Feuille d'entraînement : Liaisons, Lewis, VSEPR et interactions intermoléculaires

Corrigés

1. Exercice 1CentraleSupélec Physique-Chimie 1 PSI 2022, Q7

   1. Formules de Lewis équivalentes

   Chaque atome d'oxygène (Z=8) possède 6 électrons de valence. La molécule d'ozone \mathrm{O}_3 comporte donc au total :

   n_v = 3 \times 6 = 18\text{ électrons de valence, soit 9 doublets.}

   Dans une structure non cyclique, l'atome d'oxygène central est lié aux deux oxygènes terminaux. Pour que chaque atome d'oxygène vérifie la règle de l'octet, il faut une liaison double avec l'un des oxygènes terminaux et une liaison simple avec l'autre :

   • l'atome central possède un doublet non liant, une liaison double et une liaison simple (soit 4 paires d'électrons, octet respecté). Sa charge formelle est :

     q = 6 - 2 - 3 = +1\text{ ;}

   • l'atome d'oxygène doublement lié possède 2 doublets non liants. Sa charge formelle est :

     q = 6 - 4 - 2 = 0\text{ ;}

   • l'atome d'oxygène simplement lié possède 3 doublets non liants. Sa charge formelle est :

     q = 6 - 6 - 1 = -1.

   Par délocalisation des électrons \pi et des doublets non liants, on obtient deux formules mésomères limites équivalentes :

   \boxed{\overline{\underline{\mathrm{O}}}=\overset{\oplus}{\overline{\mathrm{O}}}-\underline{\overline{\mathrm{O}}}^{\ominus} \quad \longleftrightarrow \quad {}^{\ominus}\underline{\overline{\mathrm{O}}}-\overset{\oplus}{\overline{\mathrm{O}}}=\overline{\underline{\mathrm{O}}}}

   2. Géométrie de la molécule d'ozone

   Pour déterminer la géométrie, on applique la théorie VSEPR (Gillespie) à l'atome d'oxygène central :

   • l'atome central est entouré de deux atomes d'oxygène (chacun comptant pour un ligand) et porte un doublet non liant ;
   • la molécule est donc du type \mathrm{AX}_2\mathrm{E}_1.

   La figure de répulsion associée est trigonale plane. La géométrie moléculaire (disposition des atomes uniquement) est donc coudée (ou angulaire).

   \boxed{\text{La molécule d'ozone adopte une géométrie coudée (type VSEPR }\mathrm{AX}_2\mathrm{E}_1\text{).}}

   L'angle de liaison \widehat{\mathrm{O-O-O}} attendu pour une disposition trigonale plane idéale est de 120^\circ. En raison de l'encombrement stérique supérieur du doublet non liant par rapport aux doublets liants, l'angle réel est légèrement inférieur à 120^\circ (valeur expérimentale : 116,8^\circ).

   Résultat

   $$\overline{\underline{\mathrm{O}}}=\stackrel{\oplus }{\overline{\mathrm{O}}}-{\underline{\overline{\mathrm{O}}}}^{\ominus }⟷{}^{\ominus }\underline{\overline{\mathrm{O}}}-\stackrel{\oplus }{\overline{\mathrm{O}}}=\overline{\underline{\mathrm{O}}}$$

   $$\text{La moleˊcule d’ozone adopte une geˊomeˊtrie coudeˊe (type VSEPR }{\mathrm{AX}}_2{\mathrm{E}}_1\text{).}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

2. Exercice 2E3A Physique-Chimie PSI 2025, Q36

   L'énoncé précise que dans ces structures, la valence du titane est identique à celle du carbone : le titane est donc tétravalent et apporte 4 électrons de valence (en accord avec sa configuration électronique [\mathrm{Ar}]\,3d^2\,4s^2).

   1. Schéma de Lewis de \mathrm{TiCl}_4 :

   • Le titane (\mathrm{Ti}) apporte 4 électrons de valence.
   • Chaque atome de chlore (\mathrm{Cl}, halogène de la colonne 17) apporte 7 électrons de valence.

   • Nombre total d'électrons de valence :

     N_e = 4 + 4 \times 7 = 32\text{ électrons, soit } 16\text{ doublets}.
   • Le titane central forme 4 liaisons simples covalentes avec les quatre atomes de chlore.
   • Chaque atome de chlore s'entoure de 3 doublets non liants pour satisfaire la règle de l'octet.

   2. Schéma de Lewis de \mathrm{TiO}_2 :

   • Le titane (\mathrm{Ti}) apporte 4 électrons de valence.
   • Chaque atome d'oxygène (\mathrm{O}, chalcogène de la colonne 16) apporte 6 électrons de valence.

   • Nombre total d'électrons de valence :

     N_e = 4 + 2 \times 6 = 16\text{ électrons, soit } 8\text{ doublets}.
   • Par analogie directe avec le dioxyde de carbone \mathrm{CO}_2, le titane central engage deux doubles liaisons avec les deux atomes d'oxygène.
   • Chaque atome d'oxygène porte 2 doublets non liants pour satisfaire la règle de l'octet.

   Indice, stratégie et pièges de cette question

3. Exercice 3CentraleSupélec Physique-Chimie 1 PSI 2022, Q5

   D'après la question Q1, chaque atome d'oxygène possède 6 électrons de valence. La molécule de dioxygène \mathrm{O}_2 compte ainsi :

   N_v = 2 \times 6 = 12 \text{ électrons de valence, soit } n_d = \frac{12}{2} = 6 \text{ doublets électroniques.}

   Pour que chaque atome d'oxygène respecte la règle de l'octet (8 électrons dans sa couche de valence), les deux atomes doivent mettre en commun 4 électrons, formant une double liaison covalente (deux doublets liants). Les quatre doublets restants constituent deux doublets non liants sur chaque atome d'oxygène.

   La charge formelle portée par chaque atome d'oxygène est nulle :

   q(\mathrm{O}) = 6 - 2 \times 2 - \frac{1}{2} \times 4 = 0

   Le schéma de Lewis de la molécule de dioxygène est donc :

   \boxed{|\overline{\mathrm{O}}=\overline{\mathrm{O}}|}

   Résultat

   $$|\overline{\mathrm{O}}=\overline{\mathrm{O}}|$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

4. Exercice 4CentraleSupélec Physique-Chimie 1 PSI 2022, Q6

   Chaque atome d'oxygène possède 6 électrons de valence (question Q1). Le nombre total d'électrons de valence de \mathrm{O}_3 est donc :

   n_v = 3 \times 6 = 18\text{ électrons, soit } 9\text{ doublets.}

   Dans une structure cyclique, les trois atomes forment un cycle triangulaire comportant 3 liaisons simples covalentes \mathrm{O}-\mathrm{O}, mobilisant ainsi 3 doublets liants. Pour respecter la règle de l'octet (4 doublets par atome), il faut attribuer 2 doublets non liants à chaque atome d'oxygène, soit 3 \times 2 = 6 doublets non liants supplémentaires. Le total correspond bien aux 9 doublets disponibles.

   La charge formelle de chaque atome d'oxygène vaut :

   q = 6 - n_{\text{dnl}} \times 2 - n_{\text{liaisons}} = 6 - 4 - 2 = 0.

   Tous les atomes sont donc électriquement neutres.

   Polarité de la molécule cyclique :

   • Les liaisons sont formées entre atomes identiques d'oxygène (même électronégativité), elles ne sont donc pas polarisées.
   • De plus, par symétrie, les trois noyaux forment un triangle équilatéral. Le barycentre des charges positives coïncide nécessairement avec le barycentre des charges négatives.

   Le moment dipolaire permanent de la molécule cyclique serait donc nul :

   \boxed{\text{L'ozone cyclique serait une molécule apolaire.}}

   Résultat

   $$\text{L’ozone cyclique serait une moleˊcule apolaire.}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

5. Exercice 5CentraleSupélec Physique-Chimie 2 PSI 2020, Q32

   L'azote (\mathrm{N}, Z=7) a pour configuration électronique de valence 2s^2 2p^3 (5 électrons de valence).
   L'oxygène (\mathrm{O}, Z=8) a pour configuration électronique de valence 2s^2 2p^4 (6 électrons de valence).

   Le nombre total d'électrons de valence de la molécule de dioxyde d'azote \mathrm{NO}_2 vaut :

   n_v = 5 + 2 \times 6 = 17\text{ électrons}

   Le nombre d'électrons étant impair, la molécule est nécessairement une espèce radicalaire comportant 8 doublets (liants ou non liants) et 1 électron célibataire.

   L'atome d'azote, moins électronégatif que l'oxygène, constitue l'atome central. Dans la forme mésomère prépondérante, l'électron célibataire est situé sur l'atome d'azote :

   • l'azote central forme une liaison double avec l'un des atomes d'oxygène et une liaison simple avec l'autre ;
   • il porte l'électron célibataire, ce qui lui confère 1 + 2 + 1 = 4 électrons propres et donc une charge formelle positive +1 ;
   • l'oxygène lié par simple liaison possède 3 doublets non liants et porte une charge formelle négative -1 ;
   • l'oxygène lié par double liaison possède 2 doublets non liants et aucune charge formelle.

   Par symétrie, la molécule est décrite par deux formes mésomères équivalentes :

   \boxed{\bar{\underline{\mathrm{O}}}=\dot{\mathrm{N}}^+ - \bar{\underline{\mathrm{O}}}^- \longleftrightarrow \bar{\underline{\mathrm{O}}}^- - \dot{\mathrm{N}}^+ = \bar{\underline{\mathrm{O}}}}

   Résultat

   $$\overline{\underline{\mathrm{O}}}={\dot{\mathrm{N}}}^{+}-{\overline{\underline{\mathrm{O}}}}^{-}⟷{\overline{\underline{\mathrm{O}}}}^{-}-{\dot{\mathrm{N}}}^{+}=\overline{\underline{\mathrm{O}}}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

6. Exercice 6E3A Physique-Chimie PSI 2020, QK1

   Un solvant protique (ou protogène) est un solvant dont les molécules possèdent un ou plusieurs atomes d'hydrogène labiles, c'est-à-dire liés à un hétéroatome nettement plus électronégatif (typiquement l'oxygène \mathrm{O}, l'azote \mathrm{N} ou le fluor \mathrm{F}). Cette liaison fortement polarisée permet au solvant :

   • de céder un proton \mathrm{H}^+ au sens de Brønsted ;
   • d'agir comme donneur de liaison hydrogène.

   Exemples classiques :

   • L'eau \mathrm{H_2O} ;
   • Les alcools, tels que l'éthanol \mathrm{CH_3CH_2OH} ou le méthanol \mathrm{CH_3OH} ;
   • Les acides carboxyliques, comme l'acide éthanoïque \mathrm{CH_3COOH}.

   \boxed{\text{Un solvant protique possède au moins un atome H lié à un hétéroatome électronégatif (donneur de liaison H) ; ex. : }\mathrm{H_2O}\text{ ou }\mathrm{CH_3CH_2OH}.}

   Résultat

   $$\text{Un solvant protique posseˋde au moins un atome H lieˊ aˋ un heˊteˊroatome eˊlectroneˊgatif (donneur de liaison H) ; ex. : }{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\text{ ou }\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}{\mathrm{H}}_2\mathrm{OH}.$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question