corrosion

(bas latin corrosio, -onis, action de ronger)

Consulter aussi dans le dictionnaire : corrosion
Cet article fait partie du dossier consacré à la réaction chimique.
Dégradation d'un matériau sous l'action du milieu ambiant et par un processus autre que mécanique.

TECHNIQUE
La corrosion d'un matériau métallique est la perte en surface d'une partie de celui-ci, sous l'action d'un ou de plusieurs agents agressifs qui peuvent être : l'oxygène et/ou des constituants de l'air (H2O [humidité], CO2, SO2, H2S, brouillard salin, etc.), un gaz chaud (O2, CO, CO2, Cl2, etc.), une solution aqueuse (saline, acide ou basique), un sel fondu.
Les dégâts directs et indirects causés par la corrosion sont très importants. Dans les pays industrialisés, le coût de la corrosion représente de 2 à 4 % du produit national brut (PNB). C'est la raison pour laquelle les études de corrosion et des moyens de protection contre ces phénomènes se sont beaucoup développées.

ORIGINES ET FACTEURS DE LA CORROSION
L'origine de la corrosion est d'ordre électrochimique, chimique et/ou physique.
Le premier cas est le plus courant et le plus général. L'attaque du matériau métallique procède alors de la dissolution du métal aux sites anodiques, sous l'effet des microcourants se créant entre ceux-ci et des sites cathodiques (micropiles) ; ces sites résultent de l'hétérogénéité structurale du matériau.
La dégradation de certains matériaux métalliques prend parfois une autre forme : leur fragilisation par l'hydrogène. Cet élément, qui se forme en effet aux sites cathodiques lors du processus de corrosion, se diffuse dans le métal, se recombine et abaisse la résistance mécanique de celui-ci.
Dans un processus de corrosion électrochimique d'un métal M, il se produit au moins deux réactions simultanées à sa surface (réactions d’oxydoréduction) : à l'anode, une oxydation transforme le métal M en cation soluble libérant un ou plusieurs électrons ; à la cathode, une réduction des ions H+ capture les électrons libérés :
M → Mn+ + n(e−) ; 2 H+ + 2e− → H2.
La corrosion peut s'arrêter dès que certaines conditions empêchent l'une de ces réactions de se produire. Du fait de ces réactions, le métal prend, dans l'électrolyte considéré, un potentiel de corrosion. Ce potentiel, comme la vitesse de corrosion, dépend de facteurs liés au métal (composition, structure de l'alliage, état de surface, contrainte interne ou externe), de facteurs liés au milieu (composition du milieu gazeux ou liquide) et de facteurs physiques (température, pression, vitesse d'écoulement de l'environnement).
La résistance élevée à la corrosion d'un matériau métallique peut être due à sa nature chimique intrinsèque (or, platine) ou à l'existence d'une couche superficielle mince d'un oxyde (de 20 à 30 Å d'épaisseur) extrêmement protecteur : c'est le cas du titane, de l'aluminium, et des aciers inoxydables Fe-Cr-Ni.

MESURE DE LA CORROSION
LE COUPLE GALVANIQUE
La réactivité des métaux à la corrosion peut être qualitativement estimée en considérant l'échelle des potentiels de corrosion Ecor (ou de dissolution) des métaux et alliages mesurés, par exemple, dans une solution de NaCl à 3,5 % (concentration moyenne de l'eau de mer).
Quand on met en contact deux métaux A et B, et qu'on les immerge dans la solution précédente, on forme un « couple galvanique A/B ».

LE POTENTIEL DE CORROSION
Le métal le plus électronégatif du couple subit une corrosion galvanique, l'autre est au contraire protégé. Connaissant le potentiel de corrosion des deux métaux impliqués, il est possible de prévoir et d'apprécier l'importance de la corrosion galvanique d'un couple A/B, laquelle augmente avec l'écart entre les potentiels Ecor de ces deux éléments. Dans la pratique, on peut éviter cette corrosion, ou tout au moins l'atténuer, en évitant de connecter ou de souder deux métaux dont les potentiels Ecor sont trop éloignés l'un de l'autre. Le potentiel Ecor d'un métal peut varier en fonction du milieu (H2SO4, Na2CO3, KNO3, K2CrO4, etc.).
Il est également possible d'apprécier directement la « vitesse de corrosion » d'un métal par une mesure de la perte de poids avant et après l'essai. Cette vitesse s'exprime en masse (de métal perdu) par unité de surface et par unité de temps, par exemple en g/cm2/j, ou en épaisseur par unité de temps (mm/an).

LES MOYENS DE PROTECTION CONTRE LA CORROSION DES MÉTAUX
La protection contre la corrosion des métaux comporte plusieurs démarches auxquelles on a recours séparément ou conjointement. Les principes généraux sont les suivants :
– choisir le matériau métallique le plus adapté et résistant dans le milieu considéré ;
– isoler la surface métallique du milieu corrosif par l'application d'un revêtement protecteur (métallique ou organique : peinture, matière plastique) ou par une modification de la surface du matériau (phosphatation, chromatation, oxydation) ;
– agir sur le milieu par l'utilisation d'inhibiteurs de corrosion (organiques ou minéraux) ;
– utiliser des méthodes électriques consistant à imposer un petit courant (anodique ou cathodique, selon le cas) au système, ce qui empêche ou atténue considérablement la vitesse de corrosion du métal. Dans la protection anodique, le courant crée un film d'oxyde superficiel et rend passif le métal à protéger. Dans la protection cathodique, on utilise un générateur – ou des anodes solubles, dites sacrificielles, à base de zinc, magnésium et aluminium – pour porter le métal (à protéger) à un potentiel où la réaction de dissolution ne se produit pas.

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LA CATALYSE

La plupart des réactions biologiques qui forment le corps humain sont des réactions catalytiques. La catalyse joue un rôle également déterminant dans des processus industriels majeurs comme la synthèse de l'ammoniac, le raffinage du pétrole ou la réduction des oxydes d'azote dans les pots catalytiques. Un catalyseur est un composé qui rend possible une réaction chimique mais qui sort indemne de la transformation. Un catalyseur peut agir sur un acte élémentaire ou sur le bilan d'une réaction complexe ; enfin il peut orienter vers une réaction plutôt qu'une autre. La catalyse concerne tous les domaines de la chimie. La catalyse acido-basique concerne le domaine de la chimie organique. Les catalyseurs dans le domaine de la biochimie sont les enzymes qui doivent épouser une forme complémentaire du substrat pour s'adapter à lui, puis présenter un site actif où la réactivité est modifiée. La catalyse homogène est le domaine de la chimie organométallique ; elle concerne un centre métallique dont l'environnement électronique et géométrique est bien défini, ce qui permet de bien contrôler la réaction. La catalyse hétérogène concerne la science des surfaces et des interfaces. Du point de vue industriel, ces catalyseurs sont les plus employés car ils présentent de nombreux sites actifs qui sont utilisés de nombreuses fois de façon consécutive. Comprendre un processus catalytique, c'est aller au delà d'un simple bilan, cela nécessite de décrire les étapes du voyage partant des réactifs et allant vers les produits. Comprendre la catalyse, c'est décrire la réaction dans son environnement. Cela devrait être de plus en plus le cas durant le prochain siècle et cela devrait permettre d'améliorer les performances des catalyseurs déjà connus.

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oxygène

Consulter aussi dans le dictionnaire : oxygène
Cet article fait partie du dossier consacré à l'air.

Corps gazeux diatomique (O2) constituant en volume le cinquième de l'atmosphère terrestre et nécessaire à la respiration. Dans le langage courant, on parle abusivement d’« oxygène » pour désigner en réalité le dioxygène (gaz diatomique composé de deux atomes d’oxygène). Le terme « oxygène » devrait être réservé à l’élément chimique de symbole O.
*         Numéro atomique : 8
*         Masse atomique : 15,999 4
*         Température de fusion : − 218,4 °C
*         Température d'ébullition : − 182,96 °C
*         Densité : 1,105
*
CHIMIE

1. DÉCOUVERTE DE L’OXYGÈNE

L'oxygène fut découvert sous sa forme gazeuse (ou dioxygène) indépendamment par Carl Wilhelm Scheele en 1773 (mais il ne publia ses résultats qu’en 1777) et Joseph Priestley en 1774. L’histoire retient les noms des deux chimistes et la date de la première publication (1774). Toutefois, ni l’un ni l’autre ne se rendent compte de l’importance de leur découverte, en particulier pour expliquer les réactions de combustion qui impliquent la présence de dioxygène. C’est Antoine Laurent de Lavoisier qui établit les propriétés principales de ce gaz à partir de 1775. Il montra qu'il y avait de l’oxygène dans l'air et dans l'eau, et fit ressortir son rôle dans les combustions et la respiration. En démontrant que la combustion est un processus dans lequel une substance se combine avec le dioxygène, Lavoisier réfute la théorie du phlogistique (substance inventée près d'un siècle plus tôt par les chimistes allemands Johann Becher et Georg Stahl pour expliquer le phénomène de combustion) et contribue ainsi à l'avènement de la chimie moderne.

Par ailleurs, Lavoisier lui donna le nom « oxygène » (du grec oxys et genes, signifiant « qui produit de l’acide », parce l'oxygène apparaissait dans tous les acides connus à cette époque. Il montre également que l'oxygène de l'air se présente sous la forme d'un gaz diatomique (composé de 2 atomes d'oxygène, d'où sa formule chimique O2), et que c'est un élément chimique (corps pur simple).

2. ÉTAT NATUREL DE L’OXYGÈNE

L’oxygène est l’élément chimique le plus abondant sur Terre. En effet, la teneur en oxygène de l’atmosphère s’élève à environ 23 % (en masse), celle des océans à 86 %, celle de la croûte terrestre à 47 % et celle du corps humain à 60 %. On distingue généralement deux formes principales d’oxygène :
• l’oxygène sous forme élémentaire, c’est-à-dire sous forme de molécules constituées uniquement d’oxygène comme le dioxygène (O2) de l’air que l’on respire, ou l’ozone (O3) qui forme une couche fragile et vitale pour les êtres vivants car elle stoppe les rayonnements ultraviolets (UV) nocifs du Soleil ;
• l’oxygène sous forme de composés minéraux et organiques, appelés oxydes : la majorité des composés formés par l’oxygène sont des oxydes entrant dans la composition chimique des roches et des minéraux (silicates et carbonates), comme le quartz (dioxyde de silicium, de formule SiO2), l’hématite (Fe2O3), etc. Par ailleurs, l’oxygène apparaît dans la composition chimique d’une large gamme de composés organiques, tels que le dioxyde de carbone (CO2), l’éthanol (C2H5OH), l’aspirine (C9H8O4), le glucose (C6H12O6), etc.
→ chimie organique.

L'oxygène est un élément constitutif fondamental de la matière vivante, au même titre que le carbone, l'hydrogène et l'azote. C’est d’ailleurs l’un des constituants de l’ADN (molécule portant les informations génétiques dans les cellules des êtres vivants). Par ailleurs, l’oxygène est essentiel au cycle de la vie, car il intervient dans les processus biologiques fondamentaux que sont la photosynthèse (production de dioxygène par les plantes) et la respiration (absorption de dioxygène et rejet de dioxyde de carbone par les êtres vivants).

3. PROPRIÉTÉS CHIMIQUES ET PHYSIQUES DE L'OXYGÈNE
L'oxygène est, après le fluor, l'élément qui possède la plus forte électronégativité. Il a ainsi tendance à former l'anion O2− (dans les oxydes métalliques), à former, en combinaison avec les non-métaux, deux liaisons de covalence (H2O par exemple) ou à jouer le rôle d'accepteur en fixant un doublet d'électrons. Beaucoup de réactions auxquelles il participe sont exothermiques (réactions qui dégagent de la chaleur). Sa fixation est dite « combustion », en raison de la chaleur qu'elle dégage en général ; suivant les cas, cette combustion peut être vive ou lente. À l'exception des halogènes et de l'azote, tous les non-métaux peuvent brûler dans le dioxygène en donnant les oxydes les plus stables (H2O, SO2, etc.). Hormis l'or et le platine, les métaux peuvent également brûler dans le dioxygène, notamment les métaux alcalins et alcalino-terreux, le magnésium, l'aluminium, le zinc, le fer, etc. Beaucoup de métaux s'oxydent aussi à froid dans l'air, mais leur corrosion fait souvent intervenir la vapeur d'eau et le gaz carbonique de l'air.
Du point de vue de ses caractéristiques physiques, le dioxygène est un gaz incolore, inodore et sans saveur. Quand il est liquéfié (mis sous forme liquide), il est de couleur bleu pâle et devient légèrement magnétique. Dans les conditions normales de température et de pression (1 atm, 0 °C), l’oxygène bout à - 182,9 °C et fond à - 218,4 °C.

4. LES RÉACTIONS DE COMBUSTION

Les composés formés d'éléments combustibles sont en général eux-mêmes combustibles, notamment les combinaisons d'hydrogène et de carbone, c'est-à-dire les corps organiques. Leur combustion fournit de la vapeur d'eau et du gaz carbonique, mais, si le dioxygène est en quantité insuffisante, l'hydrogène brûle avant le carbone, qui se retrouve sous forme de noir de fumée. Il en est de même des composés du soufre, du phosphore, des métaux. De nombreux composés peuvent aussi subir une oxydation lente ; grâce à certains ferments, l'ammoniac se transforme en oxydes d'azote ; l'alcool éthylique, en acide acétique, etc.
Enfin, la respiration produit elle-même une oxydation de substances organiques dans les tissus vivants, ensemble de réactions qui libèrent l'énergie dont ceux-ci ont besoin.

5. PRÉPARATION ET UTILISATIONS DE L'OXYGÈNE

Dans l'industrie, on prépare le dioxygène, en même temps que le diazote, par distillation fractionnée de l'air liquide. Il est stocké et livré gazeux dans des tubes d'acier, sous une pression de 200 bars, ou sous forme liquide dans des récipients isolants.
Le dioxygène est un produit d'une grande importance industrielle et pratique : sa production, à l'échelle mondiale, est d'environ 100 millions de tonnes par an, et la France y joue un rôle de premier plan en tant que producteur.

Depuis les années 1950, le dioxygène est utilisé à la place de l'air pour l'affinage de la fonte par oxydation contrôlée : cette opération permet d'éliminer partiellement le carbone de la fonte sortant du haut fourneau, et presque totalement le phosphore et le soufre, pour produire l'acier. Pour cette utilisation, un réseau d'oxyducs de 3 000 km a été construit en Europe occidentale.

Le dioxygène est également utilisé comme comburant dans les fusées spatiales (où il est stocké sous forme liquide) et dans les chalumeaux (soudage, oxycoupage, perforation du béton…). Il intervient aussi dans différentes applications médicales, où il est utilisé dans les traitements d’insuffisances respiratoires et en réanimation.
→ oxygénothérapie, oxygénothérapie hyperbare.

6. L'OXYGÈNE DANS LE CORPS HUMAIN

Dans l'organisme, le dioxygène est véhiculé dans le sang après fixation sur l'hémoglobine des globules rouges. Ce dioxygène est cédé aux tissus, où il intervient dans la « respiration cellulaire » (réactions d'oxydoréduction productrices d'énergie).
On définit le taux sanguin d'oxygène par sa pression partielle (la pression partielle d'un gaz dans un mélange gazeux occupant un volume déterminé est égale à la pression qu'exercerait ce gaz s'il occupait seul ce volume). La pression partielle d'oxygène artériel (PaO2) est normalement de 90 à 100 millimètres de mercure, sachant qu'elle diminue avec l'âge. L'hypoxie (oxygénation insuffisante des tissus) entraîne un trouble de fonctionnement des cellules, pouvant aboutir à leur mort.

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MOLÉCULE



PLAN
        *         MOLÉCULE
        *         1. Historique du concept de molécule
        *         1.1. L'hypothèse d'Avogadro
        *         1.2. Le nombre d'Avogadro
        *         2. Mole et masse molaire des molécules
        *         3. Liaisons et stabilité des molécules
        *         3.1. La liaison covalente
        *         3.2. Les liaisons intermoléculaires
        *         4. La représentation des molécules
        *         4.1. La représentation de Lewis
        *         4.2. Les formules développées et semi-développées
        *         4.3. La formule topologique
        *         5. La structure spatiale des molécules
        *         5.1. La méthode VSEPR
        *         5.2. La stéréochimie ou la géométrie des molécules
        *         5.3. Les phénomènes d'isomérie

molécule
(latin moles, masse, avec l'influence de corpuscule)

Cet article fait partie du dossier consacré à la matière.
Particule formée d'atomes et qui représente, pour un corps pur qui en est constitué, la plus petite quantité de matière pouvant exister à l'état libre.


La matière, au sens courant du terme, sous ses différents états est discontinue et formée par l'assemblage d'atome. Dans les conditions usuelles, toutefois, la matière n'est pas, à l'exception des gaz nobles, formée d'atomes isolés et indépendants. Le plus souvent, les atomes s'assemblent pour former des architectures plus volumineuses: les molécules.

1. Historique du concept de molécule
1.1. L'hypothèse d'Avogadro
La notion de molécule, comme entité distincte de celle de l’atome, fut suggérée la première fois en 1811 par l'Italien Amedeo Avogadro qui proposa l’hypothèse selon laquelle le nombre de molécules d'un gaz quelconque dans un volume donné est toujours le même, les gaz étant, dans les mêmes conditions de température et de pression.

Par ailleurs, le Français Louis Joseph Gay-Lussac avait montré expérimentalement en 1809 que les volumes mis en jeu dans les réactions chimiques entre les gaz sont dans des rapports simples. Par exemple, un volume de chlore réagit sur un volume égal d'hydrogène pour donner deux volumes de chlorure d'hydrogène (les trois gaz étant dans les mêmes conditions de température et de pression).
Si nous rapprochons cette constatation expérimentale de l'hypothèse d'Avogadro, nous avons :
1 volume de chlore + 1 volume d'hydrogène = 2 volumes de chlorure d'hydrogène
n molécules + n molécules = 2n molécules
Si de plus nous supposons, en accord avec l'analyse chimique, que le chlorure d'hydrogène correspond à la formule HCl, les 2n molécules de HCl contiennent 2n atomes H et 2n atomes Cl, donc chaque molécule de chlore et d'hydrogène contient deux atomes et la réaction entre le (di)chlore et le (di)hydrogène doit s'écrire :
H2 + Cl2 → 2 HCl (et non H + Cl → HCl).


Bien que reprise, peu de temps après (1814), par le Français André Marie Ampère, l'hypothèse d'Avogadro et la distinction atome-molécule qui en découle sont restées dans l'ombre, jusqu'aux travaux de l'Italien Stanislao Cannizzaro et des Français Auguste Laurent et Charles Gerhardt. La distinction entre atome et molécule conduisait en effet logiquement à considérer ces notions comme reflétant une réalité sous-jacente à celle qu'on peut observer. Cette conception, maintenant universellement adoptée, fut combattue avec vigueur par de nombreux scientifiques qui voyaient là, à tort, une hypothèse non fondée expérimentalement, donc à caractère quasi métaphysique. L’hypothèse d’Avogadro a ouvert la voie à la physique et la chimie modernes en permettant de comparer les masses relatives des molécules et, en définitive, de déterminer les masses atomiques relatives.

1.2. Le nombre d'Avogadro
C'est en hommage à Amedeo Avogadro que le nombre de molécules contenues dans une mole de gaz, soit 22,4 L de gaz (à 0 °C et sous 1 atm ; 1 atmosphère normale = 101 325 pascals ou 1,013 25 bar), nombre déterminé approximativement pour la première fois par l'Autrichien Johann Loschmidt en 1865, s'appelle nombre d'Avogadro. Sa valeur numérique actuellement reconnue est :
NA = 6,022 × 1023
.
2. Mole et masse molaire des molécules
La notion de mole est rendue indispensable par la petite taille des molécules. Elle est liée à la connaissance de leur formule chimique, qui renseigne sur la nature et le nombre de chacun des atomes constituant la molécule. La formule chimique d’une molécule permet ainsi de calculer la masse de celle-ci à partir de celle de ses atomes.
Grâce au choix judicieux de la mole, définie comme le nombre d'atomes de carbone contenus dans 12 g de carbone 12, la masse (en grammes) d'une mole d'un élément donné est égale au nombre de nucléons (protons et neutrons) contenus dans le noyau de l'atome.

Classification périodique des éléments chimiques
*        


Le noyau du carbone 12, par exemple, contient 12 nucléons ; la masse de 6,022 × 1023 atomes de carbone est de 12 g. Les données du tableau périodique des éléments permettent ainsi de connaître la masse d'une mole de molécules. Ainsi, une mole de méthanol de formule CH3OH a une masse de 32 g (12 + 4 + 16), une mole d'eau de formule H2O, une masse de 18 g (2 + 16), etc. Réciproquement, on dit que le méthanol a une masse molaire de 32 g·mol-1, ou que l’eau a une masse molaire de 18 g·mol-1, etc.
Dans le cas des gaz, le calcul est simplifié grâce à la loi d'Avogadro : « Des volumes égaux de différents gaz contiennent le même nombre de molécules. » Quand ces gaz sont dans les mêmes conditions de température et de pression (généralement 0 °C et 1 atm), 32 g d'oxygène (O2), 2 g d'hydrogène (H2) ou 44 g de dioxyde de carbone (CO2) occupent un volume identique de 22,4 L. La mole est donc le facteur qui établit un lien entre les caractéristiques microscopiques des molécules et des quantités (masses ou volumes) macroscopiques plus perceptibles.

3. Liaisons et stabilité des molécules
Les molécules résultent de la formation de liaisons covalentes entre les atomes qui les constituent. L'énergie des atomes liés dans une molécule est beaucoup plus faible que celle des atomes séparés ; la molécule est par conséquent le système le plus stable.

3.1. La liaison covalente

La nature de la liaison est restée longtemps mystérieuse. L'Américain Gilbert Lewis, le premier, proposa en 1916, sans justifications, un modèle qualificatif intéressant : les deux atomes d’hydrogène (H) mettent en commun leur unique électron pour former une paire d'électrons, qui est responsable de la cohésion de la molécule et dite, de ce fait, paire liante.
Ce type de liaison, que Lewis a appelé liaison covalente, permet à chacun des deux atomes H partageant les deux électrons d'acquérir la structure particulièrement stable de l'hélium.
De manière générale, dans une molécule, les atomes réalisent des liaisons covalentes de manière à acquérir une structure électronique stable en octet ou en duet (règle de l’octet et du duet). Une structure en duet implique deux électrons sur la couche électronique externe K ; une structure en octet implique huit électrons sur la couche externe L ou M. Ainsi, le carbone, de symbole C et de numéro atomique 6, a pour structure électronique (K)2 (L)4 et doit réaliser 4 liaisons covalentes pour compléter sa couche L (il est dit tétravalent).

3.2. Les liaisons intermoléculaires
Les molécules sont également soumises entre elles à des forces de liaison intermoléculaires, mais celles-ci sont beaucoup plus faibles que les liaisons covalentes (de l'ordre de quelques kilojoules par mole, contre plusieurs centaines de kilojoules par mole dans le cas de liaisons covalentes), ce qui entraîne des distances intermoléculaires plus grandes que les distances interatomiques dans la molécule. Les distances d'approche, à l'équilibre, entre atomes ou molécules sont en effet d'autant plus petites que les énergies d'attraction sont plus grandes.
Ces interactions existent entre les molécules d'un gaz (non parfait) et justifient la possibilité de liquéfaction puis de solidification d'un gaz quand la température s'abaisse. En effet, le refroidissement entraîne la diminution de l'agitation thermique des molécules, d'où la possibilité de formation d'états condensés, liquide et solide. L'absence par définition de forces intermoléculaires pour un gaz parfait rendrait impossible ce processus.

Inversement, la rupture thermique de ces liaisons intermoléculaires dans le cas d'un mélange de différentes molécules permet la séparation des divers constituants. Ainsi, l'azote, l'oxygène et l'argon sont obtenus industriellement par distillation de l'air liquide. Les énergies mises en jeu, bien que suffisantes pour séparer les constituants, ne permettent cependant pas de casser les molécules. Cela peut se produire à des températures plus élevées, par exemple lors du craquage des molécules d'hydrocarbures des pétroles et lors de la dissociation des molécules de dihydrogène (H2) ; à 5 000 K, sous 1 atm, 95 % des molécules H2 sont dissociées en atomes H. Les atomes, après avoir été séparés, peuvent perdre progressivement leurs électrons (ionisation), donnant naissance, à très hautes températures (plusieurs milliers de degrés), aux plasmas, où les atomes peuvent être totalement ionisés par la perte de tous leurs électrons.

4. La représentation des molécules

4.1. La représentation de Lewis
Dans la représentation de Lewis, chaque atome est représenté par son symbole ; un doublet liant est représenté par un segment entre les symboles des deux atomes liés ; un doublet non-liant est représenté par un segment placé à côté du symbole de l’atome auquel il appartient. Ainsi, les représentations de Lewis des molécules de dihydrogène (H2) et de l’eau (H2O) sont respectivement :

 


4.2. Les formules développées et semi-développées
Les formules développées et semi-développées d’une molécule sont une simplification de leur représentation de Lewis :
• formule développée : on ne représente plus les doublets non-liants des atomes ;
• formule semi-développée : on ne représente plus les liaisons engageant les atomes d’hydrogène. Par exemple, une molécule de méthanol CH4O pourra être représentée comme suit :


4.3. La formule topologique
Elle permet de représenter le plus simplement possible une molécule et est particulièrement utile pour représenter des molécules comportant un grand nombre de liaisons. Les règles d’écriture d’une formule topologique sont les suivantes :
• la chaîne carbonée est représentée par une ligne brisée où chaque segment représente une liaison. Les atomes de carbone et d’hydrogène ne sont pas représentés ;
• chaque sommet de la ligne brisée représente un atome de carbone ;
• les atomes autres que ceux de carbone et d’hydrogène sont représentés par leur symbole. On représente aussi les atomes d’hydrogène auxquels ceux-ci sont liés.
Par exemple, le pentan-1-ol de formule brute C5H12O a la formule topologique suivante :


5. La structure spatiale des molécules
Les liaisons covalentes, responsables de la cohésion des molécules, sont des liaisons fortes, saturées et dirigées. La notion de force se rapporte à l'énergie de liaison.
→ énergie chimique.

       


Par saturation, on entend que, par exemple, l’hydrogène (H) peut s'unir à l’azote (N) pour donner NH3 mais pas NH4 ; la justification électronique de la liaison covalente proposée par Lewis rend compte de cette propriété : l’azote, de numéro atomique 7, a pour structure électronique (K)2 (L)5 et doit donc réaliser 3 liaisons covalentes pour compléter sa couche L (il est dit trivalent), d’où le composé NH3.
Le mot directivité signifie que les liaisons covalentes, unissant un atome à d'autres dans une molécule, forment entre elles des angles définis, imposant ainsi une certaine forme à la molécule.
5.1. La méthode VSEPR

Molécule bipyramide trigonale
La méthode VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion ou « répulsion des doublets électroniques de la couche de valence ») également appelée règle de Gillespie-Nyholm, permet de prévoir l’orientation des liaisons entre les atomes d’une molécule. Cette méthode repose sur l’hypothèse très simplificatrice (qui ne correspond pas à la réalité) que tous les doublets, liants et non-liants de la couche de valence, se positionnent à la même distance du noyau et aussi loin que possible les uns des autres de manière à minimiser leur répulsion. Ainsi, selon leur nombre, les doublets électroniques occupent les sommets de diverses « figures de répulsion » inscrites dans une sphère :

Molécules
Méthode VSEPR
nombre de doublets :    2    3    4
figure de répulsion :    droite    triangle équilatéral    tétraèdre
angles des liaisons :    180°    60°    109,5°


       
Par exemple, les molécules H2O (eau), NH3 (ammoniac) et CH4 (méthane) ayant chacune autour de leur atome central quatre doublets électroniques (deux non-liants et deux liants pour H2O ; un non-liant et trois liants pour NH3 ; quatre liants pour CH4) s'inscrivent sensiblement dans un tétraèdre avec au centre les atomes O, N, C, les atomes H étant situés sur deux, trois et quatre sommets. Les angles de liaison sont donc voisins de 109,5° (104,5° pour H2O, 107° pour NH3 et 109,5° pour CH4).

5.2. La stéréochimie ou la géométrie des molécules

Benzène
En fait, bien avant la mise en évidence expérimentale de la structure des molécules, quelques chimistes avaient proposé – pour un but essentiellement mnémonique, c'est-à-dire pour représenter le mieux possible les propriétés physico-chimiques des molécules – des schémas tels que le tétraèdre pour CH4 (Achille Le Bel et Jacobus Henricus Van't Hoff) ou la forme cyclique du benzène C6H6 (August Kekulé).

Actuellement, des méthodes variées (techniques spectroscopiques, diffraction des rayons X ou des électrons, microscopie électronique) permettent de trouver la structure spatiale des molécules et, quelquefois, d'obtenir des courbes de niveau de densité électronique.
Les molécules peuvent former des chaînes, des cycles, des cages… Ces structures sont représentées par des schémas de Lewis ou, plus correctement, par des modèles moléculaires éclatés ou compacts (voir ci-dessous l’exemple de la molécule de méthane). Les modèles compacts donnent une image de la forme réelle des molécules et de l'encombrement des atomes (modélisés par des sphères) qui les constituent. Ces modèles moléculaires tridimensionnels sont très utilisés en stéréochimie.


Toutefois, en l’absence de modèles moléculaires, il est possible de représenter une molécule en 3 dimensions sur un support à deux dimensions (c’est-à-dire sur une feuille de papier ou sur un tableau noir) en utilisant la représentation de Cram. En effet, celle-ci fait apparaître les liaisons de la molécule en perspective les unes par rapport aux autres, afin de comprendre la structure dans l’espace de la molécule. Les liaisons entre les atomes sont représentées par convention de la façon suivante :
• liaison dans le plan de la feuille :

 
• liaison en avant du plan de la feuille :

 
• liaison en arrière du plan de la feuille :

Par exemple, le méthane de formule CH4 a la représentation de Cram suivante :


5.3. Les phénomènes d'isomérie

Conformation d'une molécule d'éthane
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Notons que les structures des molécules peuvent justifier les phénomènes d'isomérie (la même formule brute correspondant à des composés différents). Par exemple, C4H8O2 peut être l'acide butanoïque ou un diol (isomérie de constitution). Les molécules ne sont généralement pas rigides. Avec la vibration des atomes autour de leur position d'équilibre ou la rotation de groupes d'atomes autour d'un axe de liaison (phénomènes qui se produisent toujours, sauf à 0 K), certaines molécules peuvent changer rapidement de structure. Ainsi, la molécule d'ammoniac s'inverse très rapidement, comme un parapluie par fort vent, avec une fréquence de 23,79 GHz. C'est un exemple de molécule « flexible ».

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