Chimie23 : Structure de la matière
La structure des molécules
La liaison covalente
Représentation électronique de Lewis

La structure des molécules

1. Les couches électroniques

Chaque atome possède des couches notées K, L et M dans lesquelles se répartissent les électrons.

Ils occupent en priorité la couche K qui peut recevoir au maximum deux électrons puis la couche L et la couche M qui peuvent accueillir chacune 8 électrons.

La dernière couche occupée d'un atome est appelée couche externe et ses électrons sont les électrons externes.

Règle du duet et de l'octet

Les atomes ont tendance à rechercher la stabilité maximale et essayent d'acquérir une couche électronique complète c'est pourquoi ils respectent donc la régle du duet ou celle de l'octet:

- D'après la règle du duet un atome ou un ion est stable si sa couche externe est K et comporte deux électrons .

- D'après la règle de l'octet un atome ou un ion est stable si sa couche externe L ou M comporte 8 électrons .

Pour respecter la règle du duet ou de l'octet un atome peut gagner ou perdre des électrons en se transformant en ion mais il peut aussi établir une liason covalente avec un autre atome.

2. Modèle de la liasion covalente

Une liaison covalente simple correspond à la mise en commun, par deux atomes, de deux de leur électrons.

Les électrons mis en commun appartiennent en même temps aux deux atomes, ce qui correspond à un gain d'un électron pour chaque atome.

3. Représentation de Lewis

On représente tous les électrons de la couche externe d'un atome sous forme de doublet, représenté par un trait:

• Une liaison simple correspond à un doublet non liant représenté par un trait entre deux atomes.

• Deux électrons de la couche externe qui n'interviennent pas dans une liaison constituent un doublet non liant représenté par un trait à coté du symbole de l'atome.

Par ailleurs il est possible pour deux atomes d'établir deux voir trois liaisons covalentes ensemble, on parle alors de double liaison ou de triple liaison.



• liaison covalente : représentée par un point.
• doublet non liant : représenté par un trait.

Le cas des atomes courants:

• L'atome d'hydrogène:

Sa structure électronique est (K)1 donc pour respecter la règle du duet il doit gagner un électron.

l'hydrogène établit une liaison covalente et ne possède pas de doublet non liant.

• L'atome de carbone:

Sa structure électronique est (K)2(L)4 donc pour respecter la règle de l'octet il doit compléter sa couche L en gagnant 4 électrons.

L'atome de carbone établit 4 liaisons covalentes et ne possède pas de doublet non liant.

• L'atome d'azote:

Sa structure électronique est (K)2(L)5 donc pour respecter la règle de l'octet il doit compléter sa couche L en gagnant 3 électrons.

L'atome d'azote établit 3 liaisons covalentes et possède un doublet non liant.

• L'atome d'oxygène:

Sa structure électronique est (K)2(L)6 donc pour respecter la règle de l'octet il doit compléter sa couche L en gagnant 2 électrons.

L'atome d'oxygène établit deux liaisons covalentes et possède deux doublets non liants.

La géométrie des molécules

1. La géométrie d'une molécule

Les représentations comme celle de la formule brute, ou développée ou de Lewis permettent de rendre compte de la composition d'une molécule, de l'enchainement des atomes et de la présence des doublets non liant.

Ces représentations ne fournissent pas d'information sur la répartition spatiale des atomes dans une molécule.

Cependant la géométrie d'une molécule peut être déterminée en utilisant quelques principes simples:

La géométrie d'une molécule dépend de l'orientation des liaisons par rapport aux atomes . Les doublets liants et non liants sont donc responsables de la géométrie d'une molécule.

Les doublets sont constitués d'électrons chargés négativement. Ils ont donc tendance à se repousser. Une molécule adopte donc la géométrie qui lui confère la plus grande stabilité en éloignant les doublets liants et non liant le plus possible les uns des autres.

Voici le critère d'éloignement maximum des doublets électroniques, appelé aussi principe de Gillespie:

« Les doublets électroniques, qu’ils soient partagés ou libres, se repoussent et par conséquent se localisent préférentiellement dans des directions telles que leurs interactions soient minimales.»

Cela veut dire:

« L’ensemble des doublets, liants et non liants, se répartissent autour d’un atome en s’éloignant au maximum les uns des autres».

La direction de chaque doublet, qui détermine la géométrie de la molécule, dépend de la présence ou non d’autres doublets y compris des doublets non liants.



Ronald J. Gillespie est né en août 1924 à Londres. Il est professeur de chimie à l'Université McMaster au Canada. C'est un spécialiste du domaine de la géométrie moléculaire.

2. La représentation de Cram

Pour indiquer la répartition spatiale des atomes dans une molécule on peut utiliser la représentation de Cram qui utilise les conventions suivantes:

• Un trait plein correspond à une liaison dans le plan de représentation.

• Un triangle en contours pleins correspond à une liaison qui pointe vers l'avant du plan de représentation.

• Un triangle hachuré représente une liaison qui pointe vers l'arrière du plan de représentation.



Donald James Cram (avril 1919 - juin 2001) était un chimiste américain. Prix Nobel de chimie en 1987.

4. Géométrie de quelques molécules simples

Si l'on applique le principe d'éloignement maximum alors on peut prévoir la géométrie d'une molécule simple constituée d'un atome central respectant la règle de l'octet.

Un tel atome comport au total 8 électrons sur sa couche externe et il est donc entouré de 4 doublets, liants et non liants. L'éloignement maximal aboutit à une géométrie où les doublets forment un tétraèdre.

• Cas du méthane:

Le méthane à pour formule CH4. Le carbone central est entouré de 4 doublets liant qui donnent à la molécule une forme tétraèdrique.

• Cas de l'ammoniac :

L'ammoniac a pour formule NH3. L'azote central est entouré de 3 doublets liants et d'un doublet non liant. Le tétraèdre formée par tous les doublets n'est donc pas complet puisque l'un d'entre eux n'est lié a aucun atome. L'azote et les hydrogènes auxquels il est lié s'inscrivent donc dans une forme pyramidale.

• Cas de l'eau :


L'eau a pour formule H2O. L'oxygène central est entouré de 2 doublets liants et de 2 doublets non liants. Le tétraèdre formée par tous les doublets n'est donc pas complet puisque deux d'entre eux ne sont liés a aucun atome. L'oxygène et les deux hydrogènes auxquels il est lié s'inscrivent donc dans une forme coudée.

L'isomérie Z/E

1. Définition de l'isomérie

Des molécules sont des isomères si elles possèdent la même formule brute et que leurs formules développées sont différentes.

Cela signifie que des molécules isomères sont constituées des même atomes mais que leur répartition spatiale est différente.

2. L'isomérie Z/E

Il s'agit d'un cas particulier d'isomérie possible dans une molécule comportant une double liaison entre des deux carbone liés à des atomes ou groupe chimiques différents.

Si les deux groupes les plus importants sont du même coté alors l'isomére est de type Z. Z pour zusammen qui veut dire ensemble en allemand.

Sinon il s'agit d'un isomère de type E. E pour entgegen qui veut dire opposé.

Exemple:



Molécule 1: isomère Z

La molécule 1 correspond à l'isomère Z car les deux groupes les plus importants CH3 et OH sont tous les deux du même coté de la double liaison.

Molécule 2: isomère E

La molécule 2 correspond à l'isomère E car les groupes OH et CH3 ne sont pas du même côté de la double liaison.

3. L'isomérisation photochimique

Lors d'une isomèrie Z/E la double liaison qui relie les deux atomes de carbone empêche toute rotation selon son axe.

Cependant l'énergie apportée par la lumière peut permettre cette rotation et rend ainsi possible la transformation d'un isomère E en isomère Z et inversement:

Ce phénomène s'appelle l'isomérisation photochimique. Il s'agit d'un des phénomènes qui survient au sein des cônes et batonnets de la rétine et qui permet le phénomène de la vision.