Chap N° 05 Exercices : sur De la structure à la polarité d'une espèce chimique

Chap. N° 05

De la structure à la polarité

d'une espèce chimique.

Exercices

Cours.

Exercices :

1)- Exercice 4 page 92 : Déterminer un nombre d’électrons de valence.

2)- Exercice 6 page 92 : Établir le schéma de Lewis d’un atome.

3)- Exercice 7 page 92 :Attribuer à un atome son schéma de Lewis.

4)- Exercice 8 page 92 : Établir le schéma de Lewis d’une molécule.

5)- Exercice 10 page 92 :Justifier la charge d’un ion.

6)- Exercice 12 page 93 : Représenter une lacune électronique.

7)- Exercice 13 page 93 : Justifier la présence d’une lacune électronique.

8)- Exercice 14 page 93 :Proposer le schéma de Lewis d’un ion.

9)- Exercice 16 page 93 : Nommer une figure géométrique.

10)- Exercice 18 page 93 : Justifier la géométrie d’une molécule.

11)- Exercice 20 page 93 :Prévoir la polarité d’une molécule.

12)- Exercice 25 page 94 : Un précurseur du nylon.

13)- Exercice 27 page 95 : Un agent de blanchiment.

14)- Exercice 30 page 95 : Polaire ou apolaire ?

15)- DS page 97 :

Acide et base de Lewis :

Une solution aqueuse : Des températures d’ébullition différentes.

1)- Exercice 4 page 92 : Déterminer un nombre d’électrons de valence :

Déterminer un nombre d’électrons de valence :

On considère les éléments des colonnes 1,2,13 et 17 du tableau périodique des éléments.

Déterminer le nombre d’électrons de valence des atomes correspondants.

Déterminer un nombre d’électrons de valence :

- Couche électronique de valence.

- Pour Z ≤ 18, les électrons de valence sont ceux qui occupent la couche électronique de nombre n le plus élevé.

- Cette dernière est appelée couche électronique de valence, sa configuration électronique se nomme configuration électronique de valence.

Nombre d’électrons de valence des éléments des colonnes 1,2,13 et 17.

Colonne 1 : 1 électron de valence

Colonne 2 : 2 électrons de valence

Colonne 13 : 3 électrons de valence

Colonne 17 : 7 électrons de valence

- Tableau périodique des éléments des 3 premières périodes (simplifié) :

- Configuration électronique de valence :

- Elle permet de déterminer le nombre d’électrons de valence.

1s¹

1s²

…2s¹

…2s²

…2s²2p¹

…2s²2p²

…2s²2p³

…2s²2p⁴

…2s²2p⁵

…2s²2p⁶

…3s¹

…3s²

…3s²3p¹

…3s²3p²

…3s²3p³

…3s²3p⁴

…3s²3p⁵

…3s²3p⁶

2)- Exercice 6 page 92 : Établir le schéma de Lewis d’un atome :

Établir le schéma de Lewis d’un atome :

On considère les éléments de la deuxième ligne du tableau périodique.

1. Repérer ces éléments dans le tableau périodique et déterminer le nombre d’électrons de valence des atomes correspondants.

2. Établir le schéma de Lewis de chacun des atomes de ces éléments.

Établir le schéma de Lewis d’un atome :

1. Nombre des électrons de valence des atomes de la deuxième ligne.

	1							18
	H 1s¹	2	13	14	15	16	17	He 1s²
Configuration électronique de valence	Li 2s¹	Be 2s²	B 2s²2p¹	C 2s²2p²	N 2s²2p³	O 2s²2p⁴	F 2s²2p⁵	Ne 2s²2p⁶
Nombre d’électrons	1	2	3	4	5	6	7	8

2. Schéma de Lewis des atomes de la deuxième ligne.

	1							18
	H 1s¹	2	13	14	15	16	17	He 1s²
Configuration électronique de valence	Li 2s¹	Be 2s²	B 2s²2p¹	C 2s²2p²	N 2s²2p³	O 2s²2p⁴	F 2s²2p⁵	Ne 2s²2p⁶
Nombre d’électrons	1	2	3	4	5	6	7	8
Schéma de Lewis

- Jusqu’à 4 électrons de valence, l’atome est entouré d’électrons célibataires ;

- Au-delà, les électrons supplémentaires s’ajoutent aux électrons célibataires pour former des doublets.

3)- Exercice 7 page 92 :Attribuer à un atome son schéma de Lewis :

Attribuer à un atome son schéma de Lewis :

Choisir, parmi les représentations suivantes, le schéma de Lewis de l’atome de soufre

S (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴).

Attribuer à un atome son schéma de Lewis :

- Donnée :

- On connaît la configuration électronique de l’atome de soufre !

- (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴)

- Schéma de Lewis d’un atome :

- Chaque atome est scindé formellement en deux :

- Le noyau et les électrons des couches internes sont représentés par le symbole de l’élément chimique.

- Les électrons de valence sont représentés par

- des points (●) s’ils sont célibataires

- ou par un tiret (–) s’ils forment un doublet.

- À partir de la structure électronique de valence, on peut connaître le nombre d’électrons de la couche de valence.

- Dans le cas du soufre :

- La couche électronique de valence est la suivante :

- 3s² 3p⁴

- L’atome de soufre possède 6 électrons de valence.

- Il faut répartir 6 électrons autour du symbole de l’atome de soufre.

- D’autre part :

- Jusqu’à 4 électrons de valence, l’atome est entouré d’électrons célibataires ;

- Au-delà, les électrons supplémentaires s’ajoutent aux électrons célibataires pour former des doublets.

- L’atome de soufre est entouré de 2 doublets d’électrons non liants et

de 2 électrons célibataires :

- réponse b.

4)- Exercice 8 page 92 : Établir le schéma de Lewis d’une molécule :

Établir le schéma de Lewis d’une molécule :

On considère les éléments suivants appartenant à la 17^e colonne du tableau périodique ; F , Cℓ et Br

- Construire les schémas de Lewis des molécules que chacun de ces atomes peut former avec un atome d’hydrogène H (1s).

Établir le schéma de Lewis d’une molécule :

- Les éléments dont les atomes sont disposés dans une même colonne,

constituent une famille

et ont le même nombre d’électrons sur la couche électronique externe.

18

17

He

1s²

F

…2s²2p⁵

Ne

…2s²2p⁶

Cl

…3s²3p⁵

Ar

…3s²3p⁶

Br

…4s²4p⁵

Kr

…4s²4p⁶

- C’est la famille des halogènes.

- Ils possèdent 7 électrons sur leur couche électronique de valence.

- Chaque atome est entouré de 3 doublets d’électrons non liants et de 1 électron célibataire :

- Schéma de Lewis de chaque atome :

- ; et .

- Un atome forme autant de liaisons qu’il a d’électrons célibataires.

- Chaque atome peut donc former une liaison covalente.

- Schéma de Lewis de l’atome d’hydrogène :

- Schéma de Lewis des différentes molécules formées :

- Molécule de fluorure d’hydrogène :

- Molécule de chlorure d’hydrogène :

- Molécule de bromure d’hydrogène :

5)- Exercice 10 page 92 : Justifier la charge d’un ion :

Justifier la charge d’un ion :

Les éléments oxygène O (Z = 8) et chlore Cℓ (Z = 17) appartiennent à la 16^e et la 17^e colonne du tableau périodique.

- À partir de leurs schémas de Lewis, justifier les charges portées par l’ion oxyde a. et l’ion chlorure b..

Justifier la charge d’un ion :

- Structure électronique de l’oxygène Z = 8 :

- 1s² 2s² 2p⁴

- Structure électronique externe :

- 2s² 2p⁴

- Il possède 6 électrons de valence (16^e colonne) :

- Schéma de Lewis de l’atome d’oxygène :

- Schéma de Lewis de l’ion oxyde :

- L’ion oxyde provient d’un atome d’oxygène ayant gagné 2 électrons.

- Il acquiert ainsi la structure en Octet.

- Il possède une stabilité analogue au néon .

- Structure électronique de de chlore Z = 17:

- 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

- Structure électronique externe :

- 3s² 3p⁵

- Il possède 7 électrons de valence (17^e colonne) :

- Schéma de Lewis de l’atome de chlore :

- Schéma de Lewis de l’ion chlorure :

- L’ion chlorure provient d’un atome de chlore ayant gagné 1 électron.

- Il acquiert ainsi la structure en Octet.

- Il possède une stabilité analogue à celle de l’argon .

6)- Exercice 12 page 93 : Représenter une lacune électronique :

Représenter une lacune électronique :

- À partir de la configuration électronique de l’atome d’hydrogène H (1s¹), déterminer le schéma de Lewis de l’ion hydrogène H⁺.

Représenter une lacune électronique :

- Schéma de Lewis de l’ion hydrogène H⁺.

- L’ion hydrogène provient d’un atome d’hydrogène ayant perdu 1 électron.

- Schéma de Lewis de l’atome d’hydrogène :

- L’atome d’hydrogène possède 1 électron de valence :

- L’atome d’hydrogène tend à acquérir la même configuration électronique du gaz noble qui le suit,

dans le cas présent l’hélium He (règle de stabilité : règle du Duet).

- La perte de cet électron entraine l’apparition d’une lacune électronique :

- Une lacune électronique indique un déficit de deux électrons par rapport à la règle de stabilité.

- Cette lacune électronique est représentée par une case rectangulaire () dans le schéma de Lewis.

7)- Exercice 13 page 93 : Justifier la présence d’une lacune électronique :

Justifier la présence d’une lacune électronique :

Justifier la présence de la lacune électronique dans le schéma de Lewis de la molécule de chlorure d’aluminium.

chlorure d'aluminium

Justifier la présence d’une lacune électronique :

- La molécule de chlorure d’aluminium : AℓCℓ₃

- Schéma de Lewis :

chlorure d'aluminium

- On remarque qu’il manque un doublet d’électrons à l’atome d'aluminium pour s’entourer de huit électrons (règle de stabilité : règle de l’octet).

- Il lui manque 2 électrons pour obtenir la même configuration électronique que le gaz rare le plus proche, l’argon Ar :

- Il porte donc une lacune électronique :

- On ajoute une case rectangulaire autour de l’atome d'aluminium pour signaler la présence de cette lacune électronique.

8)- Exercice 14 page 93 :Proposer le schéma de Lewis d’un ion :

Proposer le schéma de Lewis d’un ion :

Le schéma de Lewis de l’ion ammonium est proposé ci-dessous.

ion ammonium

1. Rechercher la place des éléments azote N et phosphore P dans le tableau périodique.

2. Proposer le schéma de Lewis de l’ion phosphonium PH₄⁺ et justifier la charge portée par l’atome de phosphore.

Proposer le schéma de Lewis d’un ion :

Schéma de Lewis de l’ion ammonium NH₄⁺ :

1. Place des éléments azote N et phosphore P dans le tableau périodique.

- L’élément azote N appartient à la 2^e période et à la 15^e colonne

- L’élément phosphore P appartient à la 3^e période et à la 15^e colonne.

- En conséquence, les deux éléments azote N et phosphore P appartiennent à la même colonne.

- Ils ont la même structure électronique externe.

- Ils ont le même nombre d’électrons sur la couche électronique externe :

- Soit 5 électrons de valence.

- Schéma de Lewis de l’atome d’azote :

- Schéma de Lewis de l’atome de phosphore :

2. Schéma de Lewis de l’ion phosphonium PH₄⁺.

L’ion

phosphonium

PH₄⁺

Atome

d’hydrogène

Atome de

phosphore

Schéma de

Lewis de l’ion

phosphonium

PH₄⁺

Schéma

de Lewis

L’atome

de phosphore

perd

1 électron

ion phosphonium

- Charge portée par l’atome de phosphore :

- L’atome de phosphore possède 5 électrons sur sa couche électronique de valence (3s² 3p³).

- Dans l’ion phosphonium PH₄⁺, l’atome de phosphore possède 4 électrons (en propre).

- Il lui manque donc 1 électron. Pour mettre ceci en évidence,

- On lui attribue une charge formelle positive, figurée par le signe .

- L’atome de phosphore est lié à 4 atomes d’hydrogène.

- La molécule a une structure tétraédrique :

ion phosphonium

α ≈ 109 °

9)- Exercice 16 page 93 : Nommer une figure géométrique :

Nommer une figure géométrique :

Nommer la géométrie de la molécule de chlorosilane : SiH₃Cℓ.

chlorosilane

Molécule de chlorosilane SiH₃Cℓ.

L’atome de silicium Si est entouré de 4 atomes :

On est en présence d’une

Molécule tétraédrique

Représentation plane

Schéma de Lewis de la molécule :

Représentation spatiale :

chlorosilane

10)- Exercice 18 page 93 : Justifier la géométrie d’une molécule :

Justifier la géométrie d’une molécule :

Les schémas de Lewis des molécules de sulfure d’hydrogène et de chlorure de méthanoyle sont donnés ci-après.

Prévoir la géométrie des molécules de sulfure d’hydrogène et de chlorure de méthanoyle.

- Sulfure d’hydrogène :

- Chlorure de méthanoyle :

- chlorure de méthanoyle

Justifier la géométrie d’une molécule :

- Géométrie de la molécule de sulfure d’hydrogène :

- On connait de schéma de Lewis de cette molécule :

- L’atome de soufre S est lié à 2 atomes

- Et possède 2 doublets non liants.

- On est en présence d’une molécule coudée :

sulfure d'hydrogène

α ≈ 105 °

- Représentation 3D :

sulfure d'hydrogène

- Géométrie de la molécule de chlorure de méthanoyle :

- On connait le schéma de Lewis de cette molécule :

- chlorure de méthanoyle

- L’atome de carbone C est lié à 3 atomes

- On est en présence d’une molécule triangulaire plane.

chlorure de méthanoyle

α ≈ 120 °

- Représentation 3 D :

chlorure de méthanoyle

11)- Exercice 20 page 93 : Prévoir la polarité d’une molécule :

Prévoir la polarité d’une molécule :

- Parmi les deux molécules dont les modèles sont fournis, laquelle est une molécule polaire ? Justifier.

- Borane BH₃ :

borane

- Ammoniac NH₃ :

ammoniac

- Données :

- χ (H) = 2,2 ; χ (B) = 2,0 et χ (N) = 3,0.

Prévoir la polarité d’une molécule :

- Molécule de borane BH₃ :

- Schéma de Lewis de l’atome de bore :

- Schéma de Lewis de l’atome d’hydrogène :

- Schéma de Lewis de la molécule de borane :

borane

- La différence d’électronégativité entre le bore et l’hydrogène est faible.

- Mais l’hydrogène est plus électronégatif que le bore.

- Les liaisons bore-hydrogène sont polarisées.

- Étude de la géométrie de la molécule :

- L’atome de bore est lié à 3 atomes :

- On est en présence d’une molécule triangulaire plane.

borane

- On note G–, la position moyenne des charges partielles négatives et G+ la position moyenne des charges partielles positives.

- Du fait de la géométrie de la molécule, les positions moyennes des charges partielles positives (G+) et négatives (G–) sont confondues.

- La molécule de borane est apolaire.

borane

- Remarque :

- On remarque qu’il manque un doublet d’électrons à l’atome de bore pour s’entourer de huit électrons (règle de stabilité : règle de l’octet).

- Il porte donc une lacune électronique :

- Schéma de Lewis :

borane

- Molécule d’ammoniac NH₃ :

- Schéma de Lewis de l’atome d’azote :

- Schéma de Lewis de l’atome d’hydrogène :

- Schéma de Lewis de la molécule d’ammoniac :

ammoniac

- L’azote est plus électronégatif que l’hydrogène.

- Les liaisons azote-hydrogène sont polarisées.

- Étude de la géométrie de la molécule :

- L’atome d’azote est lié à 3 atomes et possède 1 doublet non liant

- On est en présence d’une molécule pyramidale à base triangulaire.

ammoniac

α ≈ 107 °

- Polarisation de la molécule :

ammoniac

- Du fait de la géométrie de la molécule, les positions moyennes des charges partielles positives (G+) et négatives (G–) ne sont pas confondues.

- La molécule d’ammoniac est polaire.

ammoniac

12)- Exercice 25 page 94 : Un précurseur du nylon :

Un précurseur du nylon :

L’oxime est un intermédiaire de synthèse du nylon.

Le modèle de sa molécule est reproduit ci-dessus.

- Données : H (●) : C (●) ; N (●) ; O (●).

- Configuration électronique :

- H (1s¹) : C (1s² 2s² 2p²) ; N (1s² 2s² 2p³) ; O (1s² 2s² 2p⁴).

- Justifier la géométrie de cette molécule autour des atomes de carbone C, d’azote N et d’oxygène O.

1. Déterminer le nombre d’électrons de valence des atomes d’hydrogène, de carbone, d’azote et d’oxygène.

2. Établir le schéma de Lewis de chaque atome.

3. Assembler les schémas de Lewis des atomes afin d’obtenir le schéma de Lewis de la molécule d’oxime.

4. Pour chacun des atomes C, N et O, déterminer le nombre d’atomes et de doublets non liants entourant chacun d’eux.

5. Utiliser le résultat de la question précédente pour justifier la géométrie de la molécule autour de ces atomes.

Un précurseur du nylon :

- Oxime (N-hydroxyméthanimine) : modèle de la molécule :

- Formule brute : CH₃NO

- Formule semi-développée de la molécule d’oxime :

oxime

1. Nombre d’électrons de valence des atomes d’hydrogène, de carbone, d’azote et d’oxygène.

- Atome d’hydrogène : H (1s¹) : 1 électron de valence

- Atome de carbone : C (1s² 2s² 2p²) 4 électrons de valence;

- Atome d’azote : N (1s² 2s² 2p³) ; 5 électrons de valence ;

- Atome d’oxygène : O (1s² 2s² 2p⁴) : 6 électrons de valence.

2. Schéma de Lewis de chaque atome.

- Schéma de Lewis de l’atome d’hydrogène :

- Schéma de Lewis de l’atome de carbone :

- Schéma de Lewis de l’atome d’azote :

- Schéma de Lewis de l’atome d’oxygène :

3. Schéma de Lewis de la molécule d’oxime :

oxime

- Autre représentation :

oxime

4. Étude de chaque atome :

- Atome de carbone C :

- Il est lié à 3 atomes.

- Atome d’azote N :

- Il est lié à 2 atomes (2 groupements d’atomes) et il possède 1 doublet non liant.

- Atome d’oxygène O :

- Il est lié à 2 atomes (2 groupements d’atomes) et il possède 2 doublets non liants

5. Géométrie de la molécule autour de chaque atome.

- Autour de l’atome de carbone :

- L’atome de carbone est lié à 3 atomes (2 atomes et un groupement d’atomes)

- Géométrie : Molécule triangulaire plane :

molécule plane

α ≈ 120 °

molécule plane

- Autour de l’atome d’azote :

- L’atome d’azote est lié à 2 atomes (2 groupements d’atomes) et il possède 1 doublet non liant :

- Géométrie : molécule coudée :

molécule coudée

α ≈ 120 °

molécule coudée

- Autour de l’atome d’oxygène :

- L’atome d’oxygène est lié à 2 atomes (1 groupement d’atomes et 1 atome) et il possède 2 doublets non liants.

- Géométrie de la molécule : molécule coudée

molécule coudée

α ≈ 105 °

molécule coudée

13)- Exercice 27 page 95 : Un agent de blanchiment :

Un agent de blanchiment :

L’acide oxalique est un agent de blanchiment.

Un modèle de la molécule d’acide oxalique est proposé ci-dessous.

1. Établir le schéma de Lewis de la molécule d’acide oxalique.

2. Nommer, puis justifier la géométrie de la molécule autour des atomes de carbone (1) et d’oxygène (2).

- Données :

- Données : H (●) : C (●) ; O (●).

- Configuration électronique :

- H (1s¹) : C (1s² 2s² 2p²) ; O (1s² 2s² 2p⁴).

Un agent de blanchiment :

- Modèle de l’acide oxalique :

acide oxalique

- Formule brute : C₂H₂O₄

- Formule semi-développée : HOOC – COOH

- Formule topologique :

acide oxalique

1. Schéma de Lewis de la molécule d’acide oxalique.

- Atome d’hydrogène : H (1s¹) : 1 électron de valence :

- Schéma de Lewis :

- Atome de carbone : C (1s² 2s² 2p²) 4 électrons de valence;

- Schéma de Lewis :

- Atome d’oxygène : O (1s² 2s² 2p⁴) : 6 électrons de valence.

- Schéma de Lewis :

- En assemblant les schémas de Lewis des atomes on obtient le schéma de Levis de la molécule d’acide oxalique :

- Une représentation :

acide oxalique

2. Géométrie de la molécule autour des atomes de carbone (1) et d’oxygène (2).

- Pour avoir une idée de la géométrie de la molécule, autour des atomes de carbone (1) et d’oxygène (2),

il faut utiliser le schéma de Lewis de la molécule.

- Géométrie autour de l’atome de carbone (1) :

trigonal

- L’atome de carbone (1) est lié à 3 atomes :

- Géométrie : Molécule triangulaire plane :

trigonal

- Géométrie autour de l’atome d’oxygène (2) :

trigonal

- L’atome d’oxygène est lié à 2 atomes et il possède 2 doublets non liants.

- Géométrie de la molécule : molécule coudée

molécule coudée

α ≈ 105 °

molécule coudée

14)- Exercice 30 page 95 : Polaire ou apolaire ?

Polaire ou apolaire ? :

Le peroxyde d’hydrogène est utilisé en traitement de choc contre les algues dans les piscines.

Le modèle de la molécule est proposé ci-dessous.

péroxyde d'hydrogène

- La molécule de peroxyde d’hydrogène est-elle polaire ?

- Données :

- χ (H) = 2,2 ; χ (O) = 3,4

Polaire ou apolaire ?

péroxyde d'hydrogène

- Étude de la polarité de la molécule de peroxyde d’hydrogène :

- Atome d’hydrogène : H (1s¹) : 1 électron de valence :

- Schéma de Lewis :

- Atome d’oxygène : O (1s² 2s² 2p⁴) : 6 électrons de valence.

- Schéma de Lewis :

- En assemblant les schémas de Lewis des atomes on obtient le schéma de Lewis de la molécule de peroxyde d’hydrogène :

- Une représentation :

péroxyde d'hydrogène

- L’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène.

- Les liaisons oxygène-hydrogène sont polarisées.

- Il découle de ceci l’apparition de charges partielles positives (+q) sur chaque atome d’hydrogène

et de charges partielles négatives (–q) sur chaque atome d’oxygène.

- On note G–, la position moyenne des charges partielles négatives et G+ la position moyenne des charges partielles positives.

- Du fait de la géométrie de la molécule, les positions moyennes des charges partielles positives (G+) et négatives (G–) ne sont pas confondues.

- La molécule de peroxyde d’hydrogène est polaire.

- Il faut faire attention à la représentation 3 D de la molécule.

- Remarque :

péroxyde d'hydrogène

- Suivant l’orientation de la molécule, il peut se faire que les positions moyennes des charges partielles positives (G+) et négatives (G–) peuvent sembler confondues.

Mais ici G+ se situe au-dessus de G–.

Autre représentation :

- Cette représentation met bien en évidence que G+ et G– ne sont pas confondues.