1S. O3.3. Des atomes aux molécules

Les élèves doivent savoir
  • Établir un lien entre la structure moléculaire et le caractère coloré ou non coloré d’une molécule.
  • Décrire à l’aide des règles du « duet » et de l’octet les liaisons que peut établir un atome (C, N, O, H) avec les atomes voisins.
  • Interpréter la représentation de Lewis de quelques molécules simples.
  • Mettre en relation la formule de Lewis et la géométrie de quelques molécules simples.
  • Prévoir si une molécule présente une isomérie Z/E.
  • Savoir que l’isomérisation photochimique d’une double liaison est à l’origine du processus de la vision.
  • Mettre en œuvre le protocole d’une réaction photochimique.
  • Utiliser des modèles moléculaires et des logiciels de modélisation.

Mise en situation

La généralisation des procédés industriels pour « améliorer » l’alimentation humaine a amené les multinationales de l’agro-alimentaire à utiliser de plus en plus d’acides gras hydrogénés potentiellement toxiques pour le consommateur à long terme. Le processus d’hydrogénation transforme des acides gras naturels de configuration « Z » en acides gras de configuration « E ». Les deux molécules possèdent exactement les mêmes atomes mais leur configuration spatiale est différente et les acides gras « E » ont un point de fusion plus élevé que les « Z » et résistent mieux au chauffage.

cistrans

La forme d’une molécule a donc une influence directe sur ses propriétés et deux molécules de composition identique n’ont pas forcément la même configuration tri-dimensionnelle entrainant des différences dans leurs fonctions. Nos yeux utilisent ce processus avec une molécule nommée rétinal, une version de la vitamine A située dans la rétine, qui change de forme, de la forme « Z » à la forme « E » lorsqu’elle capte l’énergie d’un photon. Ce changement de forme sera interprété par le cerveau pour la vision humaine.

Voyons ce que sont ces formes « Z » et « Z » que l’on nomme « isomères Z/E» d’une molécule. Et pour comprendre ce concept, il faut revenir sur la façon dont les atomes sont liés entre eux dans une molécule.

Répartition des électrons dans les atomes

La base des molécules ce sont des atomes liés entre eux. En classe de seconde nous avons vu que le nombre d’électrons dans un atome est égal à son numéro atomique et donc au nombre de protons qu’il y a dans le noyau. Selon le modèle de Bohr, ces électrons vont se répartir dans des couches successives, appelées couches électroniques, autour du noyau. Ces couches électroniques portent les noms de K, L, M, N… et sont numérotées n = 1, 2, 3, 4…

Chaque couche peut contenir au maximum 2×n2 électrons. Donc 2 (2×12) électrons pour la couche L, 8 (2×22)pour la couche L, 18 (2×32) pour la couche M…

La répartition des électrons dans les différentes couches électroniques est nommée structure électronique de l’atome.

Les électrons se répartissent en commençant par remplir les couches internes avant d’occuper les couches périphériques (extérieures). On indique la répartition des électrons en écrivant le nom de la couche entre parenthèse et en indiquant le nombre d’électrons qu’il contient en exposant.

Exemples :

Pour l’hydrogène H (Z= 1) : (K)1
Pour l’hélium He (Z=2) : (K)2 (couche K pleine !)
Pour le carbone C (Z = 6)  : (K)2(L)4
Pour l’azote N (Z= 7) : (K)2(L)5
Pour le soufre S (Z = 16)  : (K)2(L)8(M)6

couches klm

Les gaz nobles

La dernière colonne de la classification périodique des éléments contient une famille d’éléments nommés « gaz nobles » (ou gaz rares). Ce sont tous des gaz qui sont particulièrement stables et leur couche externe contient deux (duet) ou huit (octet) électrons.

Les autres éléments vont essayer de « copier » la structure électronique périphérique des gaz nobles pour atteindre leur stabilité. Pour cela ils ont plusieurs solutions : donner ou capturer des électrons pour devenir des ions ou former des liaisons avec d’autres atomes pour « partager » des électrons.

Les molécules sont des assemblages d’atomes liés par des liaisons covalentes. Ces liaisons permettent la mise en commun des électrons des atomes afin qu’ils puissent suivre la règle de l’octet (ou du duet pour l’hydrogène). L’ensemble sera électriquement neutre.

Modèle de Lewis

Le chimiste Gilbert Newton Lewis a proposé en 1916 une représentation, la formule de Lewis, qui permet de montrer la formation des liaisons covalentes selon la règle de l’octet (et du duet) : tous les électrons de la couche électronique périphérique sont représentés autour du symbole de l’atome sous forme de points. Les liaisons se forment en reliant les points afin que chaque atome ait 2 ou 8 électrons en comptant les deux électrons à l’extrémité de chaque trait.

Pour savoir comment les atomes sont liés dans une molécule on peut donc partir de leur structure électronique externe et appliquer le modèle de Lewis : chaque symbole d’atome sera représenté entouré des électrons présents sur sa dernière couche, comme dans les exemples ci-dessous :

lewis atomes HCNO

Comme on peut le voir, il manque un électron à l’hydrogène pour avoir un duet sur sa couche externe d’électrons. Il formera donc des liaisons où il partage son électron avec celui d’un autre atome. Une liaison où deux électrons sont mis en commun est une liaison simple (exemple du dihydrogène H2)

L’atome d’oxygène n’a besoin que de deux électrons. Il va donc les partager avec deux atomes différents en formant deux liaisons simples (exemple de l’eau H2O) ou avec un seul atome en formant une liaison double où quatre électrons, deux par liaison, sont partagés (exemple du dioxygène O2).

L’atome d’azote a besoin de trois électrons. Il peut faire des combinaisons de liaisons simples et doubles, mais peut aussi partager trois électrons avec un seul autre atome et former ainsi une liaison triple (exemple du diazote N2).

Enfin le carbone a besoin de quatre électrons, il peut donc faire une combinaison de liaisons simples, doubles ou triples.

Exemple : l’atome d’hydrogène n’a qu’un seul électron sur son unique couche électronique externe K. Deux atomes d’hydrogène peuvent donc mettre leurs électrons en commun et ils auront donc tous deux accès à deux électrons, comme l’hélium, qui est le gaz noble le plus proche.

lewis dihydrogène

dioxyde de carbone lewis

Représentation des molécules

La formule chimique brute d’une molécule est constituée de la liste des atomes qui la composent, avec en indice le nombre d’atomes de chaque sorte à droite de son symbole (exemple : l’eau H2O contient deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène).

On peut utiliser la formule de Lewis pour représenter une molécule développée qui indique plus précisément la manière dont se font les liaisons entre atomes. Il existe alors deux représentations possibles : garder les points qui représentent chaque électron (ce qui peut vite devenir confus pour une grosse molécule) ou remplacer les paires d’électrons qui font une liaison covalente, appelés aussi doublets liants, par des traits entre les deux atomes. De la même façon, les doublets d’électrons non liants sont représentés par des traits au dessus du symbole de l’atome.

representation lewis atomes

La représentation des doublets non liants n’est pas toujours nécessaire et peut même alourdir la représentation de grosses molécules. On utilise donc généralement trois représentations en dehors de la représentation de Lewis :

  • La formule brute : elle n’indique que la composition de la molécule, sans préciser la nature des liaisons entre atomes.
  • La formule développée : elle indique la géométrie de la molécule en figurant toutes les liaisons entre atomes par des traits (simples, doubles ou triples).
  • La formule semi-développée : comme les atomes d’hydrogène ne forment qu’une liaison simple avec les autres atomes, on peut aisément deviner de quelle façon ils se répartissent à partir des autres atomes. On va donc simplement les indiquer à côté de l’atome auquel ils sont liés. Cela permet des représentations plus compactes

représentation lewis acetone

lewismolecules

Géométrie des molécules

Comme nous l’avons vu ci-dessus, il y a plusieurs manières de représenter une molécule, mais comment faire en sorte que cette représentation corresponde à la réalité quand on ne peut pas « voir » la molécule ?

La forme des molécules ne doit en effet rien au hasard et tout à la nature des électrons qui assurent les liaisons covalentes : ces électrons sont chargés négativement. Or deux charges négatives qui se trouvent à proximité vont avoir tendance à se repousser (on ne parle pas ici des électrons au sein d’une paire d’électrons qui sont nécessairement liés à cause de la règle de l’octet ou du duet).

Il s’en suit que les doublets vont toujours essayer de s’éloigner le plus possible les uns des autres (tout en restant « attachés » aux atomes). Formant ainsi des géométries simples : tétraèdres pour quatre liaisons, triangles pour trois liaisons, lignes pour deux liaisons. Pour prévoir ces formes il faudra prendre en compte les doublets non liants qui comptent comme des liaisons.

Voici quelques exemples :

lw-co2

On voit ici que les deux liaisons doubles sont à l’opposé l’une de l’autre. Ce serait également le cas avec une liaison simple d’un côté et triple de l’autre pour le carbone (comme dans l’acide cyanhydrique HCN vu plus haut).

methanal

Dans la molécule de méthanal, tous les atomes sont sur le même plan. Les doublets liants vont donc se mettre le plus loin possible les uns des autres et former un triangle.

mathane

Dans le méthane, l’atome de carbone a quatre doublets liants avec les quatre atomes d’hydrogène. Pour que les doublets soient les plus éloignés les uns des autres, ils forment un tétraèdre régulier qui donne sa forme à la molécule.

Rôle des doublets non liants

Les doublets non liants jouent également un rôle important dans la géométrie des molécules et on peut les compter comme des doublets liants afin de prévoir la géométrie de la molécule.

On peut le voir dans la molécule d’ammoniac :

ammoniac

Le doublet non liant sur l’atome d’azote « repousse » les liaisons covalentes avec les atomes d’hydrogène à l’opposé de la molécule qui va former une pyramide trigonale (pyramide à base triangulaire). Si on représente ce doublet non liant, la molécule a la forme d’un tétraèdre.

La forme de la molécule d’eau s’explique de la même façon :

eau

Les deux doublets non liants de l’atome d’hydrogène repoussent les deux liaisons covalentes avec les atomes d’hydrogène et donnent sa forme coudée à la molécule.

Lien externe : cette simulation peut vous permettre de mieux comprendre la géométrie des molécules de façon interactive

Isomérie Z/E

Revenons aux isomères Z/E dont nous parlions au début de ce chapitre. Ces isoméries viennent de la façon dont vont se répartir les groupes fonctionnels (autre que l’hydrogène) autour d’une double liaison entre deux atomes de carbone. En n’oubliant pas qu’une double liaison est rigide et qu’elle ne peut pas tourner : l’emplacement des autres liaisons autour d’une double liaison est donc très importante !

On ne parle d’isomérie Z/E que lorsqu’une molécule possède une double liaison et que les atomes de carbone des deux côtés de cette double liaison possèdent des substituants (groupes fonctionnels) différents.

isomereZE

Si les deux groupes fonctionnels sont du même côté de la double liaison, on parle d’un isomère Z pour le mot allemand « zusammen » qui signifie « ensemble ». 

Si les deux groupes fonctionnels sont de part et d’autre de la double liaison, on parle d’un isomère E pour le mot allemand « entgegen » qui signifie « opposé ».

Isomérisation photochimique

Nous avons déjà vu l’importance des doubles liaisons dans la couleur d’une molécule : plus il y a de doubles liaisons conjuguées, plus la molécule interagit avec les photons de la lumière et plus elle est colorée.

Dans le cas des isomères Z/E, il arrive que les photos puissent rompre temporairement une double liaison pour permettre le passage d’un isomère Z à un isomère E (ou inversement) : c’est un isomérisation photochimique ou photo-isomérisation.

Cette isomérisation photochimique est à l’origine du processus de la vision. Nos rétines possèdent un composé nommé rhodopsine qui est constitué d’une protéine nommée opsine associée à une molécule nommée (11Z)-rétinal (qui est aussi une variété de la vitamine A) :

rhodopsine

Sous l’effet de la lumière, l’énergie d’un photon peut transformer le (11Z)-rétinal en (11E)-rétinal, aussi appelé forme « tout E », qui se détache alors de la protéine d’opsine, ce qui déclenche un signal nerveux envoyé au cerveau.

retinal

Modèles moléculaires interactifs : isomérie Z/E et rétinal

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