structure électronique des gaz nobles les éléments chimique tendent à

(1)

Structure des entités Exercices p 72 Ex qcm

1 A. 2 A et C. 3 C.

4 C. 5 B et C. 6 B.

7 B. 8 A. 9 A et C.

ex12

1. Pour se ramener à la

structure électronique des gaz nobles

les éléments chimique tendent à

mettre en commun des électrons

et former des

doublets liants

. Les

électrons restants

se mettent par

paires

et

forment des

doublets non liant

.

L’

hydrogène H

: 1s¹ forme donc

1 liaison de valence

et pas de doublet non liant

Le

carbone C

: 1s²2s²2p² forme donc

4 liaisons de valence

et pas de doublet non liant

L’

oxygène O

: 1s²2s²2p⁴ forme donc

2 liaisons de valence

et

2 doublets non liant

.

L’

azote N

: 1s²2s²2p³ forme donc

3 liaisons de valence

et

1 doublet non liant

.

Le

chlore Cl

qui possède 7 électrons de valences (7éme colonne) doit former

1 liaison de valence

et donc

3 doublets non liant.

2. schémas de Lewis

(2)

a.

4 liaisons simples

b.

2 liaisons doubles

c.

1 liaison simple

1 liaison triple

ex16

C ^O

O

C

Cl Cl

C ^N

H

Cl Cl

(3)

1. Diazote

Ammoniac

2.

Ion ammonium :NH4+

Seul (2+4) électrons affectés sont à l’azote.

Il lui en manque 1.

Il possède une charge formelle de +1

N N

N

H H H

N

H

H H

(4)

Ion nitrite :NO2-

(2+7) électrons sont affectés à l’oxygène

Il y en a 1 de trop. L’oxygène possède donc une charge formelle de -1

Ion nitrate : NO3-

(2+7) électrons sont affectés aux oxygène en haut et à droite.

Il y en a 1 de trop. ils possèdent donc chacun une charge formelle de -1

Seul (2+4) électrons affectés sont à l’azote.

Il lui en manque 1. Il possède une charge formelle de +1

N ^O

O

N

O

O O

(5)

ex17

Forme tétraédrique

Forme pyramidale.

Plane et coudée.

Plane et linéaire.

Plane et triangulaire.

(6)

ex19

1.a. Silane SiH4

1.b. Phosphane PH3

1.c. Sulfure d’hydrogène H2S

2.a. Dans ces trois molécules, quand on compte les

liaisons simples et les doublets non liants, il y en a quatre au total.

Les doublets s’éloignent au maximum les uns des autres

et s’orientent donc vers les sommets d’un tétraèdre dont l’atome de

silicium

(respectivement l’atome de

phosphore

et l’atome de

soufre

) occupe le

centre

.

Si

H H H H

S ^H

H

P

H

H H

(7)

2.b.

silane

a donc une

forme tétraédrique

phosphane

est

pyramidale

sulfure d’hydrogène

est

coudée

.

3.

(8)

ex21

1.a. Ion oxonium H3O⁺

b. ion chloraniumClH2+

2.a. Dans ces deux entités, les liaisons et doublets non liants sont au nombre de quatre. Les

doublets

d’électrons s’éloignant au maximum les uns des autres

s’orientent vers les sommets d’un

tétraèdre

.

2.b.L’ion

H

3

O

⁺ a donc une forme

pyramidale

. L’ion

ClH

2+ a une forme plane

coudée

. 3.L’ion

H

3

O

⁺

Cl ^H

H

(9)

L’ion

ClH

2+

ex26

1.a. Dans ces trois molécules, on trouve les liaisons suivantes :

C—H N—H

et

O—H

.

1.b. On calcule la différence entre les électronégativités des atomes liés :

Liaison

C—H

:

Δχ

= 2,55 – 2,20 =

0,35

.

0,35

< 0,4, donc la

liaison C—H est apolaire

. Liaison N—H :

Δχ

= 3,04 – 2,20 =

0,84

.

0,4 <

0,84

< 1,7, donc la

liaison N—H est polaire

.

(10)

O H H

Liaison

O—H

:

Δχ

= 3,44 – 2,20 =

1,24

.

0,4 <

1,24

< 1,7, donc la

liaison O—H est polaire

.

2.a.Dans la liaison N—H, N est plus électronégatif que H, c’est donc N qui porte une

charge partielle δ

^– et H, une

charge partielle δ

⁺

.

Dans la molécule NH3, chaque atome H porte une

charge partielle δ

⁺, donc l’atome N porte une charge partielle 3δ^–.

.Dans la liaison O—H, O est plus électronégatif que H, c’est donc O qui porte une

charge partielle δ

^– et H, une

charge partielle δ

⁺

.

Dans la molécule H2O, chaque atome H porte une

charge partielle δ

⁺, donc l’atome O porte une charge partielle 2δ^–.

𝟐𝜹 ⁻ 𝑮 ⁻

𝜹 ⁺ 𝜹 ⁺ 𝑮 ⁺

N

H H

H 𝟑𝜹 ⁻

𝜹 ⁺ 𝜹 ⁺

𝜹 ⁺ 𝑮 ⁺

𝑮 ⁻

(11)

2.b. Dans la molécule NH3, le

barycentre des charges partielles négatives

se situe au

niveau de l’atome N

, et le

barycentre des charges partielles positives

se trouve à

équidistance des trois atomes d’hydrogène

(voir figure précédente).

Dans la molécule H2O,

le barycentre des charges

partielles négatives

se situe au

niveau de l’atome O

, et le

barycentre des charges partielles positives

se trouve à équidistance des deux atomes d’hydrogène (voir figure précédente).

2.c.Dans la molécule

CH

4, aucune liaison n’est polaire.

Donc cette molécule est

apolaire

.

Dans la molécule

NH

3, les barycentres G⁺ et G^– sont distincts, cette molécule est donc

polaire

.

(12)

Dans la molécule

H

2

O

, les barycentres G⁺ et G^– sont distincts, cette molécule est donc

polaire

.

1.a.

Différences d’électronégativité entre les atomes liés.

Liaison H—Cl : Δχ = 3,16 – 2,20 = 0,96.

Liaison C—Cl : Δχ = 3,16 – 2,55 = 0,61.

Liaison C—O : Δχ = 3,44 – 2,55 = 0,89.

Dans ces trois cas, on trouve une différence d’électronégativité comprise entre 0,4 et 1,7. Ces trois

structure électronique des gaz nobles les éléments chimique tendent à

structure électronique des gaz nobles

mettre en commun des électrons

doublets liants

électrons restants

paires

doublets non liant

hydrogène H

1 liaison de valence

carbone C

4 liaisons de valence

oxygène O

2 liaisons de valence

2 doublets non liant

azote N

3 liaisons de valence

1 doublet non liant

chlore Cl

1 liaison de valence

3 doublets non liant.

C O

O

C

Cl Cl

C N

H

Cl Cl

N N

N

H H H

N

H

H

H H

N O

O

N

O

O O

Les doublets s’éloignent au maximum les uns des autres

silicium

phosphore

soufre

centre

Si

H H H H

S H

H

P

H

H H

silane

forme tétraédrique

phosphane

pyramidale

sulfure d’hydrogène

coudée

doublets

d’électrons s’éloignant au maximum les uns des autres

tétraèdre

H

O

pyramidale

ClH

coudée

H

O

Cl H

H

ClH

C—H N—H

O—H

C—H

Δχ

0,35

0,35

liaison C—H est apolaire

Δχ

0,84

0,84

C ^O

C ^N

N ^O

S ^H

Cl ^H

𝟐𝜹 ⁻ 𝑮 ⁻

𝜹 ⁺ 𝜹 ⁺ 𝑮 ⁺

H 𝟑𝜹 ⁻

𝜹 ⁺ 𝜹 ⁺

𝜹 ⁺ 𝑮 ⁺

𝑮 ⁻

𝜹 ⁺ 𝟒𝜹 ⁺ 𝟐𝜹 ⁺ 𝜹 ⁺ 𝜹 ⁻ 𝜹 ⁻

𝜹 ⁻

𝜹 ⁻ 𝜹 ⁻

𝜹 ⁻

𝜹 ⁻

𝜹 ⁻