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OBJECTIFS
Donner la configuration électronique d’un atome (pour Z⩽18) (seconde)
Déterminer la position de l’élément dans le tableau périodique (seconde)
Déterminer les électrons de valence d’un atome (Z ⩽18) à partir de sa configuration électronique
à l’état fondamental ou de sa position dans le tableau périodique (seconde)
Déterminer la charge électrique d’ions monoatomiques courants à partir du tableau périodique ou
de sa configuration électronique (seconde)
Établir le schéma de Lewis de molécules et d’ions mono ou polyatomiques, à partir du tableau
périodique
Interpréter ou prévoir la géométrie d’une entité à partir de son schéma de Lewis.
Utiliser des modèles moléculaires ou des logiciels de représentation moléculaire pour visualiser la
géométrie d’une entité
Déterminer le caractère polaire d’une liaison à partir de la donnée de l’électronégativité des
atomes
Déterminer le caractère polaire ou apolaire d’une entité moléculaire à partir de sa géométrie et
de la polarité de ses liaisons
: Acquis : En cours d’acquisition : non acquis
RESSOURCES (Les ressources sont disponibles sur le site internet www.phymie.jimdo.com)
Vidéo 1 – Répartition des électrons autour du noyau
Vidéo 2 – Tableau périodique
Vidéo 3 – Vers des entités plus stable - Formation d’ions monoatomiques
Vidéo 4 - Électronégativité d’un élément chimique et polarité d’une molécule
TP15 – Géométrie des molécules
TRAVAIL A FAIRE
Consulter les ressources
Compléter la trace écrite (Cours chapitre 7)
S’exercer sur les exercices d'automatisation et d'analyse (pour les plus avancés : parcours autonome)
Faire un résumé du chapitre sous forme de carte mentale
Réaliser le projet demandé
Apprendre le cours régulièrement
Faire des exercices avant le DS
PROPRIETES PHYSIQUES DE LA MATIERE CHAPITRE 7
Plan de travail
STRUCTURE ET POLARITE DES ENTITES CHIMIQUES
EXCERCER SES COMPETENCES
Correction des exercices sur Pronote
Parcours commun Parcours autonome
1-Exercices
d'automatisation
Exercices rattrapage
seconde 1 à 9
Ex10
Ex11
Ex12
Ex13
Ex14
Ex15
Ex16
Ex17
Ex18
Ex19
Ex20
Ex21
Ex22
Ex23
Ex24
Ex25
Ex26
Ex27
Ex28
Ex29
Ex30
2-Exercices d'analyse
Ex31
Ex32
Ex33
Ex34
Ex35
Ex36
Ex37
Ex38
Ex39
Ex40
Ex41
Ex42
Ex43
3- Exercices d’approfondissement
ou de révision
Ex44
Ex45
CHRONOLOGIE
1
I. REPARTITION DES ELECTRONS AUTOUR DU NOYAU D’UN ATOME
1. Répartition en couches
2. Remplissage des couches électroniques et configuration électronique
La configuration électronique d’un atome à l’état fondamental décrit la répartition des électrons sur les différentes
sous couches.
Remarque : Au-delà de 18 électrons il faut suivre la règle de Klechkowski
Application : configuration électronique du silicium (Z=14) à l’état fondamental
3. Electrons de valence
Application : Donner le nombre d’électrons de valence de l’atome de Silicium
PROPRIETES PHYSIQUES DE LA MATIERE CHAPITRE 7
Cours
STRUCTURE ET POLARITE DES ENTITES CHIMIQUES
Les Z électrons d’un atome se répartissent en ……………………………….. (notées n = 1, 2, 3, etc), elles-
mêmes composées d’une ou plusieurs ……………………. notées
Chaque sous couche contient un nombre limité
d’électrons
- La sous couche s contient au maximum
- La sous couche p contient au maximum
Les électrons se répartissent dans les sous couches selon un ordre déterminé :
Lorsqu’une sous couche est pleine ou saturée, les électrons restants occupent la sous couche ……………
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
……………. Cette dernière est appelée couche électronique de ……………, sa configuration électronique
se nomme configuration électronique de valence
Les autres couches sont appelées couches ……………. et contiennent les électrons de ……….. des atomes
2
II. TABLEAU PERIODIQUE DES ELEMENTS
1. Elément chimique
Remarque : un ion monoatomique se forme lorsqu’un atome gagne ou perd un ou plusieurs électrons
2. Structure du tableau
3. Tableau périodique simplifié
Attention : L’hélium de configuration 1s2 est une exception. Il est placé dans le bloc p car ses propriétés sont celles
d’un gaz noble
4. Position d’un élément dans le tableau périodique
Application : Donner la place dans le tableau périodique du souffre (Z=16)
Le tableau périodique actuel est formé de ….. lignes appelées ……………. et de …. colonnes nommées
………………..
Les éléments sont rangés par
Chaque ligne correspond au remplissage d’une
Le tableau périodique simplifié rassemble les ……. premiers éléments soit les ……. premières périodes
Les atomes des éléments qui appartiennent à une même colonne possèdent le même nombre ……………………..
………………………………..
Les éléments d’une même colonne ont des propriétés chimiques communes et constituent une même
…………………………………..
Les éléments de la colonne 18 (Hélium He, Néon Ne, Argon Ar) constituent la famille des ………………..
Pour déterminer la ligne (ou période) et la colonne (ou famille) auxquelles un élément appartient, il faut repérer
le …………………………………………… et le ………………………………………
Un élément chimique est caractérisé par son
Les atomes ou les ions monoatomiques ayant le même nombre de protons dans leur noyau correspondent au
même
3
III. SCHEMA DE LEWIS D’UN ATOME OU D’UN ION MONOATOMIQUE
1. Règles du duet et de l’octet
o Les ………………….. (hélium He, néon Ne, etc…) possèdent une stabilité énergétique remarquable. Ils
réagissent très …………… avec d’autres éléments
o Leur configuration électronique de valence est de la forme …………….. ou dans le cas de l’hélium ……... Un
atome d’hélium possède …… électrons de valence (…………) et les autres en possèdent …… (……….)
2. Formation d’ions monoatomiques
Exemples :
- Un atome d’aluminium Al ………….. électrons pour obtenir la configuration électronique du ………….., le gaz le
plus proche. Il forme le ………………….
- Un atome de soufre S ……………. électrons pour obtenir la configuration électronique de …………………., le gaz
le plus proche. Il forme ……………………..
o La charge de l’ion dépend du ………………………… de la colonne dans laquelle se trouve l’élément dans le
tableau périodique
3. Schéma de Lewis d’un atome ou d’un ion monoatomique
Le schéma de Lewis d’un atome ou d’un ion monoatomique permet de représenter la structure électronique externe de
l’entité. Pour l’établir, chaque atome ou ion est comme « scindé » en deux parties :
Règle de stabilité :
Au cours des transformations chimiques, les atomes tendent à obtenir la ……………….… configuration
électronique que celle du gaz noble le ………………………………. dans le tableau périodique des éléments
Pour obtenir une telle configuration électronique stable, les atomes forment des ………. ou des ………………………
1. Le noyau et les électrons de cœur sont représentés par le ………………………… de l’élément
2. Les électrons de valence sont représentés par des ………………………………. s’ils sont célibataires ou par un
…………………………….. s’ils forment un doublet
Règle : Jusqu’à 4 électrons de valence, l’atome est entourés d’électrons tous ……………………………………………..
Au-delà les électrons supplémentaires s’ajoutent aux électrons célibataires pour former des …………………..
Pour obtenir la même configuration électronique que celle du gaz noble le plus proche, les atomes
peuvent ………………………………………………………………………………………………….. pour former des ions monoatomiques
Les atomes des éléments d’une même colonne du tableau périodique forment des ions monoatomiques
de ……………………………
4
Application : Représenter le schéma de Lewis de l’atome d’azote, carbone et oxygène puis celui des ions
monoatomiques correspondants
IV. SCHEMA DE LEWIS D’UNE MOLECULE
1. Comment se forment les molécules ?
Au sein d'une molécule, les atomes s'assemblent de sorte à obtenir la structure électronique stable des gaz nobles, c'est
à dire à posséder 2 électrons (règle du ………….) ou ………. électrons (règle de ……….) sur leur couche externe.
Pour cela, les atomes mettent en commun des électrons et forme des ………………………………………..
Les électrons mis en commun appartiennent à chacun des deux atomes. Ainsi, chaque liaison formée par un atome lui permet de
gagner un électron sur sa couche externe.
2. Représentation de Lewis d'une molécule
Méthode pour établir la représentation de Lewis d'une molécule simple :
1. Chercher le numéro atomique de chaque atome puis écrire sa configuration électronique
2. En déduire, pour chaque atome, le nombre de liaisons établies ainsi que le nombre de doublets non liants qui
l'entourent.
3. Placer autant de liaisons entre atomes qu'il est possible.
4. Placer les doublets non liants autour de chaque atome.
5. Vérifier que les règles du duet et de l'octet sont bien respectées pour chaque atome.
Une liaison covalente entre 2 atomes résulte de la mise en commun de deux électrons de leur couche
externe, chacun apporté par un des deux atomes. Ces deux électrons constituent alors un doublet ……………
Un atome forme donc autant de …………………….. qu'il lui manque ………………………….. sur sa couche ………………………
pour satisfaire à la règle de l'octet ou du duet.
La représentation ou formule de Lewis d'une molécule indique le symbole de tous les atomes de la
molécule ainsi que tous les électrons situés sur leur couche externe. Les électrons externes sont
représentés deux par deux, en doublet d'électrons, sous forme de tirets.
Les doublets ………………. sont représentés par des tirets situés entre le symbole des atomes concernés
par les liaisons.
Les autres électrons externes, qui ne participe à aucune liaison, sont regroupés deux par deux en
doublets …………………………., représentés par des tirets situés autour du symbole de l'atome auquel ils
appartiennent.
5
H C N O
Numéro atomique Z = 1 Z = 6 Z = 7 Z = 8
Configuration électronique (K)1
Nombre d’électrons pour
atteindre une structure stable 1
Nombre de liaisons engagées 1
Nombre d’électrons externes
non engagés dans une liaison 0
Nombre de doublets non
liants 0
Application : établir la représentation de Lewis de la molécule de difluorure d’hydrogène F2O
V. SCHEMA DE LEWIS D’UN ION POLYATOMIQUE
Exemples : - ion ammonium NH4
+
- ion hydroxyde HO-
VI. LACUNE ELECTRONIQUE
Important : les atomes porteurs de la lacune électronique ne respectent pas la règle de l’octet ou du duet et sont donc
susceptibles de créer une liaison covalente avec un doublet non liant d’une autre molécule
Exemple :
- Borane BH3
- L’ion hydrogène H+
Une lacune électronique indique un ………………………….. de deux électrons par rapport aux règles de stabilité.
Elle est représentée par une case rectangulaire vide ( ) dans le schéma de Lewis.
)
Un atome engagé dans un ion polyatomique porte une charge formelle s’il n’est pas entouré du …………………..
nombre d’électrons « en propre » qu’à l’état isolé
6
VII. GEOMETRIE DES EDIFICES ATOMIQUES
Les doublets d'électrons d'un même atome portent tous une charge électrique …………….. donc ils se ………………
N doublets
liants
N doublets
non liants
Répartition des doublets
autour de l’atome A Nature des liaisons Géométrie
4
4 liaisons simples
1 liaison double
2 liaisons simple
2 liaisons doubles
3
3 liaisons simples
1 liaison double
1 liaison simple
2
2 liaisons simples
Exemples :
Nom Méthane Ammoniac Eau Méthanal Dioxyde de
carbone
Formule CH4 NH3 CH2O
Schéma de
Lewis
Modèle
Géométrie
La géométrie d’une molécule ou d’un ion polyatomique est celle dans laquelle les doublets d’électrons
externes, liants et non liants, de chaque atome …………………………………… au maximum les uns des autres
7
VIII. ELECTRONEGATIVITE D’UN ELEMENT CHIMIQUE ET POLARITE D’UNE MOLECULE
1. Electronégativité et liaison
Remarque : Dans la classification périodique, l’électronégativité augmente de gauche à droite dans une même ligne et
de bas en haut dans une même colonne
Exemple : la liaison polarisée entre H (électronégativité de 2,1) et Cl (électronégativité de 2,9) est polarisée en raison
de leur différence d’électronégativité, le nuage d’électrons est attiré par le chlore.
Lorsque la liaison est polarisée entre 2 atomes : L’atome le plus électronégatif attire les électrons
de la liaison, on représente l’excès de charge négative par le symbole ……. et sur l’autre le défaut
de charge négative par le symbole ………
l'atome A porte un ……………….. de charge négative (noté )
l'atome B porte un ………………… de charge négative (noté )
Différence d’électronégativité (entre 2 atomes) croissante
Inférieure à 0,4 : liaison
Entre 0,4 et 2 : liaison
Supérieure à 2 : liaison
Les atomes forment des ……………………… :
SOLIDES
Les atomes deviennent des ……. :
SOLIDES
Electronégativité : mesure la capacité d’un atome à ……………………. les électrons de la liaison vers ……….
Elle est notée χ
8
2. Molécule polaire et molécule apolaire
Démarche à suivre pour savoir si une molécule est polaire ou apolaire
Exemples Molécule d’ammoniac Molécule de dioxyde de carbone
Formule de Lewis
Liaison polarisée ?
Géométrie
G+ et G- coïncident-ils ?
Conclusion
Suivant la répartition des électrons dans une molécule et sa géométrie, une molécule peut avoir un
pôle positif et un pôle négatif tout en restant globalement neutre, elle sera alors qualifiée de
molécule ……………………. Dans le cas contraire, elle est qualifiée de molécule ……………………………
Le modèle de Lewis permet de modéliser l’enchainement des atomes au sein d’une entité chimique moléculaire ou
ionique mais ne donne aucune information sur la géométrie spatiale de ces entités chimiques
OBJECTIF DU TP :
Expliquer la géométrie spatiale des entités chimiques
DOCUMENTS :
Forme
Géométrie Linéaire Triangulaire
plane Tétraédrique
Pyramidale base
triangulaire Coudée
Répulsion électronique
Deux particules de même charge se repoussent. Des doublets d’électrons (liant ou non liant) voisins étant de
même charge vont se repousser, modifiant ainsi la géométrie de la molécule.
Formule de Lewis d’une molécule
La représentation ou formule de Lewis d'une molécule indique le symbole de tous les atomes de la
molécule ainsi que tous les électrons situés sur leur couche externe. Les électrons externes sont
représentés deux par deux, en doublet d'électrons, sous forme de tirets.
• Les doublets liants sont représentés par des tirets situés entre le symbole des atomes concernés
par les liaisons.
• Les autres électrons externes, qui ne participe à aucune liaison, sont regroupés deux par deux en
doublets non liants, représentés par des tirets situés autour du symbole de l'atome auquel ils
appartiennent.
Doc.1
Doc.3
Code couleur et numéro atomique
Hydrogène (blanc et Z=1) ; Oxygène (rouge et Z=8) ; Azote (bleue et Z=7) ; Carbone (noir et Z=6)
Doc.2
PROPRIETES PHYSIQUES DE LA MATIERE CHAPITRE 7
TP15
GEOMETRIE DES MOLECULES
Doc.4
TRAVAIL A FAIRE :
1. Téléchargez sur votre smartphone l’application « Mirage :
géométrie des molécules ».
2. A l’aide de cette application, observer la carte n°1 ci-
contre :
Afin d’expliquer la géométrie de la molécule de la carte 1, nous
allons étudier des molécules plus simples pour faciliter la
résolution.
3. A l’aide de l’application, observer les cartes n°2, 3, 4, 5 et 6
4. A l’aide des documents et de vos observations remplir le tableau suivant :
Formule
brute Nom Représentation de Lewis
Représentation géométrique
(dessin)
Nom de la forme
géométrique
CH4
NH3 Ammoniac
H2O
CO2
CH2O Méthanal
CH5N Méthylamine
5. A l’aide de l’application observer maintenant les cartes 7,8,9,10,11 puis 12
6. Grâce aux documents, à toutes vos observations, au tableau rempli précédemment et à l’indice ci-dessous,
répondre à la question en réalisant une présentation orale avec support PowerPoint. Le document PowerPoint sera
déposé sur le padlet (en bas de page) à l’adresse suivante : https://phymie2.jimdofree.com/
Indice : Squelette de la démarche à réaliser
EXERCICES RATTRAPAGE SECONDE
Ex 1 – Ecrire des configurations électroniques
1. L’atome de sodium possède 11 électrons. Ecrire sa configuration électronique
2. L’atome d’hélium a pour notation symbolique . Ecrire sa configuration électronique
3. L’atome d’Argon appartient à la 18ème
colonne de la 3ème
période. Ecrire sa configuration électronique
Ex 2 – Placer un atome dans la classification
Un atome a pour configuration électronique : 1s22s
22p
4. Quelle est sa position dans le tableau périodique ?
Ex 3 – Compter les électrons de valence
1. Un atome a pour configuration électronique 1s22s
22p
63s
23p
3. Combien d’électrons a-t-il sur sa couche externe ?
2. L’atome de Bore appartient à la 13ème
colonne de la 2ème
période. Combien d’électrons a-t-il sur sa couche
externe ?
Ex 4 – Famille chimique
L’atome de phosphore appartient à la famille de l’azote qui a pour configuration électronique : 1s22s
22p
3. Il est situé
dans la période suivante. Quelle est sa configuration électronique ?
Ex 5 – Ecrire la configuration électronique d’un ion monoatomique
Le chlorure de sodium est composé des ions Cl- et Na
+. Donner la configuration électronique de ces deux ions.
Données :
Ex 6 – L’atome d’argon
L’atome d’Argon a pour numéro atomique Z = 18
1. Donner sa configuration électronique
2. Celle-ci respecte-t-elle la règle de l’octet ?
Ex 7 – L’ion sodium
L’atome de sodium a pour numéro atomique Z = 11. Prévoir la formule chimique de l’ion monoatomique issu de
l’atome de sodium
Ex 8 – L’ion chlorure
L’atome de chlore a pour numéro atomique Z = 17
1. Prévoir la formule chimique de l’ion monoatomique issu de cet atome
2. De quel atome cet ion est-il isoélectronique ?
Ex 9 – Stabilité du néon et ions monoatomiques
Le sel de mer est majoritairement composé de chlorure de sodium NaCl. Il contient également du chlorure de
magnésium de formule MgCl2
1. Donner les structures électroniques des atomes Mg et Cl
2. En déduire les charges des ions magnésium et chlorure
3. Combien d’électrons ces ions possèdent-ils sur leurs couches externes ?
Données :Numéro atomique des éléments : Mg(Z=12) ; Na(Z=11) ; Cl(Z=17)
PROPRIETES PHYSIQUES DE LA MATIERE CHAPITRE 7
EXERCICES
EXERCICES D’AUTOMATISATION
Ex 10 – Cinq minutes chrono !!
Ex 11- Etablir 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. Etablir le schéma de Lewis de chacun des atomes de ces éléments
Ex 12 – Attribuer à un atome son schéma de Lewis
Choisir parmi les représentations suivantes le schéma de Lewis de l’atome de soufre S (Z = 16)
Ex 13 – Etablir le schéma de Lewis d’une molécule
On considère les éléments suivants appartenant à la 17ème
colonne du tableau périodique : R ; Cl ; et Br
Construire les schémas de Lewis des molécules que chacun de ces atomes peut former avec un atome d’hydrogène H
(1s1)
Ex 14 – Choisir le schéma de Lewis d’une molécule
La molécule de diazote est formée de deux atomes d’azote N (1s22s
22p
3)
Choisir parmi les représentations suivantes le schéma de Lewis de cette molécule :
Ex 15 – Justifier la charge d’un ion
Les éléments oxygène O et chlore Cl appartiennent respectivement à la 16ème
et à la 17ème
période du tableau
périodique. A partir de leurs schéma de Lewis, justifier les charges portés par les ions oxyde a et chlorure b
Ex 16 – Proposer le schéma de Lewis d’un ion
Les éléments lithium Li, sodium Na et potassium K appartiennent tous à la première colonne de la classification
périodique. Ils se trouvent en abondance dans les océans sous forme ionique.
Établir les schémas de Lewis des ions stables issus des trois atomes correspondants.
Ex 17 –Lacune électronique
1. À partir de la configuration électronique de l’atome
d’hydrogène H (1s1), déterminer le schéma de Lewis de l’ion hydrogène H
+
2. Justifier la présence de la lacune dans le schéma de Lewis de la molécule
de chlorure d’aluminium.
Ex 18 – Prévoir le nombre de liaisons covalentes
On donne le numéro atomique de certains atomes :
Atome Hélium : He Carbone : C Fluor : F Néon : Ne Silicium : Si Argon : Ar
Numéro atomique 2 6 9 10 14 18
1. Donner la structure électronique de chaque atome
2. En déduire le nombre de liaisons covalentes que ces atomes peuvent établir. Justifier
Ex 19 – Prévoir le nombre de doublets non liants
La formule semi-développée de la molécule de sulfure d’hydrogène est donnée ci-dessous :
L’atome de soufre a pour numéro atomique Z = 16 et l’atome d’hydrogène Z = 1
1. Donner la structure électronique de l’atome de soufre et de l’atome d’hydrogène
2. Etablir en justifiant la formule de Lewis de cette molécule
Ex 20 – Autour de quelques molécules simples
Déterminer la représentation de Lewis des molécules d’eau H2O, de dioxyde de carbone CO2 et de méthane CH4
Numéro atomique d’éléments chimiques : H (Z=1) ; C (Z=6) ; N (Z=7) ; O (Z=8).
Ex 21 - Autour de l’ammoniac
L’ammoniac est un gaz incolore, irritant et très odorant, il a pour formule NH3.La solution d’ammoniaque, quant à
elle, contient des ions OH− et des ions NH4
+.
1. Déterminer la représentation de Lewis de la molécule d’ammoniac.
2. Déterminer la représentation de Lewis de l’ion hydroxyde OH−
3. Établir le schéma de Lewis de l’ion ammonium NH4+
Ex 22 – Les gaz de l’atmosphère
Les deux principaux gaz de l’atmosphère terrestre sont le diazote et le dioxygène.
1. Établir la géométrie dans l’espace de ces deux molécules
Le dioxyde de carbone CO2 est aussi présent dans l’atmosphère ainsi que la vapeur d’eau. La molécule de CO2 est
linéaire et celle d’eau est coudée.
2. Expliquer cette différence à l’aide des schémas de Lewis et de ces deux molécules
Ex 23 – 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’hydro- gène et de chlorure de méthanoyle
Ex 24 – Acide hypochloreux
L’acide hypochloreux, de formule chimique HOCl, est utilisé dans l’industrie cosmétique à faible concentration
comme agent nettoyant de la peau. Établir sa représentation de Lewis et donner la géométrie de cette molécule.
Ex 25 – Peinture
Les acrylates, esters dérivés de l’acide acrylique, sont utilisés dans
les peintures acryliques. Ils sont particulièrement visqueux, adhérents
et élastiques
Le modèle moléculaire de l’acide acrylique est donné ci-contre :
1. Ecrire la formule brute de la molécule
2. Déterminer la formule électronique des atomes d’hydrogène
(Z=1), de carbone (Z=6) et d’oxygène (Z=8)
3. Déterminer la formule de Lewis de cette molécule
4. Donner la géométrie autour de chaque atome de carbone
Ex 26 – Prévoir la géométrie d’une molécule Le chlorosilane est un gaz utilisé lors de la préparation de silicium très pur destiné à
l’électronique. La représentation de Lewis de la molécule de chlorosilane est donnée ci-
contre :
Etablir la géométrie de la molécule
Ex 27 – Interpréter la polarisation des liaisons
1. Expliquer pourquoi les liaisons C-O, C-F et C-Li sont polarisées
2. Pour chacune de ces liaisons polarisées, préciser sur chaque atome si la charge partielle qui apparait est positive
ou négative
Electronégativités : ( ) ; ( ) ; ( ) ; ( ) ; ( ) ; ( ) ; ( )
Ex 28 – Molécules simples et polarité
1. Établir le schéma de Lewis de la molécule de dihydrogène H2. Préciser si cette molécule est polaire.
2. Établir le schéma de Lewis de la molécule de dioxygène O2. Préciser si cette molécule est polaire
3. Établir le schéma de Lewis de l’ion H+. En quoi cet ion est-il particulier ?
4. Établir le schéma de Lewis de la molécule de l’eau. Pourquoi faut-il connaître la géométrie de cette molécule pour
déterminer si elle est polaire ou non ?
Ex 29 – Rechercher des liaisons polarisées
Le modèle de la molécule de 2-chloroéthanol, HO-CH2-
CH2-Cl, est donné ci-contre :
1. Expliquer pourquoi les liaisons C-O, C-Cl et O-H de
cette molécule sont polarisées
2. Ecrire la formule de Lewis de la molécule et préciser
pour les atomes 1, 2 et 3 si la charge partielle qui
apparait est positive ou négative
Ex 30 – Prévoir la polarité d’une molécule
Parmi les deux molécules dont les modèles sont fournis, laquelle est une molécule polaire ? Justifier.
( ) ; ( ) et ( )
EXERCICES D’ANALYSE
Ex 31 – Adrénaline
Jokichi Takamine (1854-1922), biochimiste et
industriel, découvrit en 1901 la première hormone pure
jamais isolée d’une source naturelle, la glande médullo-
surrénale. Il la nomma adrenalin (qui signifie près du
rein).
Son modèle moléculaire est représenté ci-contre :
1. À l’aide du modèle moléculaire du document ci-
dessus, établir la formule brute de la molécule
d’adrénaline.
2. À partir de leurs configurations électroniques,
préciser le nombre de liaisons formées par chacun
des types d’atomes impliqués dans cette molécule
(C, H, O et N).
3. En déduire la représentation de Lewis de cette molécule.
4. Numérotez vos atomes et justifier la géométrie de chaque atome dans la molécule.
Données :
Numéros atomiques des atomes : H (Z=1) ; C (Z=6) ; N (Z=7) ; O (Z=8).
Ex 32 – Un bronzage artificiel
La dihydroxyacétone (ou DHA) est utilisée dans la formulation des autobronzants. Elle donne un hâle brun par
réaction photochimique. On donne ci-dessous la représentation de Lewis et le modèle moléculaire de la molécule de
DHA :
1. Interpréter la représentation de Lewis de la molécule
2. Justifier la géométrie de la molécule autour des atomes de carbone (1) et (2), et d’oxygène (3)
Ex 33 – Pollution
La pollution par les ions nitrate NO3− et les ions nitrite NO2
− est causée par l’agriculture intensive. L’usage massif
d’engrais participe à l’augmentation de la concentration de ces entités chimiques dans les sols. Elles s’infiltrent ensuite
dans nos cours d’eau et polluent les nappes phréatiques
L’ion nitrite a pour formule brute NO2−. L’objectif de l’exercice est d’établir sa formule de Lewis et d’en déduire sa
géométrie.
1. Combien d’électrons de valence possèdent l’atome d’azote et l’atome d’oxygène ?
2. Combien de doublets d’électrons sont mis en jeu dans l’ion nitrite ?
3. En déduire la formule de Lewis de l’ion nitrite.
4. En déduire qualitativement la géométrie de l’ion nitrite.
Données :
Numéro atomique des atomes : H (Z=1) ; C (Z=6) ; N (Z=7) ; O (Z=8).
Électronégativité χ des atomes : χ(O) =3,44 ; χ(N) =3,04 ; χ(C) =2,55 ; χ(H) =2,20.
Ex 34 – L’eau de Javel
1. Établir la structure de Lewis de la molécule de dichlore.
2. Établir la structure de Lewis des ions chlorure, hypochlorite et hydroxyde
3. Pourquoi est-il préférable d’écrire HO− au lieu de OH
− ?
Ex 35 - Géométrie et polarité en qcm
1. La géométrie coudée de la molécule d’eau est :
a) due à la répulsion entre les atomes O et H.
b) b. due à la répulsion entre les liaisons covalentes.
c) c. due à la répulsion entre les doublets non liants de l’atome d’oxygène.
d) d. responsable du caractère polaire de cette molécule.
2. L’heptane, de formule chimique C7H16, est une molécule :
a) polaire.
b) apolaire.
c) possédant des liaisons covalentes peu polarisées.
3. La molécule de dioxyde de carbone CO2 possède deux liaisons C=0 polarisées. Cette molécule est donc :
a) apolaire car elle a un nombre pair de liaisons polarisées.
b) polaire car elle possède deux liaisons polarisées
c) apolaire car la polarisation de chaque liaison annule l’effet de l’autre
Ex 36 – Un additif en peinture
1. Interpréter la représentation de Lewis de la molécule à
l’aide des numéros atomiques des éléments
2. Justifier la géométrie de la molécule autour des atomes
(1), (2), (3) et (4)
Données : H (Z=1), C (Z=6), N (Z=7) et O (Z=8)
Ex 37 – Formaldéhyde
Le méthanal est un aldéhyde de formule brute : CH2O. En solution aqueuse, il est appelé
formol et sert en médecine comme conservateur de certains échantillons biologiques. Son
modèle moléculaire est le suivant :
1. Établir sa représentation de Lewis
2. Préciser la géométrie adoptée par les atomes autour de l’atome de carbone
3. Quelle liaison covalente est polarisée au sein de cette molécule ? Justifier
Ex 38 – L’alanine, un acide α-aminé
L’alanine est l’un des acides α-aminés les plus présents dans les
protéines. Les acides aminés possèdent une fonction amine −NH2 et une
fonction acide carboxylique −COOH.
1. À partir du modèle moléculaire, établir la formule de Lewis de
l’alanine.
2. Préciser la géométrie observée autour de l’atome de carbone de la
fonction acide carboxylique.
3. Préciser la géométrie observée autour de l’atome d’azote de la
fonction amine
4. Préciser les charges partielles présentes sur cette molécule.
Données
Numéros atomiques des atomes : H (Z=1) ; C (Z=6) ; N (Z=7) ; O (Z=8).
Électronégativité χ des atomes : χ(O) =3,44 ; χ(N) =3,04 ; χ(C) =2,55 ; χ(H) =2,20.
Ex 39 – Le tétrachlorure de carbone
Le tétrachlorure de carbone, de formule brute CCl4, est une
molécule organique de forte toxicité, autrefois utilisée dans les
aérosols. En raison de son action destructrice sur la couche
d’ozone, cette molécule a été interdite au niveau mondial par le
protocole de Montréal en 1985.
1. Proposer la structure de Lewis de la molécule de tétrachlorure
de carbone.
2. En déduire sa géométrie
3. Les liaisons C−Cl sont-elles polarisées ? Justifier.
4. La molécule de tétrachlorure de carbone est-elle polaire ?
Justifier.
Données :
Numéros atomiques des atomes : C (Z=6) ; Cl (Z=17).
Électronégativité χ des atomes : χ(C) =2,55 ; χ(Cl) =3,16.
Ex 40 – Des espèces nauséabondes
La moufette se protège des prédateurs en projetant une s
écrétion nauséabonde contenant, entre autres, du disulfu
re de méthyle (a) et du 2-butène-1-thiol (b).
Les schémas de Lewis des deux molécules sont proposé
s ci-dessous :
Prévoir la géométrie de ces molécules autour des atomes
de carbone et de soufre repérés par les nombres (1),
(2), (3) et (4).
Ex 41 – Le méthoxyméthane
Le méthoxyméthane C2H6O est un gaz incolore utilisé pour traiter les verrues dans les fluides cryogé-
niques. Dans sa molécule, l’atome d’oxygène est fixé à deux atomes de carbone.
Données :
Numéro atomique des atomes : H (Z=1) ; C (Z=6) ; O (Z=8).
Électronégativité χ des atomes : χ(O) =3,44 ; χ(C) =2,55 ; χ(H) =2,20.
On considère que les liaisons C-H de cette molécule ne sont pas polarisées.
1. Déterminer le nombre d’électrons de valence des atomes de la molécule de méthoxyméthane.
2. Établir le schéma de Lewis de chaque atome puis de la molécule.
3. Pour chacun des atomes de carbone et d’oxygène, déterminer le nombre d’atomes et de doublets non
liants entourant chacun d’eux.
4. Justifier alors la géométrie de la molécule autour de ces atomes.
5. Expliquer pourquoi les liaisons C-O de cette molécule sont polarisées.
6. Déterminer la position moyenne des charges partielles positives et négatives.
7. La molécule de méthoxyméthane est-elle polaire ?
Ex 42 – Des espèces fluorées
On considère les molécules de
- Fluorure d’hydrogène HF
- Difluorure d’oxygène F2O
- Trifluorure d’azote F3N
- Fluorure de carbonyle COF2
- Tétrafluorure de carbone CF4
Ces molécules sont-elles polaires ?
Données :
Numéro atomique des atomes : H (Z=1) ; C (Z=6) ; N (Z=7) ; O (Z=8) ; F (Z=9)
Électronégativité χ des atomes : χ(O) =3,4 ; χ(N) =3,0 ; χ(C) =2,6; χ(H) =2,2 ; χ(F) =4,00.
Ex 43 – Un médicament pour les yeux
Le timolol est utilisé dans la préparation de traitements contre le glaucome, l’hypertension ou la migraine.
1. Ecrire la formule de Lewis de la molécule de timolol
2. Prévoir la géométrie autour des atomes numérotés.
EXERCICES D’APPROFONDISSEMENT
Ex 44 – Des températures d’ébullition différentes
Ex 45 – Acide et base de Lewis
