QCM N° 05 De la structure à la polarité d"une espèce chimique

QCM N° 05 Configuration électronique et schéma de Lewis. La formation d’une molécule ou d’un ion. La géométrie des édifices chimiques. Les molécules polaires et apolaires AIDE Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).
	Énoncé	A	B	C	R
1	Un atome de sodium possède 11 électrons. Sa configuration électronique est :	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹	1s² 2s² 3s² 2p³ 3p²	1s² 2s² 2p⁶ 3p¹	A
2	Un atome de configuration électronique 1s² 2s² 2p² possède :	2 électrons de valence	4 électrons de valence	6 électrons de valence	B
3	Le schéma de Lewis du dioxyde de carbone est :	Chaque atome de carbone est entouré de 4 doublets d’électrons	Seul l’atome de carbone est entouré de 4 doublets d’électrons	Chaque atome d’oxygène possède 2 doublets non liants	AC
4	Le schéma de Lewis de la molécule de peroxyde d’hydrogène H₂O₂ peut être :				A
5	Dans le schéma de Lewis d’un atome , le point (●)représente un électron :	De la couche interne	De la couche de valence	Susceptible de former une liaison covalente	BC
6	L’atome d’azote dont le schéma de Lewis est donné ci-dessous :	Peut s’entourer de 3 atomes	Peut s’entourer de 2 atomes	Peut former 3 liaisons covalentes	ABC
7	Dans la molécule de dichlore, dont le schéma de Lewis est donné ci-dessous, un atome de chlore est entouré de :	4 électrons.	7 électrons.	8 électrons.	C
8	La molécule de disulfure de dihydrogène H₂S₂ est formée d’atomes, dont les schémas de Lewis sont donnés ci-dessous : Le schéma de la Lewis de la molécule est :				B
9	L’ion chlorure, dont le schéma de Lewis est donné, ci-dessous, est entouré de :	8 électrons.	9 électrons.	10 électrons.	A
10	Dans l’ion hydroxyde, dont le schéma de Lewis est donné ci-dessous :	L’atome d’hydrogène est entouré de 2 électrons.	L’atome d’oxygène est entouré de 8 électrons.	L’atome d’oxygène est entouré de 9 électrons.	AB
11	La géométrie de la molécule de phosgène dont le modèle est représenté ci-dessous, est :	Pyramidale.	Triangulaire.	Tétraédrique.	B
12	La géométrie de l’ion ammonium NH₄⁺ dont le schéma de Lewis est donné, ci-dessous, est :	Pyramidale.	Triangulaire.	Tétraédrique.	C
13	La géométrie de l’ion ammonium NH₄⁺ est due à :	La répulsion entre les doublets	La répulsion entre les atomes	La présence de la charge positive	A
14	L’électronégativité d’un atome traduit son aptitude à :	Former une liaison avec un autre atome	Attirer le doublet qui le lie avec un autre atome	Obtenir une configuration électronique identique à celle d’un gaz noble	B
15	Les atomes de chlore Cℓ et d’hydrogène H ont pour électronégativité respectives 3,2 et 2,2.	La liaison H – Cℓ est polarisée	La molécule de chlorure d’hydrogène HCℓ est apolaire	Le doublet d’électrons est plus proche de l’atome d’hydrogène H que de l’atome de chlore Cℓ.	A

Nombre de

liaisons

(simples

ou doubles)

+ nombre de

doublets

non liants

Répartition

des

doublets

autour de

l’atome A

Géométrie de

la molécule autour

de l’atome central A

Tétragonal

Premier cas :

A est lié à 4 atomes :

Molécule tétraédrique

Exemple : le méthane : CH₄

α ≈ 109 °

Deuxième cas :

A est lié à 3 atomes

et possède 1 doublet non liant :

Molécule pyramidale

à base triangulaire

Exemple : l’ammoniac : NH₃

α ≈ 107 °

Troisième cas :

A est lié à 2 atomes

et possède 2 doublets non liants :

Molécule coudée

Exemple :

La molécule d’eau H₂O

α ≈ 105 °

Trigonal

Premier cas :

A est lié à 3 atomes :

Molécule triangulaire

Exemple :

la molécule de méthanal CH₂O

α ≈ 120 °

Deuxième cas :

A est lié à 2 atomes

et possède 1 doublet non liant

Molécule coudée

Exemple :

Le dioxyde de soufre : SO₂

α ≈ 120 °

Digonal

A est lié à 2 atomes :

Molécule linéaire

Exemple :

le dioxyde de carbone CO₂

α ≈ 180 °

Ion polyatomique	Schéma de Lewis
L’ion hydroxyde HO^–
L’ion oxonium H₃O⁺
L’ion ammonium NH₄⁺

- La configuration électronique d’un atome à l’état fondamental décrit la répartition de ses électrons dans les différentes sous-couches.

- Les électrons se répartissent dans les sous-couches selon un ordre déterminé :

- Pour la classe de seconde : 1s → 2s →2p →3s →3p, etc.

- Lorsqu’une sous-couche est saturée, les électrons restants occupent la sous-couche suivante, puis, si nécessaire, celle d’après.

- 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.

- Le schéma de LEWIS précise l’enchaînement des atomes et la position des doublets liants et non liants.

- Dans le schéma de LEWIS d’une molécule :

- Le symbole de l’élément représente le noyau de l’atome et les électrons internes,

- Chaque doublet d’électrons externes est figuré par un tiret.

- On distingue les doublets liants et les doublets non liants :

- Un doublet liant est représenté par un tiret entre les symboles de deux atomes,

- Un doublet non liant est représenté par un tiret situé autour du symbole d’un atome auquel il appartient.

- Une liaison simple est notée A – B, une liaison double A = B et une liaison triple A ≡ B.

- Les électrons de valence sont représentés par

- des points (●) s’ils sont célibataires

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

- On admet :

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

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

- Généralement :

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

- L’atome central est souvent celui qui peut former le plus de liaisons.

- On peut appliquer la méthode suivante :

- On écrit le schéma de Lewis de chaque atome présent dans l’ion polyatomique.

- Selon la charge de l’ion :

- On ajoute ou en retire des électrons à l’un des atomes et on indique sa charge.

- On relie les électrons célibataires pour former des liaisons covalentes en respectant les règles de stabilité.

- Tableau :

- 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.

- Exemple :

- Étude de la molécule de borane de formule brute BH3.

- La structure spatiale d’une molécule ou d’un ion monoatomique correspond à celle dans laquelle les doublets d’électrons externes, liants et non liants, de chaque atome, s’écartent au maximum les uns des autres afin de minimiser au maximum leurs répulsions.

- L’électronégativité d’un élément traduit la tendance d’un atome de cet élément à attirer le doublet d’électrons d’une liaison covalente qu’il forme avec un autre atome.

- Plus un élément est électronégatif, plus il attire à lui le doublet d’électrons de la liaison covalente.

- L’électronégativité varie selon la place de l’élément dans la classification périodique, ceci à l’exception des gaz nobles.

- Cette propriété est liée à la règle du duet et de l’octet.

- Sur une même ligne, l’électronégativité augmente de gauche à droite.

- Dans une même colonne, elle augmente de bas en haut.

- Une liaison covalente entre deux atomes A et B est polarisée si ces deux atomes ont des électronégativités différentes.

- Plus la différence d’électronégativité est importante et plus la liaison est polarisée

- Une molécule diatomique constituée de deux atomes identiques est apolaire.

- Une molécule diatomique constituée de deux atomes différents est généralement polaire.

- Une molécule est polaire si les positions moyennes des charges partielles positives G+ et négatives G– ne sont pas confondues.

- Une molécule est apolaire dans le cas contraire.

- Étude de la molécule de borane de formule brute BH₃.