Chapitres
- 01. Introduction
- 02. Règles du duet et de l'octet
- 03. Formation des molécules
- 04. Géométrie des molécules
- 05. La théorie VSEPR
- 06. Isomérie
- 07. La polarisation
- 08. L'atome
- 09. Les forces de Van Der Waals
- 10. La stabilité électrique des molécules
Introduction
Une molécule est un assemblage électriquement neutre d'atomes. Il résulte de la formation de liaisons entre les atomes. La liaison entre les atomes peut être simple si les atomes ne sont liés que par une seule liaison ou multiple si les atomes sont liés par 2 ou 3 liaisons (elle est dite double ou triple). La première fois qu'un scientifique a évoqué le concept de molécule, c'était en 1811. C'est en effet Avogadro, un physicien et chimiste italien, qui fut le premier à distinguer les molécules des atomes.
Règles du duet et de l'octet
Remarque préliminaire
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.
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.
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.
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.
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 (8) 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-. Pourquoi ne pas prendre un cours de physique et chimie pour mieux comprendre les sciences ?
Formation des molécules
Liaison covalente
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. Comment progresser grâce aux cours de physique en ligne ?
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).
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=8) | (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 |
Représentation de Lewis des molécules
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.
Doublets non liants
Les doublets non liants sont les paires d'électrons qui ne servent pas de liaisons entre deux atomes.
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.
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.
Géométrie des molécules
Disposition spatiale des doublets
La théorie de la répulsion minimale des doublets permet de rendre compte de la géométrie des molécules.
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.
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). Où trouver un professeur physique ?
La théorie VSEPR
La théorie VSEPR , signifiant en Anglais Valence Shell Electron Pair Repulsion, encore noté RPECV en Français, signifie « répulsion des paires électroniques de la couche de valence ». Cette théorie correspond à une méthode destinée à prédire la géométrie des molécules. Cela est possible en se basant sur la théorie de la répulsion des électrons de la couche de valence, également connue sous le nom de « théorie de Gillespie »
Prérequis et supposition
Exemple : avec une formule VSEPR, c'est à dire Valence Shell Electron Pair Repulsion, en AX5, le pentachlorure de potassium, de formule PCl5, possède une structure en bipyramide trigonale. Cela signifie qu'il possède deux types de chlore dont :
- Trois atomes de chlore équatoriaux, c'est à dire à 120° les uns des autres
- Et deux atomes de chlore apicaux.
Labilité de la structure
Une fois que l'on est sûr que la molécule est la bonne, il peut être intéressant d'avoir recourt à une formule VSEPR, c'est à dire Valence Shell Electron Pair Repulsion, afin de décrire la structure de la molécule. En effet, en prenant l'exemple d'une structure en bipyramide trigonales, on considère la molécule présente une structure labile. Cela signifie que, par une pseudorotation de Berry, les deux atomes apicaux peuvent s'échanger avec deux atomes équatoriaux tandis que le troisième atome, qui reste donc inchangé, est appelé pivot de la pseudorotation. On peut alors, via la description VSEPR d'une molécule, décrire sa labilité.
Prérequis et supposition
La méthode VSEPR est fondée sur un certain nombre de suppositions qui concernent principalement la nature des liaisons entre atomes :
- les atomes dans une molécule sont liés par des paires d'électrons ;
- deux atomes peuvent être liés par plus d'une paire d'électrons. On parle alors de liaisons multiples ;
- certains atomes peuvent aussi posséder des paires d'électrons qui ne sont pas impliqués dans une liaison. On parle de doublets non liants ;
- les électrons composant ces doublets liants ou non liants exercent les uns sur les autres des forces électriques répulsives. Les doublets sont donc disposés autour de chaque atome de façon à minimiser les valeurs de ces forces ;
- les doublets non liants occupent plus de place que les doublets liants ;
- les liaisons multiples prennent plus de place que les liaisons simples.
Notation
Dans la théorie VSEPR, il y a certains usages de notation à respecter :
- On note l'atome central de la molécule étudiée A.
- Les doublets non-liants, et donc les paires d'électrons appartenant à l'atome central A qui se sont pas impliqués dans les liaisons sont notés E et m leur nombre.
- Les doublets liants, et donc paires d'électrons qui sont impliqués dans des liaisons entre l'atome central A et un autre atome sont notés X. Le nombre de doublets liants sera noté n.
Les molécules simples, dont la géométrie est facilement définissable grâce à la méthode VSEPR sont donc notés suivant la notation vu ci-dessus et se présentent donc sous la forme : AXnEm
Isomérie
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.
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.
La polarisation
Électronégativité des atomes
Dans le domaine de la chimie, on décrit l'électronégativité comme étant une grandeur physique caractérisant la capacité d'un atome à attirer un ou plusieurs électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec une autre espèce. Selon leur configuration électronique, certains atomes capteront les électrons facilement alors que d'autres n'y arriveront pas. Par exemple, l'atome de fluor a pour configuration k2l7, il gagnera facilement un électron pour saturer la couche l. La facilité des atomes à capter un électron s'appelle l'électronégativité. Dans le tableau périodique, les atomes les plus électronégatifs se trouvent en haut à droite.
Polarité d'une liaison chimique
Lorsque deux atomes sont liés chimiquement, c'est qu'ils mettent en commun deux électrons. Les deux électrons sont alors en orbite autour des deux noyaux, ils forment alors la liaison. Dans le cas de deux atomes identiques, le doublet est également partagé et symétrique par rapport à l'axe de liaison. Dans le cas où, les deux atomes sont différents, celui qui est le plus électronégatif attire plus fortement le doublet. Le nuage électronique est alors plus dense du côté de l'atome le plus électronégatif et crée une charge négative à cet endroit et positive sur l'autre atome. Une telle molécule possède deux pôles électriques, on dit qu'elle est polarisée.
L'atome
Description
L'atome est électriquement neutre. Il est composé d'un noyau, et d'électrons. Le noyau est composé de nucléons représenté par un A, qui eux mêmes sont composés de neutrons N et de protons Z, ainsi A=N+Z . Un noyau est représenté par avec X qui est le symbole de l'élément chimique de numéro atomique Z ( classé dans le tableau de classification périodique des éléments chimiques ). Z correspond aussi au nombre d'électrons. ( il y a un nombre égal de protons et d'électrons pour que le noyau soit de charge neutres )
La masse d'un atome
La masse des électrons est négligeable devant celle du noyau.
On dit que la masse d'un atome est concentrée dans son noyau
La charge électrique d'un atome
C'est la somme de la charge électrique + des particules du noyau et celle – des électrons.
Cette somme est nulle : On dit que l'atome est électriquement neutre.
Les charges électriques étant les même, il y a autant d'électrons qui gravitent autour du noyau que de particules le constituant.
Exemple : L'atome de fer a 26 électrons et 26 particules + dans son noyau.
La taille d'un atome
Elle est infiniment petite.
Le diamètre d'un atome vaut en moyenne 10-1 nm ( 1 nm = 10 -9 m ).
Le diamètre du noyau vaut en moyenne 10-6 nm.
Le noyau est 100 000 fois plus petit que l'atome.
Entre les électrons et le noyau, il n'y a que du vide... Beaucoup de vide !
On parle de la structure lacunaire de l'atome.
Les liaisons de l'atome
Une liaison covalente est dite polarisée si les deux atomes qui sont liés ont des électronégativités très différentes. En effet, dans ce cas, un des deux atomes aura tendance à attirer les électrons, ce qui a pour effet de polariser la liaison. Plus la différence d’électronégativité est grande et plus la polarisation de la liaison sera importante. Il se forme ainsi une sorte de dipôle électrique. Le décalage des électrons conduit à noter une charge partielle négative δ– sur l’atome le plus électronégatif et une charge partielle positive δ+ sur le moins électronégatif
La stabilité des structures électroniques est aussi impactée par l'électronégativité.
L’électronégativité d'un élément est sa capacité à attirer les électrons lors de la création de liaisons chimiques avec d'autres éléments
On peut trouver l'électronégativité d'un élément grâce à sa position dans le tableau périodique des éléments. En effet il existe un lien entre la période et l'électronégativité. Par exemple, en lisant le tableau de gauche à droite, sur une période, l'électronégativité augmente. Il en va de même si on lit le tableau de bas en haut par colonne. La classification périodique des éléments, aussi appelée tableau de Mendeleïev, du nom de son créateur. C’est un chimiste russe qui en 1869 créa un tableau dont le but était de regrouper tous les éléments chimiques connus par points communs (groupes et familles par exemple). Il a souvent été ajusté et mis à jour depuis cette époque. Sa dernière révision date de 2016 par l’UICPA (Union internationale de chimie pure et appliquée), une ONG suisse qui a pour but l’évolution de la physique-chimie. Le tableau périodique compte à ce jour 118 éléments.
La structure atomique
Composition du noyau
Le noyau d'un atome se compose d'éléments que l'on appelle les nucléons. Ce sont eux qui définissent le nombre de masse d'un atome.
Le nombre de masse d’un atome est le nombre de nucléons qu’il contient. Il s’agit donc de la somme du nombre de protons et du nombre de protons qui constituent le noyau de l’atome
Dans ces nucléons se trouvent des protons dont la charge est positive et des neutrons à charge neutre. Ces deux composants sont très fortement liés entre eux. Le rayon d'un nucléon est d'environ 10-15 m alors que l'atome tout entier a un diamètre avoisinant les 10-10 m.
Les forces de Van Der Waals
Nommées ainsi en l'honneur de Johannes Diderik van der Waals, un physicien néerlandais du XIX ème siècle, ces forces peuvent se décrire comme les interactions électroniques entres les atomes ou molécules, qui les lient ensemble. Johannes Diderik van der Waals fut le premier a les prendre en compte dans es calculs en 1873. Cela lui valut de recevoir en 1910 le prix Nobel de physique.
Un prix Nobel, Nobelpriset de son nom original en suédois, est une récompense au niveau mondial qui gratifie son détenteur d’être l’une des personne ayant apporté le plus grand bénéfice à l’humanité. C’est un prix qui se remet tous les ans.Le premier a été remis en 1901. Ils récompensent des découvertes ou un travail en faveur de la paix. Il en existe 5 : le prix Nobel de physique, le prix Nobel de chimie, le prix Nobel de la paix, le prix Nobel de médecine et de physiologie et le prix Nobel de littérature.
Ce phénomène s'explique par la répartition des charges au sein d'une molécule ou au sein des couples d'atomes. Pour plus de détails, il faut néanmoins se plonger dans la physique quantique pour en comprendre les principes les plus poussés. On peut leur trouver trois origines :
- L'interaction électrostatique attractive entre deux multipôles induits, il s'agira dans ce cas des forces de London ;
- L'interaction attractive entre un multipôle permanent et un multipôle induit et il s'agira des forces de Debye ;
- L'interaction électrostatique attractive ou répulsive entre deux multipôles permanents selon leurs orientations, il s'agit alors des forces de Keesom.
Les exemples les plus flagrants des effets des forces de Van Der Waals sont les absorptions par capillarité ainsi que les systèmes d'accroche des pattes de gecko qui peuvent coller aux murs.
Il existe plusieurs types de forces qui font que les molécules s'attirent les unes les autres. Vous en avez quelques exemples dans notre partie ci-dessus.
La stabilité électrique des molécules
Les molécules ont normalement une charge électrique neutre. En effet, leurs atomes sont liés par des liaisons covalentes la plupart du temps. Lorsqu'une molécule n'est pas neutre, il s'agit d'un ion.
Une liaison covalente est une liaison chimique entre deux atomes qui vont se partager deux électrons. Il peut d'agir d'un électron chacun ou d'un atome qui va partager ses deux électrons. Si une seule paire d'électrons est partagée, on parle alors d'un doublet liant. Si il y a deux paires d'électrons il s'agira d'une liaison double et s'il y a trois paires d'électrons il s'agira d'une liaison triple.
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