1Spé – Chap 5 : De la structure à la polarité d’une entité

Prérequis : Pour tous les exercices, on saura utiliser le tableau périodique pour déterminer le nombre d’électrons d’un élément.

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Rappel de classe de seconde

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I Revoir le chapitre de seconde « Les molécules ».

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Vous trouverez ce chapitre dans « tube a essai.fr » > niveau « Seconde » > « Première partie » > Chapitre C4 : Les molécules.

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II Schéma de Lewis de quelques molécules.

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 Le cours de première

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I La géométrie des molécules

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1° La molécule de Dihydrogène : H2

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1.1° Le schéma de Lewis :

1.2° Le modèle moléculaire :

1.3° Conclusion : La forme de la molécule

C’est une molécule linéaire

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2° Le méthane : CH4

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2.1° Le schéma de Lewis :

2.2° La géométrie dans l’espace


Interprétation : Les 4 H se trouve aux 4 sommets d’une pyramide. Le carbone est au centre du tétraèdre.

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2.3° La géométrie de la molécule

Cette molécule a une géométrie tétraédrique.

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2.4° La représentation dite « de Cram » pour les molécules tétraédriques :

Exemple du méthane :

Remarque :

La représentation de Cram est parfois simplifiée. On trouvera ainsi les 2 représentations suivantes :

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3° La répartition dans l’espace ou théorie VSEPR.

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3°1° Manipulation de l’animation

Utiliser directement l’animation dans la fenêtre ci-dessous pour visualiser et manipuler les angles de la molécule de CH4

Choisir la partie « Molécules réelles ».

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3.2° Interprétation pour CH4 :

La théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Répulsion) est basée sur les forces de répulsion subies par les liaisons (= charges de même signes).

 

  • Les 4 liaisons sont des paires électroniques négatives. Elles se repoussent au maximum dans l’espace.
  • La figure de répulsion maximale est obtenue lorsque les 3 paires sont réparties aux 3 sommets d’une pyramide. On obtient donc une géométrie tétraédrique.
  • Le carbone central est dit tétragonal.

Remarque : Lorsque les liaisons sont toutes identiques, les angles entres les liaisons dans un tétraèdre vaut environ 109,5° (valeur exacte : 109°28′).

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4° L’ammoniac : NH3

4.1° Le schéma de Lewis :

4.2° La représentation dans l’espace :

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Interprétation :

La totalité d’un nuage électronique (doublet non-liant compris) fait apparaitre 4 liaisons. La répulsion entre ces liaisons aboutie à une structure tétraédrique.

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4.3° La géométrie de la molécule

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La molécule a une géométrie de pyramide aplatie.

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5° La molécule d’eau

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5.1° Le schéma de Lewis

5.2° La représentation dans l’espace :

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Interprétation :

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La totalité d’un nuage électronique (doublet non-liant compris) fait apparaitre 4 liaisons. La répulsion entre ces liaisons aboutie à une structure tétraédrique.

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5.3° : La géométrie de la molécule

La molécule est dite « coudée ».

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6° Le méthanal CH2O

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6.1° Le schéma de Lewis :

6.2° Les liaisons tétraédriques dans l’espace

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Interprétation :

Les liaisons C–O se placent en avant et en arrière du plan de la figure. Elles vont former 2 « ponts ». Après ces 2 ponts, l’atome d’oxygène va se retrouver dans le plan de la figure. Les 4 atomes sont dans un même plan.

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6.3° La géométrie de la double liaison

Les 2 liaisons entre C et O forment 2 « ponts » qui verrouillent la rotation autour de l’axe C=O. C’est une double liaison.

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6.4° Modèle moléculaire :

Une vision dans l’espace :

Ou plus simplement pour un dessin :

6.5° La géométrie de la molécule

La molécule est plane et triangulaire

Le carbone central est dit trigonal.

Les 3 liaisons partent en étoile.

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Justification de la géométrie de la molécule :

  • Les 3 liaisons sont des paires électroniques négatives. Elles se repoussent au maximum dans l’espace.
  • La figure de répulsion maximale est obtenue lorsque les 3 paires sont réparties aux 3 sommets d’un triangle. On obtient donc une géométrie en étoile autour du carbone central.
  • Le carbone central est dit trigonal. Lorsque les liaisons sont toutes identiques, les angles entres les liaisons vaut 120°.

Remarque :

Dans ce cas, la liaison double C=O portant une charge plus importante que les 2 autres, elle repoussera les 2 autres et fermera un peu l’angle de 120 °

 

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7° Le dioxyde de carbone : CO2

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7.1° Le schéma de Lewis :

7.2° La représentation dans l’espace :

On visualise ci-dessus l’enchainement des 2 doubles liaisons

7.3° Le modèle moléculaire

Dans l’espace ci-dessous :

Le modèle moléculaire simplifié (pour un dessin) ci-dessous :

7.4° La géométrie de la molécule

C’est une molécule linéaire.

Justification de la géométrie de la molécule :

  • Les 2 liaisons sont des paires électroniques négatives. Elles se repoussent au maximum dans l’espace.
  • La figure de répulsion maximale est obtenue lorsque les 2 paires sont à 180° l’une de l’autre. On obtient donc une géométrie linéaire.

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8° L’éthanal C2H4O

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8.1° Le schéma de Lewis :

8.2° La représentation dans l’espace (en vidéo) :

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Interprétation :

La molécule possède un carbone tétraédrique et un carbone trigonal.

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8.3° La géométrie de la molécule

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La géométrie est donc une étoile (ou un triangle) imbriqué dans un tétraèdre.

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II Schéma de Lewis des ANIONS – Charge formelle.

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1° Exemple de l’ion Chlorure Cℓ

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1.1° Notation de l’ion Cℓ

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L’ion Cℓ est issu de l’atome de Chlore Cℓ qui a gagné (ou récupéré) un électron. Il possède une couche de valence M saturée avec 8 électrons. La règle de l’octet est satisfaite. Il est stable.

1.2° Intégration de l’électron dans la couche de valence

On ajoute un signe « – » à côté du schéma de Lewis de Cℓ. Ce signe correspond à la charge de l’électron supplémentaire acquis par l’atome.

L’électron va participer au nuage électronique. Il va être y représenté par un point (ou ici un demi-doublet en bleu).

(#) : La présence de l’électron est déjà notifiée sur le schéma de Lewis par le demi tiret bleu. Cette indication est là pour rappeler la charge portée par l’ion : On parle alors de « charge formelle« . Elle est notée dans un rond.

Définition : Une charge formelle est la charge affectée à un atome dans un molécule, en admettant que électrons de lien sont équitablement partagé entre les atomes indépendamment de leur électronégativité.

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1.3° Schéma de Lewis de l’ion

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2° L’ion oxyde O2–

De la même façon, on construit le schéma de Lewis de l’ion oxyde O2– avec ses doublets et sa charge formelle :

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Conclusion : L’ion O2– possède une couche de valence saturée avec 8 électrons. La règle de l’octet est satisfaite. Il est stable. Sa charge est rappelée par la charge formelle.

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3° L’ion hydroxyde HO

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3.1° Notation de l’ion hydroxyde HO

La charge est portée par l’ensemble. On peut aussi noter l’ion : [HO]

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3.2° Schéma de Lewis de l’ion HO

(#) : Car la présence de l’électron est déjà notifiée sur le schéma de Lewis par le demi tiret (ici en bleu).

Remarque : La charge formelle est placée sur l’atome le plus électronégatif : L’oxygène.

Conclusion : Chacun des atomes vérifient une règle stabilité. L’ion OH est stable.

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4° Schémas de Lewis issus des ions polyatomiques – Exemple du schéma de Lewis de l’ion O.

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On peut scinder le schéma de Lewis précédemment établi pour l’ion OH-, et en isoler le schéma de Lewis de l’ion O.

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Il en résulte un schéma de Lewis pour l’ion O et qui peut servir pour construire un autre ion que HO et qui contient O.

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III Schéma de Lewis des CATIONS – Lacune électronique

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Prérequis : L’ion Na+ est issu de l’atome de sodium qui a perdu un électron. Il possède une couche de valence L saturée avec 8 électrons. La règle de l’octet est satisfaite. Il est stable.

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1° L’ion Sodium Na+

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1.1° Notation de l’ion Na+

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L’ion Na+ est issu de l’atome de sodium Na qui a perdu un électron. Il possède une couche de valence M saturée avec 8 électrons. La règle de l’octet est satisfaite. Il est stable.

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1.2° Intégration de l’électron dans la couche de valence

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On ajoute un signe « + » à côté du schéma de Lewis de Na. Ce signe correspond à la charge de l’électron perdu par l’atome.

L’absence de l’électron va modifier le nuage électronique. Cette absence va y être figurée par une case vide (ici en bleu).

(#) : L’absence de l’électron est déjà notifiée sur le schéma de Lewis par la case vide. Cette indication est là pour rappeler la charge portée par l’ion : On parle de « charge formelle ». Elle est notée dans un cercle.

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1.3° Schéma de Lewis de l’ion

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La case vide s’appelle une « lacune électronique »

Définition : Une lacune électronique correspond à l’absence d’une paire électronique dans le schéma de Lewis.

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1.4° Un schéma de Lewis alternatif pour l’ion sodium Na+

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On peut aussi représenter un autre schéma de Lewis pour l’ion Na+ :

La seconde représentation, quoique moins utilisée, rend mieux compte visuellement de la stabilité de l’ion Na+.

Remarque : les 2 schémas de Lewis sont acceptés.

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2° L’ion hydrogène H+

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De la même façon, on construit le schéma de Lewis de l’ion hydrogène H+ et représenter sa lacune électronique par un rectangle vide.

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Conclusion : L’ion H+ ne possède pas de couche de valence saturée. Il est instable (et quasiment introuvable dans la nature. On trouve plutôt H3O+).

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3° L’ion oxonium H3O+

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3.1° Formation de H3O à partir des atomes

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3.2° Notation de L’ion H3O+

On construit l’ion H3O+ par perte d’1 électron.

La charge + est portée par l’ensemble. On peut aussi noter l’ion : [H3O]+

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3.3° Environnement électronique pour L’ion H3O+

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L’ion porte une charge +. L’absence de l’électron va modifier le nuage électronique. La charge + de l’ion va donc se traduire dans le schéma de Lewis par l’apparition d’une lacune électronique (ici en bleu) et par l’ajout d’une charge formelle (dans un rond).

Mais cette lacune électronique correspond à un électron supplémentaire (qui à été arraché) qui se placerait sur la couche M. La couche M n’est pas la couche externe. Or le schéma de Lewis ne fait apparaître que la couche de valence (= couche externe). Elle ne devra donc pas apparaitre dans le schéma de Lewis.

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3.4° Schéma de Lewis de L’ion H3O+

La charge formelle est placée sur l’atome central. On aboutit ainsi au schéma de Lewis suivant :

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On remarque la structure géométrique des 3 liaisons et du doublet non-liant qui vont donc aboutir à une géométrie tétraédrique.

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4° Schémas de Lewis issus des ions polyatomiques – Exemple de l’ion O+.

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On peut scinder le schéma de Lewis de l’ion H3O+ pour en isoler le schéma de Lewis de l’ion O+.

Il en résulte un schéma utilisable pour construire un autre ion que H3O+ et qui contient O+.

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IV La polarité de certaines molécules

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1° Comportement de la molécule d’eau dans un champ électrostatique

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1.1° L’expérience

Visionner la vidéo ci-dessous pour observer l’attraction électrostatique subie par l’eau.

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1.2° Observation et conséquence

On observe l’attraction électrostatique de la molécule d’eau.

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1.3° Interprétation microscopique

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Cette attraction démontre bien que la molécule d’eau possède des charges électriques positive d’un côté et négative de l’autre.

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1.4° Charges apparentes sur la molécule d’eau

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Sur le schéma précédent, l’interprétation du positionnement des charges amène à la répartition suivante sur la molécule d’eau :

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Il y a donc une charge petite charge notée δ+ sur chacun des hydrogènes et, par conséquence de la neutralité globale, une charge double notée 2δ- sur l’oxygène.

On dit que la molécule est « polarisée ».

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2° Polarité de molécule de chlorure d’hydrogène : HCl

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2.1° La répartition des charges

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2.2° Interprétation de l’inégalité de la répartition

Lorsqu’on observe la répartition statistique des électrons dans cette molécule, il apparaît que l’électron unique de l’hydrogène est bien souvent capté dans le nuage électronique des 17 électrons du Chlore où il trouve aussi parfaitement sa place. Son noyau se retrouve statistiquement sans électron dans son voisinage ce qui crée l’apparition d’une charge partielle δ+ de son côté. Pour des raisons de neutralité, il apparaît donc une charge δ- du côté du chlore.

Remarque : la valeur de δ n’est pas nécessairement connue. On sait qu’elle est comprise entre 0 et 1×e (avec e = charge élémentaire)

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2.3° Définition de l’électronégativité

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Énoncé : L’électronégativité est une grandeur qui mesure la capacité d’un atome à attirer à lui des électrons.

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3. Cas des liaisons H-O dans la molécule d’eau

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Comme dans la molécule précédente, l’électronégativité de l’oxygène est supérieure à celle de l’hydrogène. Il en résulte une polarisation de la liaison OH.

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On peut représenter cette polarisation par un vecteur « moment dipolaire » P orienté du + vers le – (voir dessin).

(#)Règle d’orientation de P : Le vecteur moment dipolaire P est orienté du + vers le -.

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4° Polarisation résultante pour la molécule d’eau

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La somme des 2 vecteurs polarisations P1 et P2 de chaque liaison fait apparaître une polarisation médiane Ptotale = P1 + P2 pour l’ensemble de la molécule. On dit que la molécule d’eau est polarisée.

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V L’échelle d’électronégativité de Pauling

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1° Évolution générale de l’électronégativité dans le tableau périodique

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On remarquera les règles suivantes :

Règle d’électronégativité dans une même ligne du tableau périodique : L’électronégativité dans une même période augmente quand le numéro atomique augmente (sauf pour hydrogène).

Règle d’électronégativité dans une même colonne du tableau : L’électronégativité dans une même famille augmente quand le numéro atomique augmente (sauf pour Ba et Tl).

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2° Valeurs numériques de l’électronégativité (sans unité)

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On notera l’électronégativité avec la lettre

 

Voir doc 4 – p 103 dans votre livre.

On notera par exemple : C = 2,5 (sans unité)

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3° Critère numérique pour qu’une liaison soit polarisée.

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Sauf indication contraire, on admettra la règle suivante(#) :

Une liaison est polarisée à si la différence d’électronégativité entre les atomes est supérieure à 0,35.

(#) : Cette valeur peut être remise en cause selon les familles d’atomes concernées.

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VI Molécules polaires ou apolaires ?

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1° Exemple du dioxyde de carbone CO2

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Données des électronégativités des atomes : C = 2,5 et O = 3,4

L’oxygène est donc plus électronégatif que le carbone. Les électrons sont en partie plus attirés par l’oxygène que par le carbone. Il en résulte une charge δ- sur chaque oxygène et une charge 2δ+ sur le carbone.

La différence d’électronégativité entre C et O est supérieure à 0,35.

Les 2 liaisons C-O sont donc polarisées. Le vecteur moment dipolaire de chaque liaison est orienté de O vers C(#)

(#)Règle d’orientation de P (bis) : Le vecteur moment dipolaire est orienté du plus électronégatif vers le moins électronégatif.

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On peut donc représenter la polarisation sur chaque liaison C-O par un vecteur P orienté de O vers C (voir schéma ci-dessous) : 

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Construction de la résultante de polarisation :

Les 2 vecteurs polarisations P1 et P2 des liaisons CO sont égales et opposées :

Leur somme géométrique est nulle. Son moment dipolaire global est nul. La molécule de CO2 est donc apolaire.

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2° Exemple de l’éthanol C2H6O

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Données : C = 2,5 ; O = 3,4 et H = 2,2

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Aucune des liaisons C-H n’est polarisé du fait de la trop faible différence d’électronégativité entre C et H.

La différence d’électronégativité entre C et O est supérieure à 0,35 et la différence d’électronégativité entre H et O est supérieure à 0,35

La liaison O-H est donc polarisée. Le vecteur moment dipolaire de la liaison est orienté de O vers H.

La liaison O-C est donc polarisée. Le vecteur moment dipolaire de la liaison est orienté de O vers C.

Construction de la résultante de polarisation :

Leur somme géométrique n’est pas nulle. La résultante de polarisation n’est pas nulle. Le moment dipolaire global n’est pas nul.

Conclusion :

L’éthanol est polaire ou la molécule est polarisée.

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Conséquence sur la miscibilité de l’éthanol dans l’eau :

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L’eau et l’éthanol sont donc miscibles (en toutes proportions) car ce sont 2 composés polaires. Les 2 molécules établissent une liaison particulière entre elles, appelée « liaison hydrogène ».

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3° Exemples à étudier

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Utiliser la logique utilisée dans les exemples précédents pour étudier les molécules suivantes.

3.1° L’ammoniac NH3

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Données : N = 3,0 et H = 2,2

La différence d’électronégativité entre H et N est supérieure à 0,35.

Les 3 liaisons N-H sont donc polarisées. Le vecteur moment dipolaire de chaque liaison est orienté de H vers N.

Construction de la résultante de polarisation :

Leur somme géométrique n’est pas nulle. La résultante de polarisation n’est pas nulle. La molécule est donc polarisée.

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3.2° Exemple du tétrachlorométhane CCl4

Données : C = 2,5 et Cl = 3,1

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La différence d’électronégativité entre C et Cl est supérieure à 0,35.

Les 4 liaisons C-Cl sont donc polarisées. Le vecteur moment dipolaire de chaque liaison est orienté de C vers Cl.

Construction de la résultante de polarisation :

Leur somme géométrique est nulle. La résultante de polarisation est nulle. La molécule n’est donc pas polarisée.

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3.3° Le trichlorométhane CHCℓ3

Données : C = 2,5 ; Cℓ = 3,1 et H = 2,2

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La liaison C-H n’est pas polarisée car la différence d’électronégativité entre C et H est inférieure à 0,35.

La différence d’électronégativité entre C et Cℓ est supérieure à 0,35.

Les 3 liaisons C-Cℓ sont donc polarisées. Le vecteur moment dipolaire de chaque liaison est orienté de C vers Cℓ.

Construction de la résultante de polarisation :

Leur somme géométrique n’est pas nulle. La résultante de polarisation n’est pas nulle. La molécule est donc polarisée.

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3.4° Exemple de du cyclohexane C6H12

Données : C = 2,5 et H = 2,2

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Aucune des liaisons C-H n’est polarisé du fait de la trop faible différence d’électronégativité entre C et H. La molécule n’est donc pas polarisée.

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3.5° Exemple de l’acétone C3H6O

Données : C = 2,5 ; O = 3,4 et H = 2,2

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Aucune des liaisons C-H n’est polarisée mais la liaison C=O est polarisée car la différence d’électronégativité entre C et O est supérieure à 0,35.

Le vecteur moment dipolaire de la liaison C=O est orienté de O vers C.

Construction de la résultante de polarisation :

La résultante de polarisation n’est pas nulle. La molécule est donc polarisée.

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VII La polarité des molécules illustrée sur une animation.

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Utiliser directement l’animation proposée dans la fenêtre ci-dessous pour visualiser des exemples de molécules polarisées.

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 Exercices possibles

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Indication : Pour tous les exercices, utiliser le tableau périodique pour déterminer le nombre d’électrons de valence d’un élément. Si nécessaire, on donnera aussi les valeurs numériques des électronégativité (Voir doc 4 – p 103 dans votre livre).

Les exercices avec un « Hashtag » (#) donne lieu à un commentaire ci-après à ne pas négliger. Les exercices avec étoile (*image) ou (*vidéo) ont un fichier image imprimable à télécharger, ou une vidéo, accessible en cliquant sur le numéro de l’exercice.

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Exercices de remise à niveau seconde : Structures électroniques

Énoncé : Donner la structure électronique en couches (K, L, M…) puis en sous couches (1S,2s,2p…) pour les éléments C, N, O et H.

Exercices d’application directes p 106 et suivantes : Ex 22 – Ex 28 – Ex 29(#)

(#)Ex 29 : Pour complexifier l’exercice, on va considérer que la valeur limite de différence d’électronégativité pour qu’une liaison soit considérée comme polarisée est dans cet exercice de 0,29.

Entrainez-vous, leurs corrigés sont déjà accessibles dans la partie « Corrigés des exercices » au bas de cette page.

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Exercices d’approfondissement p 105 et suivantes (dans l’ordre) : n° 24, puis n° 40(*vidéo), puis n°23, puis n°41(#indication)

41(#indication) : On pourra concevoir l’ozone en partant des schémas de Lewis des ions oxygènes issus des structures des ions H3O+ et OH et en établissant les mêmes types de liaisons mais entre oxygènes.

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Exercices identiques aux ex résolus p 108 et 109 : n°36 et n° 38.

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 Bilan

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Cliquer sur le lien suivant pour accéder à « L’essentiel du chapitre »

Cliquer sur le lien suivant pour accéder à une Synthèse des activités du chapitre.

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 Corrigés des exercices

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Cliquez sur les liens suivants pour accéder à leurs corrigés.

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Corrigé de l’exercice de remise à niveau seconde : 

Lien pour accéder à la « Rédaction de l’ex « Structures électroniques » »

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Corrigés des exercices d’application directes :

Lien pour accéder à la « Rédaction de l’exercice 22 »

Lien pour accéder à la « Rédaction de l’exercice 28 »

Lien pour accéder à la « Rédaction de l’exercice 29 »

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Indication : Les liens suivants ne sont actifs que lorsque le chapitre ou une partie de chapitre est terminé.

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