la structure du gaz inerte le plus proche.

Exemples :
• L'atome de chlore Cl (Z = 17) gagne un électron et forme ainsi l'ion négatif appelé anion chlorure (Cl-). Cet ion a la même structure électronique que l'argon Ar (18 électrons) :
(K)2(L)8(M)8.

• L'atome de magnésium Mg (Z = 12), pour ressembler au néon (Ne : Z = 10 donc 10 électrons), peut perdre 2 électrons. Il forme ainsi l'ion positif magnésium Mg2+.
2. Les molécules
a. Définition
Comme les lettres forment les mots, une molécule est composée d'un ensemble d'atomes (au moins deux).
Dans une molécule, les atomes mettent en commun un ou plusieurs électrons externes en accord avec les règles du « duet » et de « l'octet ».
Dans une molécule, les atomes sont plus stables que s'ils sont pris isolément.
b. La liaison covalente
La liaison covalente simple est la mise en commun d'un seul électron externe de la part de chaque atome constituant la molécule. Les atomes sont alors liés.
La liaison covalente multiple (double ou triple) est la mise en commun de plusieurs (deux ou trois) électrons externes.

Exemples :
L'atome d'hydrogène  peut s'associer avec un autre atome d'hydrogène et former la molécule de dihydrogène (gaz intervenant dans la combustion des moteurs d'une fusée).
Chaque atome apporte un électron (liaison covalente simple) et acquiert la structure électronique de l'atome d'hélium He (K)2.

La molécule d'eau :


La molécule de dioxyde de carbone :
 
 
3. Représentations des molécules
a. Formules d'une molécule
► La formule brute
La formule brute permet de rendre compte du nombre et du type des atomes composant la molécule, mais ne donne aucune information sur l'enchaînement des atomes et sa géométrie.
Pour représenter la formule brute d'une molécule, on utilise le symbole de chaque atome composant la molécule et on met en indice le nombre de ces atomes.

Remarque :
L'indice 1 n'est jamais représenté.

Exemples :
• La molécule de dihydrogène comporte deux atomes d'hydrogène (H). Sa formule brute est H2.
• La molécule d'éthanol comporte 2 atomes de carbone (C), 5 atomes d'hydrogène (H) et 1 atome d'oxygène (O). Sa formule brute est C2H5O.

► La formule développée
La formule développée et son « raccourci », la formule semi-développée, permettent de rendre compte de l'enchaînement des atomes dans la molécule.
Dans la formule développée, toutes les liaisons sont représentées.
Dans la formule semi-développée, les liaisons entre les atomes de carbone et d'hydrogène ne sont pas représentées.

Exemples :
• La formule développée de la molécule de dihydrogène est : H-H.
• La formule semi-développée de la molécule de butane, C4H10, est : CH3-CH2-CH2-CH3.

Remarque :
Deux molécules ayant la même formule brute mais des formules développées ou semi-développées différentes sont des isomères de constitution.
b. Représentation de Lewis
La représentation de Lewis permet de visualiser l'enchaînement des atomes dans un plan et de prévoir la structure des atomes, mais ne donne aucune information sur sa géométrie.

Dans ce modèle, chaque liaison covalente (doublet d'électrons liants) est représentée par un trait simple horizontal ou vertical.
Les doublets d'électrons non liants (électrons des couches externes qui ne participent pas aux liaisons coyalentes) sont représentés par des traits simples placés autour du symbole de l'atome correspondant.

Remarque :
Le symbole de l'atome représente son noyau et ses couches internes.

Exemple :
La molécule de chlorure d'hydrogène a pour formule brute HCl.
H possède 1 électron liant (1 liaison simple possible).
Cl possède 1 électron liant (1 liaison simple possible) et 6 électrons non liants, soient 3 doublets non liants.
Représentation de Lewis :
c. Représentation de Cram
La représentation de Cram donne une image de la molécule dans l'espace à trois dimensions.

Le maximum de liaisons est disposé dans un même plan. On tient compte des angles entre les différentes liaisons.
Les doublets non liants ne sont pas représentés.

Exemple :
La molécule de méthane CH4.

 
L'essentiel
Un atome qui a perdu des électrons est un ion monoatomique positif, appelé cation.
Un atome qui a gagné des électrons est un ion monoatomique négatif, appelé anion.

Une molécule est un ensemble d'atomes liés entre eux par des liaisons covalentes.
La liaison covalente est une mise en commun d'un ou plusieurs électrons externes provenant de chaque atome composant une molécule.

Deux molécules ayant la même formule brute mais des formules développées ou semi-développées différentes sont des isomères de constitution.

La représentation de Lewis permet de visualiser l'enchaînement des atomes dans un plan et les doublets non liants, ainsi que de prévoir la structure des atomes mais ne donne aucune information sur sa géométrie.

La représentation de Cram donne une image de la géométrie de la molécule.

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