De l'atome aux édifices chimiques, exercices , correction, 2d05chc

Chim N° 05

De l'atome aux

édifices chimiques.

Exercices. Correction.

Programme 2010 : Les molécules.

Programme 2010 : Physique et Chimie

Programme 2020 : Physique et Chimie

Logiciel pour la

construction de molécule

Chemsketch

Gratuit

Exercices 2006-2007

Physique et Chimie seconde

Collection DURANDEAU HaCHETTE

1)- exercice 2 page 272	5)- exercice 11 page 273.
2)- exercice 3 page 272.	6)- exercice 13 page 273.
3)- exercice 7 page 272.	7)- exercice 16 page 273.
4)- exercice 8 page 272.	8)- exercice 17 page 274.

Physique et Chimie seconde

Collection Microméga Hatier

Ancienne édition

1)- Exercice 2 page 86.	2)- Exercice 8 page 86.
3)- Exercice 11 page 86.	4)- Exercice 15 page 86.
5)- Exercice 24 page 87.	6)- Exercice 36 page 88.

QCM :

Les Molécules 01

Sous forme de tableau

Les molécules 02

Sous forme de tableau

Pour aller plus loin :

Logiciel pour la construction de molécule

Chemsketch

Gratuit

Mots clés :

règle du DUET ; règle de l'OCTET ; Gilbert LEWIS ; les couches électroniques ;

règles de remplissage des couches électroniques ; Principe de Pauli ;

Règle de Klechkowski ;; les molécules ; isomérie ; ; ...

1)- Exercice 2 page 272.

Détermination de la charge d’un cation :

1. Rappeler la définition d’un cation.

2. On considère les éléments magnésium ( Z = 12) , lithium (Z = 3),

néon (Z = 10) et aluminium (Z = 13).

Déterminer la structure électronique des atomes de ces éléments.

En déduire le nombre d’électrons externes de ces atomes.

3. Quels sont les ions stables qu’ils peuvent former ?

Correction :

1. Cation : espèce chimie ayant perdue un ou plusieurs électrons.

2. Structure électronique :

Atome	Z	Structure électronique	Nombre d’électrons externes
Li	3	K (2) L (1)	1
Ne	10	K (2) L (8)	8
Mg	12	K (2) L (8) M (2)	2
Al	13	K (2) L (8) M (3)	3

3. Ions stables :

Ion	Z	Structure électronique de l’ion	Perte d’électrons
Li⁺	3	K (2) DUET	1
(Ne)	10	K (2) L (8) OCTET Pas d’ion	0
Mg²⁺	12	K (2) L (8) OCTET	2
Al³⁺	13	K (2) L (8) OCTET	3

2)- Exercice 3 page 272.

Détermination de la charge d’un anion :

1. Rappeler la définition d’un cation.

2. On considère les éléments fluor (Z = 9) , argon (Z = 18), phosphore (Z = 15) et soufre (Z = 16).

Déterminer la structure électronique des atomes de ces éléments.

En déduire le nombre d’électrons externes de ces atomes.

3. Quels ions ont-ils tendance à donner ?

Correction :

1. Anion :

- Espèces chimiques ayant gagnée un ou plusieurs électrons.

Atome	Z	Structure électronique	Nombre d’électrons externes
F	9	K (2) L (7)	7
P	15	K (2) L (8) M (5)	5
S	16	K (2) L (8) M (6)	6
Ar	18	K (2) L (8) M (8)	8

2. Ions stables :

Ion	Z	Structure électronique de l’ion	Gain d’électrons
F ^–	9	K (2) L (8) OCTET	1
P^3–	15	K (2) L (8) OCTET	3
S^2–	16	K (2) L (8) M (8) OCTET	2
(Ar)	18	K (2) L (8) M (8) OCTET Pas d’ion	0

3)- Exercice 7 page 272.

Appliquer la règle de l’octet :

1. Déterminer la formule brute de la molécule d’éthanal ci-dessus.

2. Les éléments carbone, oxygène et hydrogène ont pour numéro atomique respectifs 6, 8 et 1.

Combien d’électrons externes possèdent-ils ?

3. Combien d’électrons leur manque-t-il pour obtenir une structure stable ?

Combien de liaisons covalentes doivent-ils établir pour obtenir cette structure ?

Est-ce le cas dans la molécule représentée ?

4. Quel est le nombre total d’électrons externes de la molécule ?

Compléter la représentation ci-dessus et vérifier que la règle de l’octet et du duet sont satisfaites.

Correction :

1. Formule brute : C₂H₄O

2. Structure électronique :

Atome	Z	Structure électronique	Nombre d’électrons externes
H	1	K (1)	1
C	6	K (2) L (4)	4
O	8	K (2) L (6)	6

3. Nombre d’électrons manquant et nombre de liaisons :

Atome	Z	Nombre d’électrons manquant	Nombre de liaisons
H	1	1	1
C	6	4	4
O	8	2	2

4. Nombre total d’électrons externes de la molécule :

- n_t = (1 x 4 + 4 x 2 + 6 x 1)

- n_t = 18

- Nombre de doublets :

- n_d = 18 / 2 = 9

- Schéma de Lewis de la molécule :

- Les atomes vérifient soit la règle de l’octet, soit la règle du duet.

- Formule brute :

- Géométrie de la molécule :

4)- Exercice 8 page 272.

établir une représentation de LEWIS.

Le phosgène a pour formule Cl₂CO ; l’atome de carbone est lié aux trois autres atomes.

1. Les éléments carbone, oxygène et chlore ont pour numéros atomique respectifs 6, 8, 17.

Déterminer la structure électronique des trois atomes. Combien d’électrons externes possèdent-ils ?

2. Combien d’électrons leur manque-t-il pour obtenir une structure stable ?

Combien de liaisons covalentes doivent-ils établir pour obtenir cette structure ?

3. Quel est le nombre total n_t d’électrons externes de la molécule ?

Compléter la représentation ci-dessous et vérifier que la règle de l’octet est satisfaite.

4. En tenant compte de la covalence de chaque atome, appliquer les règles du duet et de l’octet et

établir la représentation de Lewis de la molécule de phosgène.

Préciser les doublets liants et non liants

Correction :

1. Structure électronique :

Atome	Z	Structure électronique	Nombre d’électrons externes
C	6	K (2) L (4)	4
O	8	K (2) L (6)	6
Cl	17	K (2) L (7)	7

2. Nombre d’électrons manquant et nombre de liaisons :

Atome	Z	Nombre d’électrons manquant	Nombre de liaisons
C	6	4	4
O	8	2	2
Cl	17	1	1

3. Nombre total d’électrons externes de la molécule :

- n _t = (7 x 2 + 4 x 1 + 6 x 1)

- n_t = 24

- Nombre de doublets :

- n_d = 24 / 2 = 12

4. La molécule possède 4 doublets liants et 8 doublets non liants.

- Tous les atomes vérifient la règle de l’octet.

- Schéma de Lewis :

- Formule développée :

- Géométrie de la molécule :

5)- Exercice 11 page 273.

Écrire des formules semi-développées

1. Rappeler la définition d’isomères.

2. On considère la formule brute C₃H₈O.

a)- Les éléments carbone, hydrogène et oxygène ont pour numéro atomique 6, 1 et 8.

Déterminer leur structure électronique et leur covalence n_c.

b)- En déduire le nombre n_t d’électrons externes, puis le nombre n_d de doublets externes de la molécule.

3. établir les représentations de Lewis des trois isomères correspondant à cette formule brute.

4. écrire les formules semi-développées de ces trois isomères.

Correction :

1. Définition de deux isomères :

- Deux molécules isomères ont même formule brute mais

- des enchaînements d’atomes différents.

2. Formule brute : C₃H₈O

a)- Structure électronique :

Atome	Z	Structure électronique	Nombre d’électrons externes	Covalence n_c
H	1	K (1)	1	1
C	6	K (2) L (4)	4	4
O	8	K (2) L (6)	6	2

b)- Nombre d’électrons externes :

- n_t = (1 x 8 + 4 x 3 + 6 x 1)

- n_t = 26

- Nombre de doublets :

- n_d = 26 / 2 = 13

3. Représentations de Lewis des trois isomères :

- Propan – 1 – ol

- Propan – 2 – ol

- Méthoxyéthane :

4. Formules semi-développées :

a)- Propan – 1 – ol :

b)- Propan – 2 – ol :

c)- Méthoxyéthane :

6)- Exercice 13 page 273.

Prévoir la géométrie

Le chlorosilane SiH₃Cl est un gaz qui intervient dans la préparation du silicium très pur destiné à l’électronique.

1. Structure électronique :

a)- Les éléments silicium, hydrogène et chlore ont pour numéros atomiques respectifs 14, 1 et 17.

Déterminer leur structure électronique. Quelle est leur covalence n_c ?

b)- Déterminer le nombre n_t d’électrons externes, puis le nombre n_d de doublets externes de la molécule.

2. établir sa représentation de Lewis. Préciser les doublets liants et non liants.

En déduire la structure géométrique de la molécule et la représenter selon la convention de CRAM.

Correction :

1. Géométrie :

a)- Structure électronique :

Atome	Z	Structure électronique	Nombre d’électrons externes	Covalence n _c
H	1	K (1)	1	1
Si	14	K (2) L (8) M (4)	4	4
Cl	17	K (2) L (6) M (7)	7	1

b)- Nombre d’électrons externes :

- n_t = (1 x 3 + 4 x 1 + 7 x 1)

- n_t = 14

- Nombre de doublets :

- n_d = 14 / 2 = 7

2. Représentation de Lewis :

- Représentation de Cram : Cas de quatre doublets :

Pour minimiser leurs répulsions mutuelles, quatre doublets adoptent une disposition tétraédrique

7)- Exercice 16 page 273.

Molécule C_xCl_y

1. Les éléments carbone et chlore ont pour numéros atomiques respectifs 6 et 17.

Déterminer la structure électronique des deux atomes.

Combien d’électrons leur manque-t-il pour obtenir une structure stable ?

2. Combien de liaisons covalentes doivent-ils établir pour obtenir cette structure ?

3. établir la formule du composé le plus simple formé uniquement à partir des éléments carbone et chlore.

Établir la représentation de LEWIS de ce corps.

4. En déduire la structure géométrique de la molécule. La représenter selon la convention de CRAM.

Correction :

1. Structure électronique :

Atome

Structure

électronique

Nombre

d’électrons

externes

Covalence

n _c

K (2) L (4)

K (2) L (6) M (7)

2. Nombre de liaisons covalentes :

- L’atome de carbone doit établir 4 liaisons covalentes

- pour obtenir une structure stable en Octet.

- L’atome de chlore doit établir une liaison covalente

- pour obtenir une structure stable en Octet.

3. Formule du composé le plus simple :

- Formule brute : CCl₄

- Représentation de Lewis :

4. Structure géométrique :

- Représentation de Cram :

- Cas de quatre doublets :

- Pour minimiser leurs répulsions mutuelles,

- quatre doublets adoptent une disposition tétraédrique.

- Tétrachlorométhane :

8)- Exercice 17 page 274.

Urée

La représentation suivante présente un modèle éclaté de l’urée.

1. En utilisant le code des couleurs, déterminer les éléments présents dans cette molécule et

la formule brute correspondante.

2. Combien d’électrons externes comportent les atomes de cette molécule ?

Utiliser les résultats de la question 1. pour établir la représentation de LEWIS de la molécule.

3. Déterminer les pourcentages atomiques des différents éléments de la molécule.

Correction :

Autres représentations :

1. éléments présents :

- Blanc : élément hydrogène.

- Bleu : élément azote.

- Noir : élément carbone.

- Formule brute : CH₄ON₂

2. Structure électronique et nombre d’électrons externes :

Atome	Z	Structure électronique	Nombre d’électrons externes
H	1	K (1)	1
C	6	K (2) L (4)	4
N	7	K (2) L (5)	5
O	8	K (2) L (6)	6

- Nombre d’électrons externes :

- n_t = (4 x 1 + 1 x 4 + 6 x 1 + 5 x 2)

- n_t = 24

- Nombre de doublets :

- n_d = 24 / 2 = 12

- Représentation de Lewis :

- Il y a 8 doublets liants et 4 doublets non liants.

3. Pourcentage atomique :

Atome

Nombre

Pourcentage

100

12,5

1)- Exercice 2 page 86.

Énoncer les règles du duet et de l’octet.

- Règle du Duet :

Les atomes qui n’ont pas la structure stable en duet, captent, cèdent ou mettent en commun des électrons

pour acquérir 2 électrons sur leur couche externe K (structure de l’hélium).

- Règle de l’octet :

Les atomes qui n’ont pas la structure stable en octet, captent, cèdent ou mettent en commun des électrons

pour acquérir 8 électrons sur leur couche externe.

2)- Exercice 8 page 86.

- Comment explique-t-on la forme coudée de la molécule d’eau ?

- Formule brute de la molécule d’eau : H₂O .

- Il faut rechercher la structure électronique de chaque atome :

- Pour l’hydrogène, Z = 1 et la structure électronique de l’atome d’hydrogène est : K (1)

- Pour l’oxygène, Z = 8 et la structure électronique de l’atome l’oxygène est : K (2) L (6) .

- Au cours de la transformation chimique,

- L’hydrogène doit acquérir une structure en duet car le gaz rare le plus proche est

- l’hélium qui possède un duet d’électron sur sa couche électronique externe.

- Il doit engager un électron dans une liaison covalente pour satisfaire cette règle.

- Chaque atome d’hydrogène donne une liaison covalente.

- L’atome d’hydrogène a un électron appartenant à un doublet liant.

- L’oxygène doit acquérir une structure en octet car le gaz rare le plus proche est

- le néon qui possède un octet d’électron sur sa couche électronique externe.

- L’atome d’oxygène possède 6 électrons sur sa couche électronique externe.

- Chaque atome doit engager 2 électrons pour satisfaire la règle de l’octet : 6 + 2 = 8.

- L’atome d’oxygène a 2 électrons appartenant à des doublets liants.

- Au total, il y a 4 électrons appartenant à des doublets liants

- (2 pour l’atome d’oxygène et 1 pour chaque atome d’hydrogène).

- La molécule compte {( 6 + 2 ) / 2 = 4 } 4 doublets dont 2 doublets liants.

- En conséquence, il y a deux doublets non liants.

- Représentation de Lewis :

- L’atome central : atome d’oxygène O.

- Les 4 doublets électroniques qui l’entourent sont éloignés au maximum les uns des autres.

- Ils occupent les sommets d’un tétraèdre.

- La forme de la molécule se déduit de cette disposition tétraédrique.

- remarque :

- la molécule est coudée.

- L’angle fait moins de 109° car il y a répulsion entre les doublets non liants.

- Les mesures donnent 105° 30 ‘.

3)- Exercice 11 page 86

a)- Donner la structure électronique des ions obtenus à partir des atomes de soufre, de chlore et de sodium.

-    Soufre S ( Z = 16), Chlore : Cl ( Z = 17), Sodium Na ( Z = 11).

b)- Donner la formule chimique des différents ions.

Dans chacun des cas, dire quel est le gaz rare possédant la même structure électronique.

a)- Donner la structure électronique des ions obtenus à partir des atomes de soufre, de chlore et de sodium.

-    Soufre S ( Z = 16), Chlore : Cl ( Z = 17), Sodium Na ( Z = 11).

-    Un atome est électriquement neutre :

-    son nombre de protons est égal à son nombre d'électrons.

-    Un atome possède Z électrons

-    (car un atome est électriquement neutre :

-    le nombre de protons est égal au nombre d'électrons)

-    L’atome de soufre a la structure électronique suivante : K (2) L (8) M (6) .

-    L’ion obtenu à partir de cet atome doit satisfaire la règle de l’octet.

-    Pour ce faire, il doit gagner deux électrons et

-    acquérir la structure électronique du gaz rare

-   qui le suit dans la classification périodique, ici :

-    l’argon Ar.

-    L’ion sulfure a la structure électronique suivante :

K (2) L (8) M (6 + 2) en conséquence K (2) L (8) M (8)

-    L’atome de chlore gagne 1 électron pour donner l’ion chlorure :

K (2) L (8) M (7 + 1) en conséquence K (2) L (8) M (8)

-    L’atome de sodium perd 1 électron pour donner l’ion sodium :

K (2) L (8) M (1 - 1) en conséquence K (2) L (8)

b)- Donner la formule chimique des différents ions.

Dans chacun des cas, dire quel est le gaz rare possédant la même structure électronique.

-    Réponse sous forme d'un tableau :

Nom

Formule

Gaz rare

possédant la

même structure électronique

Ion sulfure

S^2–

Argon : Ar

Ion chlorure

Cl ^–

Argon : Ar

Ion sodium

Na⁺

Néon : Ne

4)- Exercice 15 page 86

a)- Donner les structures électroniques des atomes d’hydrogène et d’oxygène.

Quel est leur nombre d’électrons périphériques ?

- Hydrogène H ( Z = 1), Oxygène : O ( Z = 8).

b)- Combien de liaison(s) chaque atome d’oxygène doit-il engager pour respecter la règle de l’octet ?

a)- Donner les structures électroniques des atomes d’hydrogène et d’oxygène. Quel est leur nombre d’électrons périphériques ?

- Hydrogène H ( Z = 1), Oxygène : O ( Z = 8).

- Structure électronique : atome d’hydrogène : Z = 1 , K (1) , pour l’atome d’oxygène, Z = 8 , K (2) L (6)

- Nombre d’électrons sur la couche électronique externe :

- l’atome d’hydrogène possède 1 électron périphérique et l’atome d’oxygène possède 6 électrons sur sa couche électronique externe.

- Combien de liaison(s) chaque atome d’hydrogène doit-il engager pour respecter la règle du duet ?

- L’atome d’hydrogène doit engager une liaison simple pour satisfaire la règle du duet

car il possède 1 électron sur sa couche électronique externe. (1 + 1 = 2).

b)- Combien de liaison(s) chaque atome d’oxygène doit-il engager pour respecter la règle de l’octet ?

- L’atome d’oxygène doit engager 2 liaisons simples (ou une double liaison) pour respecter la règle de l’octet

car il possède 6 électrons sur sa couche électronique externe.(6 + 2 = 8)

- Trouver la représentation de Lewis de la molécule d’eau oxygénée H₂O₂

- Représentation de Lewis :

5)- Exercice 24 page 87

Soit la molécule : C₄H₁₀

a)- Trouver les représentations de Lewis des isomères correspondant à cette formule

b)- Écrire les formules semi-développées.

Soit la molécule : C₄H₁₀

a)- Trouver les représentations de Lewis des isomères correspondant à cette formule

- Représentations de Lewis :

b)- Écrire les formules semi-développées.

- Formules semi-développées :

6)- Exercice 36 page 88

Un hydrocarbure est une espèce chimique qui ne contient que des atomes de carbone et d’hydrogène.

Un alcane est un hydrocarbure dont la molécule ne contient que des liaisons simples.

a)- Donner la représentation de Lewis et la formule brute de l’alcane formée à partir d’un atome de carbone.

b)- Même question pour deux, trois, puis quatre atomes de carbone. Lorsque c’est possible, représenter les isomères.

Donner alors leur formule semi-développée.

c)- Trouver la formule brute d'un alcane qui comporte n atomes de carbone.

Un hydrocarbure est une espèce chimique qui ne contient que des atomes de carbone et d’hydrogène.

Un alcane est un hydrocarbure dont la molécule ne contient que des liaisons simples.

a)- Donner la représentation de Lewis et la formule brute de l’alcane formée à partir d’un atome de carbone.

- L’atome de carbone doit engager 4 liaisons simples pour respecter la règle de l’octet car il possède 4 électrons sur sa couche électronique externe.

- L’atome d’hydrogène doit engager une liaison simple pour respecter la règle du duet.

- ll faut 4 atomes d’hydrogène pour un atome de carbone :

Formule développée	Formule semi-développée	Formule brute et nom
	x	CH₄ , le méthane

b)- Même question pour deux, trois, puis quatre atomes de carbone. Lorsque c’est possible, représenter les isomères. Donner alors leur formule semi-développée.

- Il faut partir de la chaîne carbonée et compléter avec les atomes d’hydrogène.

Formule développée	Formule semi-développée	Formule brute et nom
		C₂H₆ l’éthane
		C₃H₈ , le propane
		C₄H₁₀ , le butane
		C₄ H₁₀ , isobutane

c)- Trouver la formule brute d'un alcane qui comporte n atomes de carbone.

- Formule générale des alcanes non cycliques : C_nH_{2n + 2}