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Représentation



  1. #1
    MagStellon

    Représentation


    ------

    Bonjour,

    Je voudrais conaître tout les représentations d'atomes que l'on peut faire

    Merci

    -----
    Une théorie nouvelle ne triomphe jamais. Ce sont ses adversaires qui finissent par mourir.

  2. Publicité
  3. #2
    invite19431173

    Re : Représentation

    Salut !

    Je ne comprends pas ta question. "représentation d'atomes"...

  4. #3
    Hogoerwen'r

    Re : Représentation

    Je pense que MagStellon cherche tous les modèles atomiques, comme la représentation de Lewis, celle de Cram etc...

    Cordialement,
    Hogœrwen'r - ex-Yggdrasil-

  5. #4
    MagStellon

    Re : Représentation

    Ben, j'en connait quelques un, la representation des atomes avec des points ( Lewis je pense) ou en physique quantique la représentation d'onde ( Borh je pense ) ...
    Une théorie nouvelle ne triomphe jamais. Ce sont ses adversaires qui finissent par mourir.

  6. #5
    perlinpinpin73

    Re : Représentation

    Pas clair tout ça....
    S'il n'y a pas de solution, c'est qu'il n'y a pas de problème... Devise Shaddock

  7. A voir en vidéo sur Futura
  8. #6
    MagStellon

    Re : Représentation

    Le modèle de Bohr



    1. Théorie

    Selon le modèle de Bohr, l'électron tourne autour du noyau, sur une couche électronique bien définie*.
    (*) résultats de son expérimentation !
    Sous l'effet de l'énergie thermique (chaleur) ou électrique ou encore par une onde électromagnétique (photon), l'électron est excité par cette énergie qu'il absorbe et saute sur une couche électronique plus énergétique.
    L'électron est sur une couche électronique plus énergétique. Cette situation est instable et le besoin de stabilité l'amène à perdre cette énergie pour se rapprocher du noyau. L'électron revient sur sa couche électronique, à son état fondamental. Lors de son retour, il libère, sous forme d'énergie lumineuse (photons), l'énergie thermique ou électrique qu'il avait absorbée.
    L'électron est à nouveau sur sa couche électronique définie.
    Ressources de ce résumé: © Copyright 1997
    Tous droits réservés à l'Association québécoise des utilisateurs de l'ordinateur au primaire-secondaire (AQUOPS-CyberScol).
    Conçu et administré par Ghislaine Bourque; illustrations: Olivier Caya


    2. Application : Laboratoire

    Expérience des sels chauffés

    1. Objectif : mettre en évidence la véracité du modèle de Bohr.

    2. Matériel :

    un bec bunsen
    7 sels différents :

    une spatule
    NaCl , CaCO3 , KI, KClO3 , CuSO4, CuCl2, SrCl2

    du papier essuie-tout


    3. Mode Opératoire :

    Nettoyer correctement la cuillère, mouiller celle-ci avec de l'eau et la tremper dans un des sels. Placer la cuillère au-dessus du bec Bunsen et observer les couleurs et intensité des lumières émises. Ensuite, nettoyer la spatule, et procéder de la même façon pour les 6 autres sels.

    Schéma :


    note : ici, les sels ont étés dilués dans de l'eau (H2O)
    photo: © Clovis Darrigan


    blanc = sels d'antimoine(Sb) ou poudre d'aluminium (Al)

    4. résultats : construire deux tableaux avec les résultats et en analyser les résultats. Pourquoi y a t-il une émission de lumière ? Pourquoi celle ci n'est pas toujours de la même couleur ? Pourquoi les intensités ne sont-elles pas identiques ?

    Voici quelques-uns un des phénomènes observés avec d'autres sels (en photo), Que pouvez-vous en déduire ? Attention, ce ne sont pas les mêmes sels que ceux proposés pour l'expérience de départ, mais l'on peut tout de même essayer d'en tirer une conclusion. Il faut également savoir que les couleurs photographiées ne sont pas rendues à 100%.



    CuSO4
    Ba(NO3)2 LiNO3
    KNO3 NaCl Sr(NO3)2

    Ressources : Photographies reprises du site web de la chimie amusante
    (http://www.univ-pau.fr/~darrigan/chimie), avec l'accord de son auteur. © 1998 Clovis Darrigan.


    3. Représentation du Modèle de Bohr :

    Ce qu'il faut savoir, sur chaque couche peut se trouver au maximum 2n2 électrons ( n étant le chiffres qui désigne la période). Exemple pour la période 2, le maximum d'électrons de la couche sera : 2. (2)2 soit 8. !! Ce nombre n est appelé nombre quantique. ( Note : à partir de la 4° période d'autres règles s'appliquent et il ne faut plus nécessairement qu'une couche soit remplie totalement pour pouvoir en mettre une autre. Dans ce cas, se référer au tableau périodique).





    Hydrogène , H isotope 7 du Lithium (7Li)

    A. B.
    Une théorie nouvelle ne triomphe jamais. Ce sont ses adversaires qui finissent par mourir.

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  10. #7
    MagStellon

    Re : Représentation

    Le modèle de Lewis




    Grâce au laboratoire des sels chauffés, nous avons pu prouver que la couche électronique externe détermine les propriétés chimiques de l'élément. (cf. Laboratoire sur les sels chauffés, les sels d'une même famille ont une couleur ressemblante).

    Le modèle de Lewis se contente donc de représenter cette dernière couche électronique.

    1. Représentation:

    Les quatre premiers électrons de la couche externe sont représentés par un point (.) et sont appelés électrons célibataires.

    Les électrons supplémentaires s'apparient aux électrons célibataires afin de former des doublets électroniques (groupe de deux électrons). Ils se représente sous la forme d'un trait (-). Enfin, le tout est disposé dans une croix (X). Attention ! Il faut veuillez a respecter les règles de répulsions, ainsi deux électrons seront opposés et deux doublets également.



    Enfin, notons que pour les élément d'une même famille (pour les éléments), le nombre d'électrons dans la couche extérieure est identiques. A différencier des périodes, où le nombre de couche est identique.

    Ia IIa IIIa IVa Va VIa VIIa VIIIa




    1. représente : Li, Be, Se, Ne, Cs, F, Sr

    2. Citer un élément dont la dernière couche est représentée par le symbole de Lewis suivant :
    Une théorie nouvelle ne triomphe jamais. Ce sont ses adversaires qui finissent par mourir.

  11. #8
    perlinpinpin73

    Re : Représentation

    Bien, bien
    Et c'est quoi ta question du coup ?
    S'il n'y a pas de solution, c'est qu'il n'y a pas de problème... Devise Shaddock

  12. #9
    MagStellon

    Re : Représentation

    Ben de me faire une synthèse de cela puisque je comprend po grand chose
    Une théorie nouvelle ne triomphe jamais. Ce sont ses adversaires qui finissent par mourir.

  13. #10
    MagStellon

    Re : Représentation

    Formule, représentation et projection
    Différents termes sont utilisés pour désigner les représentations graphiques de molécules : on parle ainsi de formule brute, de représentation de Cram ou de projection de Fischer.




    Les formules sont utilisées pour décrire le nombre et le type d'atomes dans la molécule (formule brute), montrer comment ils sont liés entre eux (formule de Lewis, développée...). Les formules servent surtout à représenter simplement et sommairement les molécules et sont donc souvent utilisées dans les équations chimiques.
    La représentation de Cram permet de décrire directement la structure tridimensionnelle d'une molécule, par un schéma qui permet de visualiser la molécule telle qu'elle existe dans l'espace.
    Les projections de molécules ne les représentent pas directement : les molécules sont projetées et aplaties sur deux dimensions (une feuille) de différentes manières selon la projection employée. Elles permettent de représenter indirectement des parties de molécules telles qu'elles existent dans l'espace en appliquant des règles strictes de projection.
    [modifier]
    Notion de Liaison chimique
    Ce paragraphe n'a pas pour but d'expliquer en détail ce qu'est une liaison chimique, ni de lister toutes les liaisons chimiques existantes. Plus d'informations à ce sujet ici

    Dans cet article nous parlerons surtout des liaisons covalentes et des liaisons ioniques. Dans la réalité, une liaison chimique est très rarement purement covalente (c'est le cas d'une liaison entre deux atomes identiques comme par exemple dans la molécule de dihydrogène) ou purement ionique. La liaison réelle est un mélange de ces deux caractères.

    [modifier]
    Liaison covalente
    Lorsque deux atomes sont liés par covalence il y a mise en commun d'un doublet d'électrons, c'est-à-dire que deux électrons vont appartenir en même temps aux deux atomes. Il existe deux types de liaisons de covalence :

    La covalence pure : il y a mise en commun d'un doublet d'électrons, chaque atome apporte un électron initialement à l'état célibataire
    La covalence dative : il y a mise en commun d'un doublet d'électrons, le même atome va apporter le doublet.
    [modifier]
    Liaison ionique
    Les liaisons ioniques sont dues aux différences d'électronégativité (capacité à attirer les électrons) des atomes présents dans la molécule.

    Pour comprendre ce qu'est une liaison ionique il faut considérer deux atomes liés entre eux. Si l'un est plus électronégatif alors il attirera les électrons de l'autre. L'atome plus électronégatif sera alors un peu chargé négativement, l'autre un peu positivement. Cette différence de charge créera une force électrostatique qui attirera les deux atomes (une charge positive et une charge négative s'attirent). Si cette différence d'électronégativité est très importante alors on parle de liaison ionique. La plupart des liaisons mettant en jeu deux éléments différents sont en partie ioniques, le caractère ionique étant généralement d'autant plus important que la différence d'électronégativité est importante.

    [modifier]
    Représentations non spécifiques à la chimie organique
    Ces représentations sont applicables à toutes les molécules et tous les ions existants. Elles sont assez simples d'utilisation.

    [modifier]
    Formule brute
    La formule brute renseigne uniquement sur la composition chimique des molécules (ou des ions), c'est-à-dire sur le nombre et le type d'atomes qui les composent, et sur la charge électrique des composés si ce sont des ions. Elle ne renseigne pas sur l'agencement spatial des atomes, ni sur le type des liaisons chimiques.

    Pour écrire une formule brute on indique l'élément chimique à l'aide de son symbole (cf. tableau périodique des éléments ), et la quantité de cet élément par un chiffre en indice à la droite de l'élément concerné. La charge électrique du composé, s'il en a une, est indiquée en exposant à la fin de la formule. Le nombre de charges élémentaires est indiqué par un chiffre suivi d'un + si le composé est chargé positivement (s'il lui manque un ou plusieurs électrons), ou d'un - si le composé est chargé négativement (s'il a un excès d'électrons).

    [modifier]
    Exemples
    Tous ces exemples ne seront pas repris dans chaque section.

    Chimie minérale
    L'eau : H2O
    L'acide sulfurique : H2SO4
    L'ion oxonium : H3O+ (globalement ce composé est chargé positivement, sa charge est de +e, avec e la charge élémentaire)
    L'ion tetraaminecuivre (II) : Cu(NH3)42+ (les parenthèses signifient qu'il y a quatre molécules d'ammoniaque liées à l'atome central de cuivre)
    Chimie organique
    Le glucose : C6H12O6
    L'éthanol : C2H6O ou C2H5OH (cette deuxième version de la formule brute, qui ne respecte pas exactement les règles d'écriture, est utilisée pour mettre en avant la fonction alcool)
    Le benzène : C6H6
    L'acétone : C3H6O
    [modifier]
    Formule de Lewis
    La formule de Lewis a été créé par Gilbert Newton Lewis au début du XXe siècle. Elle permet de représenter les liaisons assemblant les atomes entre eux (liaisons covalentes et ioniques) , mais aussi les électrons de valence ne participant pas aux liaisons. Le modèle de Lewis permet de représenter la structure d'une molécule, mais ne permet pas de montrer la forme de la molécule dans l'espace.

    La représentation de Lewis est basée sur des règles simples. De ce fait elle ne permet pas de décrire toutes les molécules, notamment les complexes de métaux (comme la rouille).

    [modifier]
    Formule de Lewis de l'atome
    La méthode décrite ci-dessous fonctionne globalement pour les éléments des trois premières périodes (ligne du tableau) du tableau périodique des éléments

    Pour établir la formule de Lewis d'un atome il faut établir sa configuration électronique. Pour cela il existe une méthode simple :

    Définir le nombre d'électrons de la couche de valence de l'élément. Pour cela on compte la place de l'élément en partant de la gauche du tableau. L'hydrogène a ainsi un électron dans sa couche de valence, le carbone en a quatre, l'azote cinq et le chlore sept.
    Définir le nombre d'électrons célibataires et de doublets non-liants de l'élément. Il suffit pour cela de savoir que :
    si un élément a au plus quatre électrons dans sa couche de valence, alors ils sont tous célibataires; ainsi l'hydrogène a un électron célibataire, le carbone en a quatre,

    lorsqu'il y a plus de quatre électrons de valence, tous les électrons se rajoutant aux quatre célibataires forment un doublet non-liant; le chlore a trois doublets non-liants et un électron célibataire et l'azote un doublet non-liant et trois électrons célibataires.
    Une fois la configuration électronique de l'atome établie, on représente sa formule de Lewis. L'élément est représenté par son symbole. Autour de ce symbole on place les électrons célibataires, représentés par un point, et les doublets non-liants, représentés par un trait.

    [modifier]
    Formule de Lewis de la molécule
    Pour les molécules, la formule de Lewis est basée sur des règles empiriques simples (qu'il n'est pas toujours possible de respecter), notamment la règle de l'octet ou du duet.

    La règle de l'octet implique que chaque atome, de la deuxième et troisième période, doit s'approcher de la configuration électronique des gaz rares (de grande stabilité) en ayant huit électrons dans sa couche de valence. La règle du duet ne s'applique qu'à l'atome d'hydrogène, celui-ci doit avoir deux électrons dans sa couche de valence.

    Pour établir le modèle de Lewis d'une molécule il faut d'abord établir la formule de Lewis de chacun de ses atomes. Ensuite on relie ces atomes de manière à ce que chacun d'eux respecte la règle de l'octet ou du duet. Pour cela on met d'abord en commun les électrons célibataires de chaque atome. Puis si cela ne suffit pas, on utilise des liaisons de covalence dative ou on divise certains doublets non liants pour obtenir deux électrons célibataires. (Voir les exemples)

    [modifier]
    Exemples
    Ici, les électrons célibataires sont simplement mis en commun, une seule possibilité.

    Cet ion est chargé positivement, il lui manque donc un électron, d'où le rectangle vide sur l'oxygène qui représente un électron manquant. Pour former cet ion, un des deux doublets non liants de l'oxygène a été cassé, en résulte deux électrons célibataires, l'un forme un doublet avec le troisième hydrogène, l'autre est absent ce qui correspond à la charge positive. Une molécule dont la formule de Lewis comporte un électron célibataire est appelée "radical". Cette configuration est très instable, les radicaux sont donc très réactifs.

    exemple de composé organique.

    les doublets non liants du souffre ont du être cassés pour former ce composé.

    [modifier]
    Formule développée plane
    La formule développée plane permet de représenter de manière très simple et rapide la structure d'une molécule, ainsi que les liaisons chimiques. Mais elle ne permet pas de représenter la forme de la molécule dans l'espace.

    La formule développée plane est en quelque sorte une formule de Lewis simplifiée. En effet, la représentation est quasiment identique, mais on ne montre pas les doublets non-liants pour simplifier et alléger l'écriture. Généralement les liaisons sont représentées à 90°, mais sont parfois représentées sous des angles différents pour s'approcher de la structure réelle de la molécule dans l'espace (par exemple 120° autour d'une double liaison carbone=carbone).

    [modifier]
    Exemples
    Formule développée plane de l'ion oxonium.

    Formule développée de la molécule d'éthanol

    [modifier]
    Représentation de Cram
    La représentation de Cram permet de montrer la forme dans l'espace d'une molécule, et sa structure. Par contre elle ne représente pas les liaisons chimiques (pas de différence en liaison multiple et liaison simple).

    Pour illustrer la forme de la molécule les différentes directions que peuvent prendre ses liaisons chimiques sont codifiées de cette manière :

    une liaison dans le plan (de la feuille) est représentée par un trait simple
    une liaison qui est dirigée vers le lecteur est représentée par un triangle plein, pointé vers le plan
    une liaison qui s'éloigne du lecteur est représentée par un triangle hachuré pointé vers le plan
    On représente de manière plus précise l'orientation des liaisons chimique en faisant varier les angles entre les liaisons pour coller au plus près à la réalité. Cette représentation permet notamment de visualiser les atomes de carbone asymétriques et de déterminer si une molécule est chirale.

    [modifier]
    Exemple
    Représentation de Cram de la molécule d'éthanol.




    [modifier]
    Représentations spécifiques à la chimie organique
    Ces représentations sont spécifiques à la chimie organique car elles utilisent des règles spécifiques aux liaisons carbone-carbone ou carbone-hydrogène.

    [modifier]
    Formule semi-développée (plane)
    La formule semi-développée, comme son nom l'indique, est une forme condensée de la formule développée. On ne représente plus les liaisons Carbone-Hydrogène qui sont condensées sous forme de : CHn (avec n le nombre d'atomes d'hydrogène liés à l'atome de carbone). On représente les liaisons carbone-carbone et on distingue liaison simple et liaisons multiples.

    [modifier]
    Exemples
    CH3-CH2OH, la molécule d'éthanol.
    CH3-CO-CH3, la molécule d'acétone.
    [modifier]
    Formule topologique
    La formule topologique est une manière simplifiée et rapide de représenter la structure d'une molécule organique.

    On ne représente plus les atomes de carbone ni les atomes d'hydrogène, mais les liaisons carbone-carbone, ces liaisons sont représentées par un trait oblique. Dans une formule topologique les atomes de carbone sont ainsi situés à l'intersection de deux segments. On fait la distinction entre liaisons multiples et liaisons simples : une liaison simple sera représentée par un trait, une liaison double par deux segments parallèles.

    On représente la liaison entre les hétéroatomes (éléments autres que le carbone et l'hydrogène), ou les groupes fonctionnels, et les carbones auxquels ils sont liés par un segment; on place le groupe fonctionnel, ou l'hétéroatome, au bout de ce segment. Les atomes d'hydrogène n'étant pas représentés, un segment dont une extrémité n'est liée à aucun groupe fonctionnel correspond en fait à -CH3.

    [modifier]
    Exemples
    formule topologique de la molécule d'éthanol

    formule topologique de la molécule de glucose

    [modifier]
    Projection de Newman
    La projection de Newman est très utile pour étudier les différentes conformations (on passe d'un conformère à un autre par rotation autour d'une liaison simple carbone-carbone) d'un composé organique. Cette projection est généralement utilisée uniquement avec des carbones tétravalents (liés à quatre autres atomes).

    Pour représenter une molécule dans une projection de Newman il faut regarder la molécule dans l'axe d'une liaison simple carbone-carbone, on ne représente pas ces deux carbones dans une projection de Newman, mais les liaisons.

    Les liaisons du carbone au premier plan sont représentées par trois segments partant du même point, les angles entre chacun de ces segments sont de 120° comme dans la réalité. Le carbone en arrière plan est représenté par un cercle sur lequel on place les trois liaisons restantes. (voir l'exemple)

    Cette représentation permet de visualiser aisément les effets d'interactions stériques entre des groupements portés par deux carbones adjacents. Elle permet également de déterminer facilement la conformation Z ou E de l'alcène résultant d'une réaction d'élimination.

    [modifier]
    Exemple

    Schéma descriptif du passage de la représentation de Cram à la représentation de Newman pour la molécule d'éthanol.



    [modifier]
    Projection de Fischer
    La projection de Fischer est surtout utilisée pour représenter les sucres. Elle fut inventée par Hermann Emil Fischer.

    On ne représente pas les atomes de carbone, ils sont situés à l'intersection des segments horizontaux et du trait vertical. La chaîne carbonée est représentée par la ligne verticale de manière à ce que les liaisons représentées sur la verticale s'éloigne du lecteur. Les liaisons représentées sur l'horizontale sortent du plan de la feuille vers le lecteur. (voir l'exemple)

    Cette représentation permet de différencier facilement les énantiomères chiraux L ou D.

    [modifier]
    Exemple


    Schéma du passage de la représentation de Cram à la projection de Fischer pour la molécule de D-Glucose

    [modifier]
    Projection de Haworth
    La projection de Haworth permet de représenter la structure cyclique des monosaccharides avec une simple perspective tridimensionnelle.

    Dans cette projection, on ne représente ni les atomes de carbone ni ceux d'hydrogène mais par contre, les liaisons carbone - carbone sont représentées par un trait. De plus, les liaisons les plus proches du lecteurs sont en gras.

    [modifier]
    Exemple


    Projection de Haworth du α-D-glucopyranose
    Une théorie nouvelle ne triomphe jamais. Ce sont ses adversaires qui finissent par mourir.

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