Les liaisons chimiques

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À revoir avant : Électrons de valence et schéma de Lewis, Liaison ionique et liaison covalente, Configuration spatiale et polarité des molécules, Concentrations et dilutions.

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Notion	Cours	Exercices
Électrons de valence et schéma de Lewis	Disponible	2
Liaison ionique et liaison covalente	Disponible	4
Configuration spatiale et polarité des molécules	Disponible	3
Solubilité et dissociation dans l'eau	Disponible	1

Fiche de révision

Repère 1 : électrons de valence : numéro de la famille a, par exemple 6 pour $\ce{O}$ et $\ce{S}$ (famille VIa)
Repère 2 : valence, nombre de liaisons formées : $\ce{H}$ 1, $\ce{O}$ 2, $\ce{N}$ 3, $\ce{C}$ 4
Repère 3 : ions monoatomiques : $\ce{Na+}$ , $\ce{Mg^2+}$ , $\ce{Cl-}$ , $\ce{O^2-}$ , avec la structure électronique du gaz noble le plus proche
Repère 1 : $\Delta\mathrm{EN} \ge 1{,}7$ : liaison ionique ; $0 < \Delta\mathrm{EN} < 1{,}7$ : covalente polarisée ; $\Delta\mathrm{EN} = 0$ : covalente pure
Repère 2 : charges partielles : $\delta^-$ sur l'atome le plus électronégatif, $\delta^+$ sur l'autre
Repère 3 : composé ionique : les charges se compensent, $\ce{Ca^2+}$ et $\ce{Cl-}$ donnent $\ce{CaCl2}$
Repère 1 : $\ce{CO2}$ et $\ce{O2}$ : linéaires ; $\ce{H2O}$ : coudée, environ $104{,}5^\circ$ ; $\ce{CH4}$ : tétraédrique, $109{,}5^\circ$
Repère 2 : $\ce{H2O}$ est polaire ; $\ce{CO2}$ et $\ce{CH4}$ sont apolaires malgré leurs liaisons polarisées
Repère 1 : dissociation d'un sel binaire : $\ce{NaCl(s) ->[H2O] Na+(aq) + Cl-(aq)}$
Repère 2 : sel ternaire : $\ce{Na2SO4(s) ->[H2O] 2Na+(aq) + SO4^2-(aq)}$
Repère 3 : base hydroxyde : $\ce{KOH(s) ->[H2O] K+(aq) + OH-(aq)}$
Repère 4 : ionisation d'un acide : $\ce{HCl(g) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)}$

Électrons de valence et schéma de Lewis

Pour les familles a, le numéro de la famille donne le nombre d'électrons de la dernière couche. Le schéma de Lewis les montre : un point par électron célibataire, un tiret par doublet. Les atomes se lient pour atteindre l'octet, la structure du gaz noble le plus proche.

À retenir

Repère 1: électrons de valence : numéro de la famille a, par exemple 6 pour $\ce{O}$ et $\ce{S}$ (famille VIa)
Repère 2: valence, nombre de liaisons formées : $\ce{H}$ 1, $\ce{O}$ 2, $\ce{N}$ 3, $\ce{C}$ 4
Repère 3: ions monoatomiques : $\ce{Na+}$ , $\ce{Mg^2+}$ , $\ce{Cl-}$ , $\ce{O^2-}$ , avec la structure électronique du gaz noble le plus proche

Méthode

Pour les familles a, le nombre d'électrons de la dernière couche est égal au numéro de la famille.
Jusqu'à quatre électrons, ils restent célibataires ; au-delà, ils forment des doublets.
Un métal perd ses électrons de valence, un non-métal en gagne jusqu'à l'octet.
Chaque liaison covalente est un doublet partagé ; on ajoute les doublets non liants pour compléter l'octet.

Exemple expliqué

Dans le modèle de Lewis, un atome est décrit par ses électrons de valence, ceux de sa couche externe. En lisant le numéro de la famille a dans le tableau périodique, répondre aux questions suivantes.

Électrons de valence. Pour un élément d'une famille a, le numéro de la famille indique combien d'électrons occupent la couche externe. Le soufre est dans la famille VIa : 6 électrons de valence. L'azote est dans la famille Va : 5 électrons de valence.
Valence de l'azote. Avec 5 électrons de valence, l'azote a besoin de 3 électrons pour atteindre l'octet. Il met 3 électrons célibataires en commun : il forme 3 liaisons covalentes (valence 3).
Ion calcium. Le calcium est dans la famille IIa : 2 électrons de valence. Il les perd pour atteindre l'octet, ce qui donne l'ion $\ce{Ca^2+}$ (charge $2+$ ). Son numéro atomique est $Z = 20$ : l'ion a $20 - 2 = 18$ électrons, comme l'argon ( $Z = 18$ ).

a) 6 ; b) 5 ; c) 3 ; d) 2+ ; e) argon

Liaison ionique et liaison covalente

La différence d'électronégativité décide du type de liaison. À partir de 1,7, la liaison est ionique : le métal cède des électrons au non-métal. En dessous, les atomes mettent des électrons en commun : liaison covalente pure si les électronégativités sont égales, polarisée sinon.

À retenir

Repère 1: $\Delta\mathrm{EN} \ge 1{,}7$ : liaison ionique ; $0 < \Delta\mathrm{EN} < 1{,}7$ : covalente polarisée ; $\Delta\mathrm{EN} = 0$ : covalente pure
Repère 2: charges partielles : $\delta^-$ sur l'atome le plus électronégatif, $\delta^+$ sur l'autre
Repère 3: composé ionique : les charges se compensent, $\ce{Ca^2+}$ et $\ce{Cl-}$ donnent $\ce{CaCl2}$

Méthode

On lit les deux valeurs dans le tableau périodique et on calcule leur différence.
Attraction entre ions de charges opposées dans un cristal ; en général entre un métal et un non-métal.
Mise en commun de deux électrons ; polarisée quand les électronégativités diffèrent, avec des charges partielles.
On combine les ions pour que la somme des charges soit nulle.

Exemple expliqué

Pour classer une liaison, on compare les électronégativités des deux atomes liés. Par convention, elle est ionique quand la différence d'électronégativité $\Delta\mathrm{EN}$ atteint 1,7 ou plus. Électronégativités du tableau périodique : K 0,8 ; Ca 1,0 ; H 2,1 ; Br 2,8 ; O 3,5.

Méthode. On lit l'électronégativité de chaque élément, on calcule la différence $\Delta\mathrm{EN}$ et on compare à 1,7 : $\Delta\mathrm{EN} \ge 1{,}7$ liaison ionique ; $0 < \Delta\mathrm{EN} < 1{,}7$ covalente polarisée ; $\Delta\mathrm{EN} = 0$ covalente pure.
Calculs. - $\ce{KBr}$ : $\Delta\mathrm{EN} = 2{,}8 - 0{,}8 = 2{,}0$ , liaison ionique.
- $\ce{HBr}$ : $\Delta\mathrm{EN} = 2{,}8 - 2{,}1 = 0{,}7$ , liaison covalente polarisée.
- $\ce{Br2}$ : $\Delta\mathrm{EN} = 2{,}8 - 2{,}8 = 0{,}0$ , liaison covalente pure.
- $\ce{CaO}$ : $\Delta\mathrm{EN} = 3{,}5 - 1{,}0 = 2{,}5$ , liaison ionique.

a) ionique ; b) covalente polarisée ; c) covalente pure ; d) ionique

Configuration spatiale et polarité des molécules

La forme d'une molécule dépend du nombre d'atomes liés à l'atome central et de ses doublets non liants : linéaire, coudée ou tétraédrique. Une molécule est polaire quand ses liaisons sont polarisées et que les centres des charges partielles positives et négatives ne coïncident pas.

À retenir

Repère 1: $\ce{CO2}$ et $\ce{O2}$ : linéaires ; $\ce{H2O}$ : coudée, environ $104{,}5^\circ$ ; $\ce{CH4}$ : tétraédrique, $109{,}5^\circ$
Repère 2: $\ce{H2O}$ est polaire ; $\ce{CO2}$ et $\ce{CH4}$ sont apolaires malgré leurs liaisons polarisées

Méthode

On compte les atomes liés à l'atome central et ses doublets non liants, qui se repoussent.
On regarde les liaisons, puis la symétrie : si les charges partielles se compensent dans l'espace, la molécule est apolaire.
En sciences générales : l'ammoniac est pyramidal à cause du doublet non liant de l'azote. Hors programme en sciences de base.

Exemple expliqué

La forme d'une molécule dépend du nombre d'atomes attachés à l'atome central et des doublets non liants que celui-ci porte. Elle est polaire quand ses atomes n'ont pas tous la même électronégativité et que les charges partielles positives et négatives ne sont pas réparties autour d'un même point (leurs barycentres sont distincts). Pour chaque molécule, cocher l'unique réponse correcte. Électronégativités : H 2,1 ; C 2,5 ; O 3,5 ; S 2,5 ; Br 2,8.

Méthode. 1) Compter les atomes liés à l'atome central et ses doublets non liants pour trouver la géométrie. 2) Comparer les électronégativités pour savoir si les liaisons sont polarisées. 3) Regarder si les effets des liaisons se compensent dans l'espace.
CO2. L'atome de carbone n'a pas de doublet non liant et est lié à 2 atomes d'oxygène : molécule linéaire. Les liaisons C=O sont polarisées ( $\Delta\mathrm{EN} = 1{,}0$ ) mais leurs effets se compensent : les barycentres des charges partielles positives et négatives coïncident, la molécule est apolaire.
H2S. L'atome de soufre est lié à 2 atomes H et porte 2 doublets non liants : molécule coudée. Les liaisons S–H sont polarisées ( $\Delta\mathrm{EN} = 0{,}4$ ) et ne se compensent pas dans cette géométrie : la molécule est polaire.
CH4. L'atome de carbone est lié à 4 atomes H sans doublet non liant : molécule tétraédrique. Les 4 liaisons polarisées ( $\Delta\mathrm{EN} = 0{,}4$ ) se compensent par symétrie : molécule apolaire.
HBr. Une molécule diatomique est toujours linéaire. La liaison H–Br est polarisée ( $\Delta\mathrm{EN} = 0{,}7$ ) : la molécule est polaire.

a) linéaire et apolaire ; b) coudée et polaire ; c) tétraédrique et apolaire ; d) linéaire et polaire

Solubilité et dissociation dans l'eau

L'eau, solvant polaire, dissout bien les substances polaires et ioniques, mal les substances apolaires. Un sel soluble se dissocie en ions hydratés ; un acide s'ionise dans l'eau. Le tableau de solubilité dit si une substance ionique est soluble.

À retenir

Repère 1: dissociation d'un sel binaire : $\ce{NaCl(s) ->[H2O] Na+(aq) + Cl-(aq)}$
Repère 2: sel ternaire : $\ce{Na2SO4(s) ->[H2O] 2Na+(aq) + SO4^2-(aq)}$
Repère 3: base hydroxyde : $\ce{KOH(s) ->[H2O] K+(aq) + OH-(aq)}$
Repère 4: ionisation d'un acide : $\ce{HCl(g) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)}$

Méthode

Un solvant polaire dissout les solutés polaires et ioniques, un solvant apolaire les solutés apolaires.
On sépare le cation et l'anion du sel ou de la base, avec les bons coefficients et l'état aqueux.
On croise le cation et l'anion pour savoir si le composé ionique est soluble, peu soluble ou insoluble.

Exemple expliqué

Une substance ionique soluble se dissocie dans l'eau : les ions du cristal sont extraits par les molécules d'eau, puis hydratés. Écrire l'équation de dissociation, pondérée et avec les états physiques, de chacune des substances suivantes en solution aqueuse.

Méthode. On identifie le cation (métal) et l'anion (groupe d'atomes), avec leurs charges, puis on pondère pour que la charge totale et le nombre d'atomes soient égaux des deux côtés. Les ions sont à l'état aqueux (aq) ; le solide ionique est à l'état (s).
a. $\ce{Ca(NO3)2(s) -> Ca^2+(aq) + 2NO3-(aq)}$ : l'ion nitrate $\ce{NO3-}$ est un ion polyatomique, le groupe reste intact ; il y en a 2 pour compenser $\ce{Ca^2+}$ .
b. $\ce{Al2(SO4)3(s) -> 2Al^3+(aq) + 3SO4^2-(aq)}$ : 2 atomes d'aluminium et 3 groupes sulfate ; charges : $2 \times (3+) + 3 \times (2-) = 0$ .
c. $\ce{KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)}$ : les ions hydroxyde libérés expliquent le caractère basique.
d. $\ce{Na3PO4(s) -> 3Na+(aq) + PO4^3-(aq)}$ : 3 ions sodium pour un ion phosphate.

a) \ce{Ca(NO3)2(s) -> Ca^2+(aq) + 2NO3-(aq)} ; b) \ce{Al2(SO4)3(s) -> 2Al^3+(aq) + 3SO4^2-(aq)} ; c) \ce{KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)} ; d) \ce{Na3PO4(s) -> 3Na+(aq) + PO4^3-(aq)}

Exercice 1

1.1.
Donner le nombre d'électrons de valence (électrons périphériques) d'un atome de soufre S. (1 pt)
1.2.
Donner le nombre d'électrons de valence d'un atome d'azote N. (1 pt)
1.3.
Combien de liaisons covalentes un atome d'azote forme-t-il pour atteindre l'octet (valence de l'azote) ? Justifier. (1 pt)
1.4.
Quelle est la charge de l'ion monoatomique formé par le calcium Ca ? Justifier. (1 pt)
1.5.
Quel gaz noble a la même structure électronique que l'ion calcium ? (1 pt)

Correction

Électrons de valence
Pour un élément d'une famille a, le numéro de la famille indique combien d'électrons occupent la couche externe. Le soufre est dans la famille VIa : 6 électrons de valence. L'azote est dans la famille Va : 5 électrons de valence.
Valence de l'azote
Avec 5 électrons de valence, l'azote a besoin de 3 électrons pour atteindre l'octet. Il met 3 électrons célibataires en commun : il forme 3 liaisons covalentes (valence 3).
Ion calcium
Le calcium est dans la famille IIa : 2 électrons de valence. Il les perd pour atteindre l'octet, ce qui donne l'ion $\ce{Ca^2+}$ (charge $2+$ ). Son numéro atomique est $Z = 20$ : l'ion a $20 - 2 = 18$ électrons, comme l'argon ( $Z = 18$ ).

a) 6 ; b) 5 ; c) 3 ; d) 2+ ; e) argon

Barème de cet exercice

1.1 : Soufre, famille VIa : 6 électrons de valence (1 point)
1.2 : Azote, famille Va : 5 électrons de valence (1 point)
1.3 : Valence 3, justifiée par les 3 électrons manquants pour l'octet (1 point)
1.4 : Ion Ca²⁺ (charge 2+), justifié par la perte des 2 électrons de valence (1 point)
1.5 : Argon : l'ion Ca²⁺ a 18 électrons comme ce gaz noble (1 point)

Exercice 2

2.1.
Calculer la différence d'électronégativité dans $\ce{KBr}$ et donner le type de liaison. (2 pts)
- ionique
- covalente polarisée
- covalente pure
2.2.
Calculer la différence d'électronégativité dans $\ce{HBr}$ et donner le type de liaison. (2 pts)
- ionique
- covalente polarisée
- covalente pure
2.3.
Calculer la différence d'électronégativité dans $\ce{Br2}$ et donner le type de liaison. (2 pts)
- ionique
- covalente polarisée
- covalente pure
2.4.
Calculer la différence d'électronégativité dans $\ce{CaO}$ et donner le type de liaison. (2 pts)
- ionique
- covalente polarisée
- covalente pure

Correction

Méthode
On lit l'électronégativité de chaque élément, on calcule la différence $\Delta\mathrm{EN}$ et on compare à 1,7 : $\Delta\mathrm{EN} \ge 1{,}7$ liaison ionique ; $0 < \Delta\mathrm{EN} < 1{,}7$ covalente polarisée ; $\Delta\mathrm{EN} = 0$ covalente pure.
Calculs
- $\ce{KBr}$ : $\Delta\mathrm{EN} = 2{,}8 - 0{,}8 = 2{,}0$ , liaison ionique.
- $\ce{HBr}$ : $\Delta\mathrm{EN} = 2{,}8 - 2{,}1 = 0{,}7$ , liaison covalente polarisée.
- $\ce{Br2}$ : $\Delta\mathrm{EN} = 2{,}8 - 2{,}8 = 0{,}0$ , liaison covalente pure.
- $\ce{CaO}$ : $\Delta\mathrm{EN} = 3{,}5 - 1{,}0 = 2{,}5$ , liaison ionique.

a) ionique ; b) covalente polarisée ; c) covalente pure ; d) ionique

Barème de cet exercice

2.1 : Calcul de ΔEN pour KBr avec les valeurs du tableau (1 point)
2.1 : Type de liaison (ionique) justifié par la comparaison à 1,7 (1 point)
2.2 : Calcul de ΔEN pour HBr avec les valeurs du tableau (1 point)
2.2 : Type de liaison (covalente polarisée) justifié par la comparaison à 1,7 (1 point)
2.3 : Calcul de ΔEN pour Br2 avec les valeurs du tableau (1 point)
2.3 : Type de liaison (covalente pure) justifié par la comparaison à 1,7 (1 point)
2.4 : Calcul de ΔEN pour CaO avec les valeurs du tableau (1 point)
2.4 : Type de liaison (ionique) justifié par la comparaison à 1,7 (1 point)

Exercice 3

Le fluorure de calcium est un minéral, la fluorine, dont on tire le fluor de l'industrie chimique. C'est un solide constitué de calcium (famille IIa) et de fluor (famille VIIa). Électronégativités du tableau périodique : Ca 1,0 ; F 4,0.

3.1.
Donner le nombre d'électrons de valence d'un atome de calcium, puis d'un atome de fluor. (1 pt)
3.2.
Écrire la formule de l'ion formé par le calcium. (1 pt)
3.3.
Écrire la formule de l'ion formé par le fluor. (1 pt)
3.4.
En déduire la formule du fluorure de calcium. (1 pt)
3.5.
Expliquer la formation du fluorure de calcium à partir des atomes, à l'aide de leurs représentations de Lewis. (4 pts)

Correction

Électrons de valence
Calcium, famille IIa : 2 électrons de valence. Fluor, famille VIIa : 7 électrons de valence.
Ions
Le calcium perd 2 électrons et devient $\ce{Ca^2+}$ (structure de l'argon). Le fluor gagne 1 électron pour atteindre l'octet et devient $\ce{F-}$ (structure du néon).
Formule
Les charges se compensent : $1 \times (2+) + 2 \times (1-) = 0$ . La formule est $\ce{CaF2}$ .
Explication
$\Delta\mathrm{EN} = 4{,}0 - 1{,}0 = 3{,}0$ , supérieure à 1,7 : la liaison est ionique. Un atome de calcium cède ses deux électrons de valence, chacun est capté par un atome de fluor qui complète son octet (schémas de Lewis : les deux points de Ca passent chacun vers un atome F, qui passe de 7 à 8 électrons). Les ions de charges opposées s'attirent et forment le cristal ionique.

a) 2 et 7 ; b) Ca²⁺ ; c) F⁻ ; d) CaF₂ ; e) transfert de 2 électrons du calcium vers deux atomes de fluor, attraction entre ions

Barème de cet exercice

3.1 : Ca : 2 électrons de valence ; F : 7 électrons de valence (1 point)
3.2 : Ion calcium Ca²⁺ (1 point)
3.3 : Ion fluorure F⁻ (1 point)
3.4 : Formule CaF₂ (charges compensées) (1 point)
3.5 : Le calcium cède ses 2 électrons de valence : Ca²⁺ (1 point)
3.5 : Chaque fluor capte 1 électron et atteint l'octet : F⁻ (il en faut 2) (1 point)
3.5 : Justification du caractère ionique : ΔEN = 3,0 ≥ 1,7 (1 point)
3.5 : Attraction entre ions de charges opposées : cristal ionique (1 point)

Exercice 4

Une structure de Lewis montre à plat comment les électrons de la couche externe se répartissent dans une molécule : chaque doublet, qu'il soit liant ou non liant, est dessiné sous forme d'un tiret.

4.1.
Représenter par un dessin la structure de Lewis de la molécule de chlorure d'hydrogène HCl, avec tous ses doublets. (2 pts)
4.2.
Représenter par un dessin la structure de Lewis de la molécule de sulfure d'hydrogène $\ce{H2S}$ , avec tous ses doublets. (2 pts)
4.3.
Représenter par un dessin la structure de Lewis de la molécule de diazote $\ce{N2}$ , avec tous ses doublets. (2 pts)

Correction

Électrons de valence et valence
H : 1 électron de valence (valence 1) ; Cl (famille VIIa) : 7 (valence 1) ; S (famille VIa) : 6 (valence 2) ; N (famille Va) : 5 (valence 3).
HCl
H et Cl mettent chacun un électron célibataire en commun : 1 doublet liant. Il reste 3 doublets non liants sur Cl. H a 2 électrons (structure de l'hélium), Cl a 8 (structure de l'argon).
H₂S
S a 2 électrons célibataires : il forme 2 liaisons avec 2 atomes H. Il lui reste 2 doublets non liants : 2 doublets liants + 2 doublets non liants = 8 électrons.
N₂
Chaque atome N a 3 électrons célibataires, mis en commun : 3 doublets liants (triple liaison). Il reste 1 doublet non liant par atome : 6 + 2 = 8 électrons autour de chaque N.

HCl : H–Cl avec 3 doublets non liants sur Cl ; H₂S : deux liaisons S–H et 2 doublets non liants sur S ; N₂ : triple liaison et 1 doublet non liant sur chaque N

Barème de cet exercice

4.1 : HCl : une liaison H–Cl et 3 doublets non liants sur Cl (1 point)
4.1 : Octet de Cl et duo de H, tous les doublets représentés (1 point)
4.2 : H₂S : deux liaisons S–H et 2 doublets non liants sur S (1 point)
4.2 : Octet de S et duo de chaque H, tous les doublets représentés (1 point)
4.3 : N₂ : triple liaison et 1 doublet non liant sur chaque N (1 point)
4.3 : Octet de chaque atome d'azote, tous les doublets représentés (1 point)

Exercice 5

Dans une liaison covalente polarisée, la charge partielle $\delta^-$ se place sur l'élément le plus électronégatif et $\delta^+$ sur l'autre. Électronégativités du tableau périodique : H 2,1 ; C 2,5 ; N 3,0 ; O 3,5 ; Cl 3,0 ; I 2,5.

5.1.
Dans la liaison H–Cl, quel atome porte la charge partielle négative $\delta^-$ ? (1 pt)
- H
- Cl
- aucun (liaison covalente pure)
5.2.
Dans la liaison C–H, quel atome porte la charge partielle négative $\delta^-$ ? (1 pt)
- C
- H
- aucun (liaison covalente pure)
5.3.
Dans la liaison N–H, quel atome porte la charge partielle négative $\delta^-$ ? (1 pt)
- N
- H
- aucun (liaison covalente pure)
5.4.
Dans la liaison C=O, quel atome porte la charge partielle négative $\delta^-$ ? (1 pt)
- C
- O
- aucun (liaison covalente pure)
5.5.
Dans la liaison I–I, quel atome porte la charge partielle négative $\delta^-$ ? (1 pt)
- I
- Cl
- aucun (liaison covalente pure)

Correction

Méthode
On compare les électronégativités des deux atomes liés : le plus électronégatif attire les électrons liants et porte $\delta^-$ .
Application
- H–Cl : Cl (3,0) est plus électronégatif que H (2,1), il porte $\delta^-$ ; H porte $\delta^+$ .
- C–H : C (2,5) est plus électronégatif que H (2,1), il porte $\delta^-$ ; H porte $\delta^+$ .
- N–H : N (3,0) est plus électronégatif que H (2,1), il porte $\delta^-$ ; H porte $\delta^+$ .
- C=O : O (3,5) est plus électronégatif que C (2,5), il porte $\delta^-$ ; C porte $\delta^+$ .
- I–I : $\Delta\mathrm{EN} = 0$ , liaison covalente pure, pas de charges partielles.

a) Cl ; b) C ; c) N ; d) O ; e) aucun

Barème de cet exercice

5.1 : Cl plus électronégatif que H : δ⁻ sur Cl, δ⁺ sur H (1 point)
5.2 : C plus électronégatif que H : δ⁻ sur C, δ⁺ sur H (1 point)
5.3 : N plus électronégatif que H : δ⁻ sur N, δ⁺ sur H (1 point)
5.4 : O plus électronégatif que C : δ⁻ sur O, δ⁺ sur C (1 point)
5.5 : ΔEN = 0 : liaison covalente pure, aucune charge partielle (1 point)

Exercice 6

6.1.
Écrire l'équation de dissociation dans l'eau de le nitrate de calcium. (2 pts)
$\ce{Ca(NO3)2(s) -> Ca^2+(aq) + 2NO3-(aq)}$
6.2.
Écrire l'équation de dissociation dans l'eau de le sulfate d'aluminium. (2 pts)
$\ce{Al2(SO4)3(s) -> 2Al^3+(aq) + 3SO4^2-(aq)}$
6.3.
Écrire l'équation de dissociation dans l'eau de l'hydroxyde de potassium (base hydroxyde). (2 pts)
$\ce{KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)}$
6.4.
Écrire l'équation de dissociation dans l'eau de le phosphate de sodium. (2 pts)
$\ce{Na3PO4(s) -> 3Na+(aq) + PO4^3-(aq)}$

Correction

Méthode
On identifie le cation (métal) et l'anion (groupe d'atomes), avec leurs charges, puis on pondère pour que la charge totale et le nombre d'atomes soient égaux des deux côtés. Les ions sont à l'état aqueux (aq) ; le solide ionique est à l'état (s).
a
$\ce{Ca(NO3)2(s) -> Ca^2+(aq) + 2NO3-(aq)}$ : l'ion nitrate $\ce{NO3-}$ est un ion polyatomique, le groupe reste intact ; il y en a 2 pour compenser $\ce{Ca^2+}$ .
b
$\ce{Al2(SO4)3(s) -> 2Al^3+(aq) + 3SO4^2-(aq)}$ : 2 atomes d'aluminium et 3 groupes sulfate ; charges : $2 \times (3+) + 3 \times (2-) = 0$ .
c
$\ce{KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)}$ : les ions hydroxyde libérés expliquent le caractère basique.
d
$\ce{Na3PO4(s) -> 3Na+(aq) + PO4^3-(aq)}$ : 3 ions sodium pour un ion phosphate.

a) \ce{Ca(NO3)2(s) -> Ca^2+(aq) + 2NO3-(aq)} ; b) \ce{Al2(SO4)3(s) -> 2Al^3+(aq) + 3SO4^2-(aq)} ; c) \ce{KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)} ; d) \ce{Na3PO4(s) -> 3Na+(aq) + PO4^3-(aq)}

Barème de cet exercice

6.1 : Cation et anion écrits avec leurs charges (1 point)
6.1 : Équation pondérée (atomes et charges) avec les états (s) et (aq) (1 point)
6.2 : Cation et anion écrits avec leurs charges (1 point)
6.2 : Équation pondérée (atomes et charges) avec les états (s) et (aq) (1 point)
6.3 : Cation et anion écrits avec leurs charges (1 point)
6.3 : Équation pondérée (atomes et charges) avec les états (s) et (aq) (1 point)
6.4 : Cation et anion écrits avec leurs charges (1 point)
6.4 : Équation pondérée (atomes et charges) avec les états (s) et (aq) (1 point)

Exercice 7

7.1.
La molécule $\ce{CO2}$ est : (1 pt)
- linéaire et polaire
- linéaire et apolaire
- coudée et polaire
- coudée et apolaire
- tétraédrique et polaire
- tétraédrique et apolaire
7.2.
La molécule $\ce{H2S}$ est : (1 pt)
- linéaire et polaire
- linéaire et apolaire
- coudée et polaire
- coudée et apolaire
- tétraédrique et polaire
- tétraédrique et apolaire
7.3.
La molécule $\ce{CH4}$ est : (1 pt)
- linéaire et polaire
- linéaire et apolaire
- coudée et polaire
- coudée et apolaire
- tétraédrique et polaire
- tétraédrique et apolaire
7.4.
La molécule $\ce{HBr}$ est : (1 pt)
- linéaire et polaire
- linéaire et apolaire
- coudée et polaire
- coudée et apolaire
- tétraédrique et polaire
- tétraédrique et apolaire

Correction

Méthode
1) Compter les atomes liés à l'atome central et ses doublets non liants pour trouver la géométrie. 2) Comparer les électronégativités pour savoir si les liaisons sont polarisées. 3) Regarder si les effets des liaisons se compensent dans l'espace.
CO2
L'atome de carbone n'a pas de doublet non liant et est lié à 2 atomes d'oxygène : molécule linéaire. Les liaisons C=O sont polarisées ( $\Delta\mathrm{EN} = 1{,}0$ ) mais leurs effets se compensent : les barycentres des charges partielles positives et négatives coïncident, la molécule est apolaire.
H2S
L'atome de soufre est lié à 2 atomes H et porte 2 doublets non liants : molécule coudée. Les liaisons S–H sont polarisées ( $\Delta\mathrm{EN} = 0{,}4$ ) et ne se compensent pas dans cette géométrie : la molécule est polaire.
CH4
L'atome de carbone est lié à 4 atomes H sans doublet non liant : molécule tétraédrique. Les 4 liaisons polarisées ( $\Delta\mathrm{EN} = 0{,}4$ ) se compensent par symétrie : molécule apolaire.
HBr
Une molécule diatomique est toujours linéaire. La liaison H–Br est polarisée ( $\Delta\mathrm{EN} = 0{,}7$ ) : la molécule est polaire.

a) linéaire et apolaire ; b) coudée et polaire ; c) tétraédrique et apolaire ; d) linéaire et polaire

Barème de cet exercice

7.1 : CO₂ : linéaire et apolaire (1 point)
7.2 : H₂S : coudée et polaire (1 point)
7.3 : CH₄ : tétraédrique et apolaire (1 point)
7.4 : HBr : linéaire et polaire (1 point)

Exercice 8

On frotte une règle en plastique avec un chiffon en laine, puis on l'approche d'un filet d'eau qui s'écoule d'un robinet : le filet est dévié vers la règle. On recommence avec un filet d'huile alimentaire qui s'écoule d'une burette : le filet n'est pas dévié. Répondre aux questions suivantes. Électronégativités : H 2,1 ; O 3,5.

8.1.
La règle électrisée attire le filet d'eau. Que peut-on dire des molécules d'eau ? (1 pt)
- polaires (dipôles électriques)
- apolaires
- ioniques
8.2.
Montrer que la molécule d'eau est polaire à l'aide des électronégativités et de sa géométrie, schéma à l'appui. (3 pts)
8.3.
L'huile alimentaire n'est pas déviée. Interpréter. (2 pts)
8.4.
Le chlorure de sodium NaCl se dissout-il bien dans l'huile ? (1 pt)
- oui
- non
8.5.
Justifier la réponse précédente. (2 pts)

Correction

Interprétation de l'expérience
La règle électrisée attire les molécules d'eau : elles s'orientent parce qu'elles sont des dipôles électriques, donc des molécules polaires. L'huile n'est pas influencée : ses molécules sont apolaires.
Polarité de l'eau
$\Delta\mathrm{EN}(\ce{O-H}) = 3{,}5 - 2{,}1 = 1{,}4 < 1{,}7$ : liaisons covalentes polarisées, $\delta^-$ sur O, $\delta^+$ sur H. La molécule est coudée (l'oxygène porte deux doublets non liants). Le barycentre des charges $\delta^+$ ne coïncide pas avec celui des charges $\delta^-$ : la molécule est polaire.
Solubilité
Un solvant polaire (eau) dissout les substances polaires et ioniques ; un solvant apolaire (huile) dissout les substances apolaires. NaCl est ionique : il ne se dissout pas dans l'huile.

polaires ; l'eau est un dipôle coudé ; l'huile apolaire ; NaCl non soluble dans l'huile car ionique

Barème de cet exercice

8.1 : Molécules d'eau polaires (dipôles électriques) (1 point)
8.2 : Liaisons O–H polarisées : ΔEN = 1,4, δ⁻ sur O et δ⁺ sur H (1 point)
8.2 : Molécule coudée (2 doublets non liants sur O), schéma (1 point)
8.2 : Barycentres des charges δ⁺ et δ⁻ distincts : dipôle (1 point)
8.3 : Huile constituée de molécules apolaires (1 point)
8.3 : Les molécules apolaires ne s'orientent pas : pas de déviation (1 point)
8.4 : NaCl non soluble dans l'huile (1 point)
8.5 : NaCl est ionique ; l'huile est un solvant apolaire (1 point)
8.5 : Un solvant polaire seulement dissocie et hydrate les ions (1 point)

Exercice 9

Le chlorure de calcium est un sel utilisé pour déneiger les routes. Électronégativités : Ca 1,0 ; Cl 3,0. Masses atomiques du tableau périodique : Ca 40,08 ; Cl 35,45 (en g/mol). Pour chaque résultat numérique, détailler le calcul : grandeur cherchée, formule, application numérique, résultat et unité.

9.1.
Calculer la différence d'électronégativité entre le calcium et le chlore, puis donner le type de la liaison. (2 pts)
9.2.
Écrire la formule du chlorure de calcium. (1 pt)
9.3.
Expliquer la formation de ce composé à partir des atomes, à l'aide des schémas de Lewis. (3 pts)
9.4.
Écrire l'équation de dissociation du chlorure de calcium dans l'eau. (2 pts)
9.5.
On dissout 5,55 g de chlorure de calcium dans de l'eau pour obtenir 250 mL de solution. Calculer la quantité de chlorure de calcium dissoute. (2 pts)
9.6.
Calculer la concentration en ions calcium de la solution. (2 pts)
9.7.
Calculer la concentration en ions chlorure de la solution. (2 pts)

Correction

Type de liaison
$\Delta\mathrm{EN} = 3{,}0 - 1{,}0 = 2{,}0 \ge 1{,}7$ : liaison ionique.
Formule
Ca donne $\ce{Ca^2+}$ , Cl donne $\ce{Cl-}$ : $1 \times (2+) + 2 \times (1-) = 0$ , donc $\ce{CaCl2}$ .
Formation
Le calcium cède 2 électrons de valence ; chaque chlore en capte 1 et atteint l'octet. Les ions de charges opposées s'attirent et forment le cristal.
Dissociation
$\ce{CaCl2(s) -> Ca^2+(aq) + 2Cl-(aq)}$
Quantité de matière
Grandeur cherchée : $n$ . $M(\ce{CaCl2}) = 40{,}08 + 2 \times 35{,}45 = 110{,}98\ \mathrm{g/mol}$ . $n = \frac{m}{M} = \frac{5{,}55}{110{,}98} = 0{,}050\ \mathrm{mol}$ , soit $0{,}0500\ \mathrm{mol}$ .
Concentrations
$c(\ce{CaCl2}) = \frac{n}{V} = \frac{0{,}050}{0{,}250} = 0{,}200\ \mathrm{mol/L}$ . Une mole de $\ce{CaCl2}$ libère 1 mol de $\ce{Ca^2+}$ et 2 mol de $\ce{Cl-}$ : $[\ce{Ca^2+}] = 0{,}200\ \mathrm{mol/L}$ et $[\ce{Cl-}] = 2 \times 0{,}200 = 0{,}400\ \mathrm{mol/L}$ .

[Ca²⁺] = 0,200 mol/L ; [Cl⁻] = 0,400 mol/L

Barème de cet exercice

9.1 : Calcul de ΔEN = 2,0 (1 point)
9.1 : Liaison ionique justifiée par ΔEN ≥ 1,7 (1 point)
9.2 : Formule CaCl₂ (charges compensées) (1 point)
9.3 : Ca cède 2 électrons de valence : Ca²⁺ (1 point)
9.3 : Chaque Cl capte 1 électron (octet) : Cl⁻, il en faut 2 (1 point)
9.3 : Attraction entre ions de charges opposées : liaison ionique (1 point)
9.4 : Ca²⁺ et Cl⁻ à l'état aqueux (1 point)
9.4 : Équation pondérée (atomes et charges) (1 point)
9.5 : Masse molaire de CaCl₂ = 110,98 g/mol et formule n = m/M (1 point)
9.5 : Résultat n = 0,0500 mol avec l'unité (1 point)
9.6 : Formule c = n/V avec V = 0,250 L (1 point)
9.6 : [Ca²⁺] = 0,200 mol/L avec l'unité (1 point)
9.7 : Rapport 1 CaCl₂ pour 2 Cl⁻ (équation de dissociation) (1 point)
9.7 : [Cl⁻] = 0,400 mol/L avec l'unité (1 point)

Exercice 10

Le tétrachlorométhane (ou tétrachlorure de carbone), de formule $\ce{CCl4}$ , est un liquide incolore qui servait autrefois de solvant pour les graisses. Électronégativités du tableau périodique : C 2,5 ; Cl 3,0. Répondre aux questions suivantes.

10.1.
Représenter par un dessin la structure de Lewis du tétrachlorométhane, avec tous ses doublets. (3 pts)
10.2.
Les liaisons C–Cl sont : (1 pt)
- ioniques
- covalentes polarisées
- covalentes pures
10.3.
Quel atome porte la charge partielle négative dans chaque liaison C–Cl ? (1 pt)
- C
- Cl
10.4.
La configuration spatiale de la molécule est : (1 pt)
- linéaire
- coudée
- tétraédrique
10.5.
Trancher : la molécule est-elle polaire ou apolaire ? Argumenter, dessin à l'appui. (4 pts)
10.6.
Le tétrachlorométhane dissout bien les graisses (molécules apolaires). Est-il soluble dans l'eau ? (1 pt)
- oui, il est très soluble
- non, il est très peu soluble
10.7.
Justifier la réponse précédente. (2 pts)

Correction

Structure de Lewis
C (famille IVa) a 4 électrons célibataires ; Cl (famille VIIa) en a 1. Le carbone forme 4 liaisons simples avec 4 atomes de chlore. Chaque Cl garde 3 doublets non liants : octet pour chaque atome.
Liaisons
$\Delta\mathrm{EN} = 3{,}0 - 2{,}5 = 0{,}5 < 1{,}7$ et différente de 0 : covalentes polarisées ; $\delta^-$ sur Cl (plus électronégatif), $\delta^+$ sur C.
Géométrie et polarité
4 atomes liés à l'atome central, aucun doublet non liant : molécule tétraédrique. Les 4 liaisons polarisées sont disposées symétriquement : les barycentres des charges $\delta^+$ et $\delta^-$ coïncident (sur le carbone). La molécule est apolaire.
Solubilité
Un solvant polaire (l'eau) dissout très peu un soluté apolaire : $\ce{CCl4}$ est très peu soluble dans l'eau. Il dissout les graisses, elles aussi apolaires.

apolaire (tétraédrique) malgré des liaisons C–Cl polarisées ; très peu soluble dans l'eau

Barème de cet exercice

10.1 : Carbone central : 4 liaisons simples C–Cl, sans doublet non liant (1 point)
10.1 : 3 doublets non liants sur chaque chlore (1 point)
10.1 : Octet respecté pour chaque atome (1 point)
10.2 : Liaisons covalentes polarisées (ΔEN = 0,5) (1 point)
10.3 : δ⁻ sur Cl, plus électronégatif (1 point)
10.4 : Configuration tétraédrique (1 point)
10.5 : Molécule apolaire (1 point)
10.5 : Géométrie symétrique : les effets des 4 liaisons se compensent (1 point)
10.5 : Barycentres des charges δ⁺ et δ⁻ confondus (1 point)
10.5 : Dessin cohérent avec la justification (1 point)
10.6 : Très peu soluble dans l'eau (1 point)
10.7 : Soluté apolaire dans un solvant polaire (1 point)
10.7 : Un solvant polaire dissout très peu les solutés apolaires (1 point)

Programme et consignes

Les consignes dépendent du cycle. Vérifie celles de ton inscription ; les exemples officiels ne couvrent pas tout le programme.