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Structure des molécules

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Introduction :

Ce cours portera sur la structure des molécules.

Nous nous intéresserons tout d’abord à la façon de représenter la structure des atomes puis aux différentes manières de représenter les molécules et enfin à leur géométrie dans l’espace.

La structure de l’atome et sa représentation

Les couches de gravitation électronique

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Rappel

Autour du noyau de l’atome gravitent des électrons qui se répartissent dans différentes couches :

  • les électrons 1 à 2 occupent la couche K ;
  • les électrons 3 à 10 peuplent la couche L ;
  • les électrons 11 à 18 peuplent la couche M.
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Exemple

  • L’hydrogène a un numéro atomique (symbolisé Z\text Z) de 1, donc H : (K)1\text{H : (K)1}
  • Le carbone de numéro atomique Z=6\text Z = 6 on notera : C(Z=6) (K)2(L)4\text C (\text Z=6)\ (\text K)^2 (\text L)^4
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À retenir

Lorsqu’une couche a atteint son nombre maximal d’électrons, on dit qu’elle est saturée.

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Rappel

Cet extrait du tableau périodique des éléments, ainsi que les structures électroniques des premiers atomes, permet de voir sur combien de couches se répartissent les électrons. Dans la première ligne du tableau, il n’y a que la couche (K\text K), dans la deuxième ligne, les couches (K\text K) et (L\text L) et dans la troisième ligne, les couches (K\text K), (L\text L) et (M\text M)

Début du tableau de classification périodique des éléments Début du tableau de classification périodique des éléments

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Astuce

Après la couche M\text M, il existe une couche N\text N qui compte au maximum 32 électrons, mais cette couche n’est que rarement utilisée tant les atomes concernés sont en faible quantité sur Terre, comparativement aux premiers atomes.

À partir de la structure électronique, il est possible d’établir une structure de Lewis des atomes.

Représentation de Lewis

Le modèle de Lewis représente l’atome grâce à son symbole et fait figurer autour les électrons de sa couche externe.

Représentation de Lewis du carbone Représentation de Lewis du carbone

Les électrons se répartissent uniformément autour de l’atome. Quand la couche externe contient de 1 à 4 électrons, ils sont célibataires. Quand la couche externe contient 5 à 8 électrons, on les représente par paires d’électrons aussi appelées doublets non liants.

En représentation de Lewis, les paires d’électrons libres, ou doublets non liants, sont représentées par des tirets, les autres électrons, qui sont donc célibataires, sont représentés par des points. Seuls les électrons célibataires pourront faire une liaison covalente en se liant à un autre électron célibataire.

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Définition

Doublets non liants :

Les doublets non liants sont des paires d’électrons propres à un atome, autrement dit qui ne sont pas partagé avec un autre dans une liaison.

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Exemple

  • L’azote (Z=7) (K)2(L)5\text N\ (\text Z = 7)\ (\text K)^2 (\text L)^5

Représentation de Lewis de l’azote Représentation de Lewis de l’azote

  • L’oxygène O(Z=8) (K)2(L)6\text O (\text Z = 8)\ (\text K)^2 (\text L)^6

Représentation de Lewis de l’oxygène Représentation de Lewis de l’oxygène

Les atomes restent rarement à l’état brut dans la nature : le plus souvent, ils se lient entre eux pour former des molécules.

La molécule et ses représentations

Liaison covalente

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Définition

Molécule :

Une molécule est un assemblage électriquement neutre d’atomes liés entre eux par des liaisons covalentes.

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Exemple

La molécule d’eau H – O – H\text {H – O – H} lie entre eux deux atomes d’hydrogène à un atome d’oxygène.

Représentation 3D de l’eau Représentation 3D de l’eau

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Définition

Liaison covalente :

Une liaison covalente est une mise en commun par deux atomes de deux électrons célibataires. La liaison peut-être simple, double ou triple selon le nombre de liaisons entre les atomes.

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Exemple

Par exemple, le dihydrogène contient une liaison simple H – H\text {H – H}, le dioxygène contient une liaison double = O\text O\ =\ \text O et le diazote contient une liaison triple  N\text N\ ≡\ \text N.

Règle du duet et de l’octet

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Rappel

On voit en classe de seconde que les atomes dont le numéro atomique Z\text Z est inférieur ou égal à 4, cherchent à acquérir 2 électrons sur leur couche externe : c’est la règle du duet.
Quant aux atomes dont le numéro atomique Z\text Z est supérieur à 5, ils cherchent à acquérir 8 électrons sur leur couche externe : c’est la règle de l’octet.

Dans une molécule, les atomes forment des liaisons covalentes entre eux pour suivre les règles du duet et de l’octet.

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Propriété

Règle du duet et de l’octet :

Pour un atome donné, la somme des électrons formant les doublets non liants et des électrons formant des liaisons covalentes ne pourra pas excéder :

  • 8 électrons quand le numéro atomique Z\text Z de l’atome est supérieur à 5 ;
  • 2 électrons (quand le numéro atomique Z\text Z est inférieur ou égal à 4.
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Astuce

Lorsqu’on veut parler en même temps des liaisons covalentes et des doublets non liants, on emploie l’expression « doublet électronique ».

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Définition

Doublet électronique :

Les doublets électroniques d’un atome sont donc l’ensemble de ses doublets, aussi bien ceux engagés dans les liaisons covalentes que les doublets non liants.

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Exemple

Pour bien comprendre la différence entre doublets liants et non liants, prenons l’exemple de la molécule d’eau et intéressons-nous au nombre d’électrons autour de chacun de ses atomes.

Représentation de Lewis de l Représentation de Lewis de la molécule d’eau

L’atome d’oxygène forme deux liaisons covalentes avec les atomes d’hydrogène. Il possède également deux doublets non liants. Il y a deux électrons par doublet non liant et deux électrons par liaison covalente, donc huit électrons autour de l’oxygène. La règle de l’octet est bien respectée.

Concernant les atomes d’hydrogène, ils forment chacun une liaison covalente, il y a donc deux électrons autour de chacun des atomes d’hydrogène, ils respectent donc la règle du duet.

  • Il est donc possible de déterminer le nombre maximal de liaisons que peut former chaque type d’atome.

Atome Z\text Z Structure électronique Nombre de liaisons formées Nombre de doublets non liants Représentation de Lewis
H 1 (K)1 1 0

Représentation de Lewis de l

C 6 (K)2(L)4 4 0

Représentation de Lewis de l

N 7 (K)2(L)5 3 1

Représentation de Lewis de l

O 8 (K)2(L)6 2 2

Représentation de Lewis de l

Représentation des molécules

Une première façon de représenter les molécules est d’utiliser leur formule brute qui indique la nature et le nombre d’atomes contenus dans une molécule.

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Exemple

C2H6OC2H6O est la formule brute de l’éthanol, l’alcool des boissons alcoolisées.

Afin de voir la structure de la molécule, on utilise la formule développée :

Formule développée de l'éthanol

Formule développée de l’éthanol

La représentation de Lewis déjà utilisée pour représenter les atomes, peut servir à représenter les molécules. Son avantage par rapport à la formule brute est de représenter en plus les doublets électroniques.

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À retenir

Dans la représentation de Lewis, les liaisons covalentes entre les atomes sont symbolisées par des traits et les doublets non liants par des tirets, ou par deux points que l’on place sur les atomes.

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Exemple

Représentation de Lewis de l’éthanol Représentation de Lewis de l’éthanol

Représentation topologique

En chimie organique, les molécules sont composées de nombreux atomes, aussi, la formule développée peut rapidement devenir très importante. Pour la simplifier, on utilise la représentation topologique.

Savoir utiliser la représentation topologique :

Dans cette représentation, les liaisons entre deux atomes de carbone sont symbolisées par des segments. Le résultat est une ligne brisée, où chaque « brisure » représente un atome de carbone. Les liaisons carbone-hydrogène ne sont pas représentées. En revanche, les groupements ou fonctions caractéristiques (la fonction alcool OH par exemple) sont représentés ainsi que leurs liaisons avec les atomes de carbone.

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Exemple

La molécule d’éthanol en formule semi-développée, au-dessus, et en formule topologique, en-dessous. La représentation topologique est plus pratique et plus rapide à écrire, c’est pour cela qu’elle est davantage utilisée par les chimistes.

Formule semi-développées de l’éthanol Formule semi-développées de l’éthanol

Représentation topologique de l’éthanol Représentation topologique de l’éthanol

Cependant, la formule brute ou la représentation de Lewis ont le défaut de ne pas tenir compte de la géométrie des molécules.

Géométrie tridimensionnelle des molécules

Règles de géométrie

En réalité les molécules sont en trois dimensions. Pour représenter les molécules en 3D, on utilise des maquettes ou des logiciels. On distingue la représentation 3D de la représentation spatiale éclatée. La représentation spatiale éclatée permet de représenter les liaisons plus précisément.

Représentation 3D de l Représentation 3D de l’éthanol

Représentation spatiale éclatée de l Représentation spatiale éclatée de l’éthanol

La forme des molécules dans l’espace est mobile : ce sont les interactions d’attirance et de répulsion entre les atomes qui donnent à la molécule sa forme tridimensionnelle. Les doublets électroniques se repoussent les uns, les autres selon la règle de répulsion des doublets électroniques.

Règle de répulsion des doublets électroniques :

Dans une molécule, les doublets électroniques autour de tous les atomes s’éloignent au maximum les uns des autres pour minimiser les répulsions électrostatiques entre les électrons qui forment ces liaisons.
Les différentes géométries possibles de la molécule dépendent du nombre de doublets non liants et des liaisons covalentes autour de l’atome.

Représentation de Cram

Naturellement, les modélisations 3D ne sont pas pratiques à l’écrit. Aussi, pour symboliser les molécules en trois dimensions, les chimistes utilisent la représentation de Cram.

Dans cette représentation :

  • une liaison entre deux atomes du même plan, celui de la feuille, est représentée par un trait plein ;
  • une liaison entre un atome dans le plan et un atome en avant de ce plan est représentée par un triangle plein ;
  • une liaison entre un atome dans le plan et un atome en arrière de ce plan est représentée par un triangle hachuré ou un trait pointillé.
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Exemple

Représentation de Cram du méthane Représentation de Cram du méthane

Représentation de Cram de l’éthanol Représentation de Cram de l’éthanol

C’est un cas général, pour un atome de carbone à quatre substituants il y a deux liaisons dans le plan, une en avant et une en arrière. Il faut aussi apprendre représenter les autres structures moléculaires.

Nombre de liaisons 4 liaisons 3 liaisons simples et 1 doublet non liant 2 liaisons doubles 2 liaisons simples et 2 doublets non liants 1 liaison doubles et 2 liaisons simples
Géométrie tétraédrique pyramidale linéaire plane et coudée trigonale
Exemple méthane ammoniac dioxyde de carbone eau méthanal
Représentation

Représentation de Cram du méthane Représentation de Cram du méthane

Représentation de Cram de l’ammoniac Représentation de Cram de l’ammoniac

Formule semi-développée du dioxyde de carbone Formule semi-développée du dioxyde de carbone

Formule semi-développée de l’eau Formule semi-développée de l’eau

Formule semi-développée du méthanal Formule semi-développée du méthanal

Modèle spatial

Représentation spatiale éclatée du méthane Représentation spatiale éclatée du méthane

Représentation spatiale éclatée de l’ammoniac Représentation spatiale éclatée de l’ammoniac

Représentation spatiale éclatée du dioxyde de carbone Représentation spatiale éclatée du dioxyde de carbone

Représentation spatiale éclatée de l’eau Représentation spatiale éclatée de l’eau

Représentation spatiale éclatée du méthanal Représentation spatiale éclatée du méthanal

bannière attention

Attention

Seules les molécules qui nécessitent une représentation en trois dimensions sont dessinées selon la représentation de Cram. Pour les autres, les formules semi-développées fonctionnent très bien !

Isomérie spatiale Z/E\text{Z/E}

Description du principe

L’isomérie est une nouvelle notion qui fait mesurer toute l’importance qu’il y a à tenir compte des trois dimensions lorsque l’on parle de molécules.

Lorsque deux atomes de carbone sont liés par une liaison simple, la molécule peut changer de configuration tridimensionnelle sans que cela change sa composition physique ou chimique.

Formules semi-développées d’une molécule à liaison carbone simple Formules semi-développées d’une molécule à liaison carbone simple

En revanche, en cas de liaison double carbone, la mobilité est impossible, il arrive alors qu’une même molécule existe sous deux versions différentes que l’on nomme isomères.

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Astuce

La double liaison carbone est une spécificité d’un groupe de molécules appelées les alcènes.

Principe de l’isomérie :

Les molécules de type R – CH = CH – R’\text {R – CH = CH – R'} existent sous la forme de deux isomères géométriques nommés Z\text{Z} et E\text{E}.

Formule semi-développée d’un isomère Z Formule semi-développée d’un isomère Z

Formule semi-développée d’un isomère E Formule semi-développée d’un isomère E

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Attention

R\text R et R\text R' peuvent être des atomes seuls mais toujours différents de l’hydrogène. R\text R et R\text R' peuvent aussi représenter des groupes d’atomes, qui ne seront pas forcément identiques l’un à l’autre.

  • les isomères sont appelés Z\text Z si les groupes R\text R et R\text R' sont positionnés du même côté de la double liaison (Z\text Z vient de l’allemand Zusammen « ensemble ») ;

Représentation topologique du but-2-ène (Z)​ Représentation topologique du but-2-ène (Z)​

  • les isomères sont appelés E\text E si les groupes R\text R et R\text R' sont positionnés de par et d’autre de la double liaison (E\text E vient de l’allemand Entgegen « opposé ») ;

Représentation topologique du but-2-ène (E)​ Représentation topologique du but-2-ène (E)​

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À retenir

Les deux isomères Z\text Z et E\text E n’ont pas les mêmes propriété physiques ou chimiques.

Deux isomères peuvent par exemple avoir des solubilités différentes ou des températures d’ébullition différentes ; dans le cas du but-2-ène, l’isomère Z\text Z a un point d’ébullition de 4°C4\degree\text C alors que l’isomère E\text E a un point d’ébullition de 1°C1\degree\text C.

Il peut y avoir une isomérisation par apport d’énergie. L’énergie rompt la double liaison ce qui permet la libre rotation autour de la liaison carbone avant reconstitution du nouvel isomère.

Équation de changement d Équation de changement d

Quand cet apport d’énergie est dû à de la lumière, on parle d’isomérisation photochimique.

Isomérisation photochimique et vision

L’isomérisation photochimique entre en jeu dans le mécanisme de vision.

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Astuce

Par l’intermédiaire de la rétine, l’œil traduit un rayon lumineux en message nerveux.

Le mécanisme photochimique de la vision est en fait un cycle de réactions où se succèdent deux isomérisations :

  • La rétine est constituée d’une molécule, le rétinal, qui peut être transformé par une enzyme en néorétinal. Rétinal et néorétinal sont en fait les isomères (E\text E) et (Z\text Z) d’une même molécule :

(E)-11-rétinal ou rétinal (E)-11-rétinal ou rétinal

(Z)-11-rétinal ou néorétinal (Z)-11-rétinal ou néorétinal

  • La rétine est également tapissée de photorécepteurs, les cônes et les bâtonnets, qui contiennent des protéines appelées opsines. Le néorétinal peut s’associer avec une opsine.
  • Le groupe opsine + néorétinal [(Z\text Z)-11-rétinal] s’appelle la (E\text E)-rhodopsine. Sous l’effet de la lumière, cette (Z\text Z)-rhodopsine va se changer en son isomère la (E\text E)-rhodopsine. Cette transformation moléculaire importante déclenche un signal nerveux.
  • Dans le même temps, la (E\text E)-rhodopsine, qui est une molécule très instable, se sépare d’elle-même en deux composants. D’un côté l’opsine qui est à nouveau libre pour le rayon lumineux suivant. De l’autre côté une molécule de rétinal [(E\text E)-11-rétinal] ; de nouveau une enzyme la changera en néorétinal [(Z\text Z)-11-rétinal], permettant au cycle de recommencer.

Conclusion :

Les atomes cherchent à compléter leur couche électronique externe conformément aux règles du duet et de l’octet :

  • ils la complètent avec deux électrons, si leur numéro atomique Z\text Z est inférieur ou égal à 4 ;
  • et avec huit électrons, si leur numéro atomique Z\text Z est supérieur à 5.

Ainsi, ils s’associent par des liaisons covalentes avec d’autres atomes pour former des molécules.