LES MOLECULES (Questions et exercices) :

1)Pourquoi les molécules se forment-elles ?

2)Qu'est-ce qu'une liaison covalente ?

3)Qu'est-ce qu'un doublet liant ?

4)Qu'est-ce qu'un doublet non liant ?

5)Quand dit-on que deux molécules sont deux isomères (de constitution) ?

6)Quelle est la différence entre une formule brute et une formule développée ?

7)Une liaison covalente est constituée d'un doublet d'électrons provenant : (répondre par vrai ou faux à chacune des affirmations ):

a-de la couche externe d'un atome

b-de la couche interne d'un atome

c-des couches externes de deux atomes .

8)Une liaison covalente lie : (répondre par vrai ou faux à chacune des affirmations ) :

a-deux atomes

b-plusieurs atomes

c-deux ions .

9)Stabilité chimique :

a-les atomes suivants sont-ils stables ?

b-les atomes stables forment-ils facilement des ions ?

c-Quels ions vont formes les atomes de a- ?

d-Donner la structure électronique de ces ions .

LES MOLECULES - CORRECTION :

1/En se formant , les molécules sont en général des entités plus stables que les atomes dont elles sont constitués .

2/Une liaison covalente est la mise en commun de deux éléctrons provenant de deux atomes différents .

3/Un doublet liant n'est autre qu'une liaison de covalence

4/ On parle de doublet non liant lorsque deux électrons d'une même couche d'un atome s'apparient sans participer à une liaison entre deux atomes .

5/Deux molécules sont isomères si elles ont la même formule brute et que leurs formules développées sont différentes .

6/Une formule brute ne fait apparaître que les atomes et leur nombre dont est constituée la molécule . Une formule développée fait apparaître en plus les différentes liaisons entre les atomes .

7/Une liaison covalente est constituée d'un doublet d'électrons provenant :

a-de la couche externe d'un atome - FAUX

b-de la couche interne d'un atome - FAUX

c-des couches externes de deux atomes . - VRAI

8)Une liaison covalente lie :

a-deux atomes - VRAI

b-plusieurs atomes - FAUX

c-deux ions . - FAUX

9)Stabilité chimique :

a-Hormis les atomes de la dernière colonne de la classification périodique (colonne VIII - gaz rares) , les atomes ne sont pas en général stables : c'est la raison pour laquelle ils ont tendance à s'associer entre eux pour former des molécules .

Ainsi les atomes ne sont pas stables . Par contre l'atome est stable

b-les atomes stables n'ont pas en général tendance à gagner ou perdre des électrons (puisqu'ils sont stables) : ils ne forme donc pas facilement des ions .

c-Un ion est en général stable lorsqu'il a une structure électronique de gaz rare .

* le phosphore (colonne VA) va avoir tendance à acquérir 3 électrons pour donner l'ion P^3-: sa structure électronique sera alors celle de l'argon .

* L'oxygène (colonne VIA) va avoir tendance à acquérir 2 électrons pour donner l'ion O^2- : sa structure électronique sera alors celle du néon .

* le magnésium (colonne IIA) va avoir tendance à perdre 2 électrons pour donner l'ion Mg²⁺ : sa structure électronique sera alors celle du néon .

d- P^3- : (K)²(L)⁸(M)⁸ ; O^2- : (K)²(L)⁸ ; Mg²⁺ : (K)²(L)⁸

Exercice 5 page 195 :

1/ Be : (K)²(L)² : 2 électrons sur la couche externe .

P : (K)²(L)⁸(M)⁵ : 5 électrons sur sa couche externe .

S : (K)²(L)⁸(M)⁶ : 6 électrons sur sa couche externe .

2/ Be a tentance à donner Be²⁺ (structure électronique de l'hélium)

P a tendance à donne P^3- (structure électronique due l'argon )

S a tendance à donne S^2- : structure électronique de l'argon .

Exercice 6 page 195 :

1/F : (K)²(L)⁷ : 7 électrons externes

H : (K)¹ : 1 électron externe .

2/F : il lui manque 1 électron pour avoir la structure électronique du néon et être stable (règle de l'octet). Cet atome doit donc établir 1 liaison de covalence pour être stable : n_L(F)= 1 .

H : il lui manque 1 électron pour avoir la structure électronique de l'hélium et être stable (règle du duet) . Cet atome doit donc établir 1 liaison de covalence pour être stable : n_L(H) =1

3/ Le nombre d'électrons externes de la molécule HF est égal à la somme des nombres d'électrons externes de chacun des atomes dont est constituée la molécule . Par conséquent n_t= 7+1=8 électrons .

Le nombre de doublets externes correspondant est : n_d = n_t/2 = 4 .

4/Modèles de Lewis des atomes :

Modèle de Lewis de la molécule :

Seul le doublet liant H et F est liant . Les autres (trois) sont des doublets non liants .

Exercice 7 page 195 :

1/ Structures électroniques :

Cl (K)²(L)⁸(M)⁷ ; O : (K)²(L)⁶ ; H : (K)¹

Le chlore a 7 électrons externes , l'oxygène 8 et l'hydrogène 1 .

2/Il manque 1 électron au chlore pour acquérir une structure en octet , 2 à l'oxygène et 1 à l'hydrogène pour acquérir une structure électronique en duet .

Le nombre de liaisons covalentes nécessaires est par conséquent : n_L= 1+2+1 = 4 .

3/Le nombre total d'électrons externes de la molécule est : 7+6+1 = 14 électrons . Le nombre de doublets externes correspondants est n_d = n_l/2 = 7 .

4/Représentation de Lewis de la molécule :

Le chlore posséde 3 doublets non liants , l'oxygène 2 .

Exercice 10 page 196 :

1/ H : (K)¹ : 1 électron externe ; O : (K)²(L)⁶ : 6 électrons externes .

2/Il manque 1 électron à l'hydrogène pour acquérir une structure en duet , 2 électrons à l'oxygène pour acquérir une structure électronique en octet .

Chaque atome d'hydrogène doit donc établir 1 liaison de covalence , chaque atome d'oxygène doit établir 2 liaisons de covalence .

3/ n_L = 2*1 + 2* 6 = 14 électrons externes (2 atomes d'hydrogène et 2 atomes d'oxygène par molécule) . n_d = n_L/2 = 7

4/Représentation de Lewis de H₂O₂ :

2 doublets non liants par atome d'oxygène .

Exercice 20 page 197 :

1/Deux molécules sont isomères si elles ont même formule brute et des formules développées (ou représentations de Lewis) différentes .

2/a : C : (K)²(L)⁴ ; H : (K)¹ ; N : (K)²(L)⁵

Le nombre d'électrons externes de la molécule est n_L = 3*4+9+5 = 26 électrons . Le nombre de doublets externes correspondants : n_d = 13

On pourra vérifier par ailleurs qu'un atome de carbone C est tétravalent (4 liaisons de covalence sont nécessaires pour qu'il acquiert une structure électronique en octet) , l'atome d'hydrogène est monovalent (1 liaison de covalence est nécessaire pour qu'il acquiert une structure électronique en duet )

b:

c: les formules semi-développées correspondantes sont :

L

Exercice 22 page 198 :

1/ Les éléments présents dans la formule sont le carbone C (noir) , l'azone N (bleu) , l'oxygène O (rouge) et l'hydrogène H (blanc).

La formule brute de la molécule est CON₂H₄ . On y trouve des liaisons simples et une liaison double

2/Le nombre d'électrons externes de la molécule est :

4*1 (hydrogène) + 2*5 (azonte) + 1*6 (oxygène) +1*4 (carbone) = 24 . . Sur ces 24 électrons :

- 16 sont engagés dans des doublets liants .

- 8 constituent des doublets non liants (2 doublets pour l'atome d'oxyfgène et 1 doublet par atome d'azote)

La représentation de Lewiw fait bien apparaître :

- 8 doublets liants

-4 doublets non liants

3/La molécule est constituée de 8 atomes :

*4 atomes de carbone , soit 50 %

* 1atome d'oxygène , soit 1/8= 0,125 = 12,5 %

*1 atome de carbone , soit 12,5 %