Lewis et polarité : corrigé des exercices de physique première – PDF gratuit à télécharger et imprimer

1. Vrai : il est localisé sur un seul atome, contrairement au doublet liant partagé.
2. Vrai : C a 4 électrons de valence et en a 4 à gagner pour l’octet.
3. Faux : la molécule est linéaire et les deux moments dipolaires C=O sont opposés, leur somme est nulle ; CO₂ est apolaire.
4. Vrai : la charge du noyau augmente et les électrons de valence sont de plus en plus attirés.
5. Vrai : O a 6 électrons de valence, soit 4 doublets : 2 liants (vers H) et 2 non liants.

1. H : 1s¹ ; C : 1s² 2s² 2p² ; N : 1s² 2s² 2p³ ; O : 1s² 2s² 2p⁴ ; F : 1s² 2s² 2p⁵ ; Cl : (K)²(L)⁸(M)⁷.
2. Électrons de valence : H 1 ; C 4 ; N 5 ; O 6 ; F 7 ; Cl 7.
3. Liaisons : H 1 (duet : 2 − 1) ; C 4 (8 − 4) ; N 3 (8 − 5) ; O 2 (8 − 6) ; F 1 (8 − 7) ; Cl 1 (8 − 7). H : 1 ; C : 4 ; N : 3 ; O : 2 ; F et Cl : 1.

• Na (1s² 2s² 2p⁶ 3s¹) perd 1 électron : Na⁺ (1s² 2s² 2p⁶), structure du néon.
• Mg (… 3s²) perd 2 électrons : Mg²⁺ (1s² 2s² 2p⁶), structure du néon.
• O (1s² 2s² 2p⁴) gagne 2 électrons : O²⁻ (1s² 2s² 2p⁶), structure du néon.
• Cl (… 3s² 3p⁵) gagne 1 électron : Cl⁻ (… 3s² 3p⁶), structure de l’argon.

• H₂ : 2 électrons, 1 doublet : H–H (1 liant, 0 non liant).
• Cl₂ : 14 électrons, 7 doublets : 1 liant et 6 non liants (3 sur chaque Cl).
• HCl : 1 + 7 = 8 électrons, 4 doublets : 1 liant H–Cl et 3 non liants sur Cl.
• F₂ : 14 électrons, 7 doublets : 1 liant et 6 non liants (3 sur chaque F).

• H₂O : 2 × 1 + 6 = 8 électrons, 4 doublets : O–H deux fois (2 liants) et 2 doublets non liants sur O.
• NH₃ : 5 + 3 × 1 = 8 électrons, 4 doublets : 3 liaisons N–H et 1 doublet non liant sur N.

1. 4 + 2 × 1 + 6 = 12 électrons, soit 6 doublets.
2. C est lié à 2 H (2 doublets) et à O par une liaison double (2 doublets) : 4 doublets liants. Les 2 doublets restants sont placés sur O : H₂C=Ö avec 2 doublets non liants sur O.
3. C : deux liaisons simples et une liaison double, soit 4 liaisons et 8 électrons autour de C ; O : 2 liaisons + 2 doublets non liants = 8 électrons ; chaque H : 1 liaison, duet. Les règles sont respectées.

• N₂ : 10 électrons, 5 doublets : N≡N (triple, 3 doublets liants) et 1 doublet non liant sur chaque N.
• HCN : 1 + 4 + 5 = 10 électrons, 5 doublets : H–C (simple), C≡N (triple) et 1 doublet non liant sur N. C a 4 liaisons, N en a 3 + 1 non liant.
• C₂H₄ : 2 × 4 + 4 = 12 électrons, 6 doublets : 4 liaisons C–H simples et une liaison double C=C ; aucun doublet non liant.

• NH₄⁺ : 5 + 4 − 1 = 8 électrons, 4 doublets, tous liants : N–H quatre fois. Géométrie tétraédrique (4 directions, comme CH₄).
• HO⁻ : 6 + 1 + 1 = 8 électrons, 4 doublets : 1 liant O–H et 3 non liants sur O.
• H₃O⁺ : 6 + 3 − 1 = 8 électrons, 4 doublets : 3 liants et 1 non liant sur O. Géométrie pyramidale (comme NH₃).

1. 5 + 3 × 7 = 26 électrons, soit 13 doublets.
2. 3 doublets sont liants (3 liaisons N–F), donc 10 doublets non liants : 1 sur N et 3 sur chacun des 3 atomes F (1 + 9 = 10). Chaque atome a alors 8 électrons autour de lui.
3. N a 3 liaisons et 1 doublet non liant : la géométrie est pyramidale à base triangulaire (comme NH₃).

• CH₄ : 4 directions (4 liaisons) → tétraédrique, 109,5°.
• NH₃ : 4 directions (3 liaisons + 1 doublet non liant) → pyramidale, ≈ 107°.
• H₂O : 4 directions (2 liaisons + 2 doublets non liants) → coudée, ≈ 104,5°.
• CO₂ : 2 directions (deux doubles liaisons) → linéaire, 180°.
• CH₂O : 3 directions (2 C–H, C=O) → plane triangulaire, ≈ 120°.

1. CH₄ : 4 liants, 0 non liant. NH₃ : 3 liants, 1 non liant. H₂O : 2 liants, 2 non liants.
2. Plus il y a de doublets non liants, plus l’angle H–X–H est petit : 109,5° (0), 107° (1), 104,5° (2).
3. Un doublet non liant est localisé sur un seul atome : il occupe plus d’espace autour de l’atome central et repousse plus fortement les doublets liants voisins que ceux-ci ne se repoussent entre eux. Les liaisons sont rapprochées et l’angle diminue.

1. χ augmente régulièrement de 0,98 (Li) à 3,98 (F) lorsqu’on se déplace vers la droite dans la période.
2. Dans la colonne, quand Z augmente (on descend), χ diminue : 3,98 → 3,16 → 2,96 → 2,66.
3. Ordre croissant : Na (0,93) < N (3,04) < Cl (3,16) < O (3,44) < F (3,98).

1. Δχ : C–H : 2,55 − 2,20 = 0,35 ; O–H : 3,44 − 2,20 = 1,24 ; C–O : 3,44 − 2,55 = 0,89 ; C–Cl : 3,16 − 2,55 = 0,61 ; N–H : 3,04 − 2,20 = 0,84 ; C–C : 0.
2. Polarisées (Δχ ≥ 0,4) : O–H, C–O, C–Cl, N–H. Apolaires : C–H (0,35 < 0,4) et C–C.
3. O^δ−–H^δ+ ; C^δ+–O^δ− ; C^δ+–Cl^δ− ; N^δ−–H^δ+ (l’atome le plus électronégatif porte δ−).

1. Δχ(HF) = 3,98 − 2,20 = 1,78 ; Δχ(HCl) = 3,16 − 2,20 = 0,96 ; Δχ(HBr) = 2,96 − 2,20 = 0,76 ; Δχ(HI) = 2,66 − 2,20 = 0,46. Ces valeurs correspondent aux abscisses des points.
2. Les points sont presque alignés : μ augmente avec Δχ, de façon à peu près proportionnelle.
3. Pour HF : μ ÷ Δχ = 1,82 ÷ 1,78 = 1,02 D par unité d’électronégativité. Pour Δχ = 1,2 : μ ≈ 1,02 × 1,2 ≈ 1,2 D.

• CO₂ apolaire : linéaire, deux moments C=O opposés de même norme, somme nulle.
• H₂O polaire : coudée, les deux moments O–H ne se compensent pas.
• CH₄ apolaire : liaisons C–H très peu polarisées et tétraèdre régulier.
• NH₃ polaire : pyramidale, les trois moments N–H ont une somme non nulle dirigée vers N.
• CCl₄ apolaire : les quatre liaisons C–Cl sont polarisées mais le tétraèdre est régulier : la somme des moments est nulle.
• CH₃Cl polaire : la liaison C–Cl polarisée n’est compensée par aucune autre liaison polarisée.
• HCl polaire : molécule diatomique avec une liaison polarisée.

1. La molécule d’eau est polaire : elle possède un côté δ− (autour de O) et un côté δ+ (côté des H). La règle chargée oriente les molécules et attire plus fortement le côté de charge opposée à la sienne : le filet est attiré.
2. Si la règle est négative, les molécules d’eau se tournent avec leur côté δ+ vers la règle ; si elle est positive, c’est le côté δ−. Dans les deux cas, le côté de charge opposée est plus proche et l’attraction l’emporte sur la répulsion : attraction dans les deux cas.
3. Éthanol : molécule polaire (liaison O–H très polarisée) donc filet dévié. CCl₄ : molécule apolaire, donc filet non dévié.

1. CH₂Cl₂ : 4 + 2 × 1 + 2 × 7 = 20 électrons, 10 doublets : 4 liants (C–H, C–H, C–Cl, C–Cl) et 6 non liants (3 sur chaque Cl).
2. L’atome de carbone a 4 doublets liants : géométrie tétraédrique (légèrement déformée si les atomes liés sont différents).
3. CCl₄ est apolaire (tétraèdre régulier, liaisons identiques). CHCl₃ et CH₂Cl₂ sont polaires : les liaisons C–Cl sont polarisées et la substitution d’au moins un Cl par H rompt la symétrie, donc la somme des moments n’est pas nulle.

1. 2 × 4 + 2 × 1 + 2 × 7 = 24 électrons, 12 doublets : 6 liants (1 liaison double C=C compte 2 doublets, plus 2 C–H et 2 C–Cl) et 6 non liants (3 sur chaque Cl). Total 6 + 6 = 12 : cohérent.
2. Dans A, les deux Cl sont du même côté : les moments des liaisons C–Cl s’additionnent en partie et la somme est non nulle, donc μ = 1,9 D. Dans B, les deux liaisons C–Cl sont de part et d’autre, les moments sont opposés et se compensent : μ = 0 D (molécule apolaire).

1. 2 × 4 + 6 × 1 + 6 = 20 électrons, 10 doublets : 8 liants (C–C, 5 C–H, C–O, O–H) et 2 non liants sur O.
2. Chaque C a 4 liaisons simples : tétraédrique. L’oxygène a 2 liaisons et 2 doublets non liants : coudée (angle voisin de 104,5°).
3. Les liaisons O–H (Δχ = 1,24) et C–O (Δχ = 0,89) sont polarisées ; C–H et C–C ne le sont pas. Ces moments ne se compensent pas en raison de la forme coudée autour de O : l’éthanol est polaire.

Schéma de Lewis : 4 + 6 + 6 = 16 électrons, soit 8 doublets. Deux liaisons doubles O=C=S (4 doublets liants) et 2 doublets non liants sur O et 2 sur S (4 doublets) : total 8, chaque atome respecte l’octet. La géométrie est linéaire (2 directions autour de C, comme CO₂).

Polarité des liaisons : Δχ(C–O) = 3,44 − 2,55 = 0,89 : liaison polarisée, moment dirigé vers O. Δχ(C–S) = 2,58 − 2,55 = 0,03 : liaison pratiquement apolaire, moment quasi nul. Dans CO₂, deux moments égaux et opposés se compensent ; dans COS, le moment de la liaison C=O n’est pas compensé par celui de C=S (presque nul). La molécule COS est donc polaire, malgré sa forme linéaire : l’affirmation de l’élève est fausse, la géométrie seule ne suffit pas, il faut aussi que les liaisons soient identiques.