TP Les molécules et leurs géométries

« 2 II I.

Fo rm ation des Mo lécules : liaison covalente.

a) Règles du duet et de l'octet. Lor sque les at om es s ubissent des t ransform ati ons en créant un ion monoatom ique ou des liais ons avec d'a utres at om es (form ation de mo lécules ), ils le font pou r sat ur er leur cou che e xterne.

Ceux dont la c ou che e xterne est d éjà sat ur ée, ne donn eront d on c pas d'i on mo noatom ique et ne c réent pas de liais on avec d'a utres atom es.

Ils s ont " chimiquement st ables".

Ils ont une grande inertie chimique.

_Règ le du du et : Au cour s de le ur s t ransform ati ons chimiques, les at om es ca racté risés par Z ≤ 4 évoluent de manière à sat ur er leur cou che (K).

Ils acquièrent un "d uet" d'élect rons (2 e-) _Règ le de l'octet : Au cour s de le ur s t ransform ations chimiques, les at om es ca racté risés par Z > 4 évoluent de manière à sat ur er leur cou che e xterne (L) ou (M) etc ....

Ils acquièrent un "octet" d' élect rons (8 e-) (Il y a d es e xceptions à la règle de l' octe t).

b) Liaison cova lente. La form ati on des molécules corr espo nd à la format ion de liaisons ent re ato mes.

Lor sque de ux atom es se lie nt, ils mettent en co mmun les électrons de leur couche exter ne (couc he de va lenc e).

Par exemp le, si chac un des de ux atom es appor te un élect ron, les deux électrons ainsi mis en comm un, app artiennent maintena nt aux deux at omes.

D on c tou t se passe c omm e si chaque atom e avait ga gné un élect ron.

L’ens emble de de ux électrons mis en comm un, co nstitue une liaison .

Cette liais on est di te « cov alen te » pu isqu’elle est le résultat de la mise en commu n de de ux élect ro ns a pp artenant a ux cou ches de val ence des de ux atom es. Quels sont les électrons qui sont susceptibles d’être mis en jeu da ns une liaison cova lente et quels sont les électrons qui ne peuvent réaliser de liaison cova lente ? - Les élec trons célibataires .

L or s de l’éta blisse ment de liais ons entre at omes, ils recherchent un autre élect ro n cél ibatai re (venant d ’un autre at om e) afin de réaliser une paire.

Cette paire a insi form ée par la mise en comm un de de ux éle ctro ns a pp artenant à de ux atom es di fférents est a ppelée « pa ire lian te » ou « dou blet liant » ; e lle c orr espo nd à une liaison cova lent e.

La liaison covalente est représe ntée p ar un tiret ent re les de ux atomes mi s en jeu.

Le nombre de liaiso ns cova len tes que pe ut eng ager un a tome c orrespo nd au nombre d’électrons cé libataires de la couche de va len ce.

- Les élec trons déjà app ariés .

Etant dé jà app ariés (ils s ont d ans une ca se où il y a déjà de ux élect rons), ils ne pourro nt pas réaliser de liais on avec les électron s d’un autre at om e.

On dit qu’ils form ent un e « pa ire libre » ou « dou blet non liant ».

La p aire libre est représentée par un tiret à côté de l’atom e auquel elle appartient.

H suit la règle du « duet » : il tente d’acquérir 1 é lect ro n pou r av oir la même st ru ctur e élect ron ique que l’héli um .

Il réal ise d on c une se ule liais on.

C, N, O, F, Cl suivent la règ le de « l’octet » : ils t entent d ’acquérir le nombre s uffisant d’électro ns pou r av oir la même st ru ctur e él ectro nique que le gaz rare le plus pro che.

C engage 4 liaiso ns, N engage 3 liaisons, O eng age 2 liaisons, F et Cl enga gent chacun une liaiso n.

(Co mpléter le ta bleau p récéde nt) IV. Form ule de Lew is et géom étrie de quelques m olécules sim ples.

On s’intéresse d’abord individuellement à chacun des atomes qui composent la molécule.

On regarde comb ien cha cun po ssède d’électrons liants.

On place l’atome qui a le plus d’électrons lian ts au centre et ceux qui en possèd ent le moins en périph érie.

On répa rtit les paires liantes autour de chaque atome en tenant compte de la règle du du et et de l’octet.

Exe mples : Dioxyg ène : O2 Acide cyanh ydriq ue : HCN. »