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

Corrigés

1. Exercice 1CCINP Physique-Chimie TSI 2026, Q1

   À partir des configurations électroniques fondamentales :

   • \mathrm{H}\ (Z=1) : 1\mathrm{s}^1 \implies 1 électron de valence ;
   • \mathrm{C}\ (Z=6) : 1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^2 \implies 4 électrons de valence ;
   • \mathrm{N}\ (Z=7) : 1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^3 \implies 5 électrons de valence ;
   • \mathrm{O}\ (Z=8) : 1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^4 \implies 6 électrons de valence.

   1. Dioxyde de carbone \mathrm{CO}_2 : Le nombre total d'électrons de valence est n_v = 4 + 2 \times 6 = 16, soit 8 doublets. Le carbone central forme deux doubles liaisons avec les oxygènes, et chaque atome d'oxygène possède deux doublets non liants. Chaque atome respecte la règle de l'octet et aucune charge formelle n'apparaît :

   2. Méthane \mathrm{CH}_4 : Le nombre total d'électrons de valence est n_v = 4 + 4 \times 1 = 8, soit 4 doublets. Le carbone forme quatre liaisons simples covalentes avec les quatre atomes d'hydrogène :

   3. Protoxyde d'azote \mathrm{N}_2\mathrm{O} : L'énoncé précise que l'atome central est un atome d'azote, ce qui correspond à l'enchaînement atomique \mathrm{N}-\mathrm{N}-\mathrm{O}. Le nombre total d'électrons de valence est n_v = 5 + 5 + 6 = 16, soit 8 doublets. Pour respecter la règle de l'octet pour les trois atomes, deux formes mésomères limites principales peuvent être proposées :

   • Forme à triple liaison \mathrm{N}\equiv \mathrm{N} et simple liaison \mathrm{N}-\mathrm{O} :

   • Forme à deux doubles liaisons \mathrm{N}=\mathrm{N}=\mathrm{O} :

   Le schéma privilégié (contributeur prépondérant) est le premier, car la charge formelle négative est portée par l'atome d'oxygène, qui est plus électronégatif que l'azote :

   \boxed{|\mathrm{N}\equiv \overset{\oplus}{\mathrm{N}}-\underline{\overline{\mathrm{O}}}\,^{\ominus}|}

   Résultat

   $$|\mathrm{N}\equiv \stackrel{\oplus }{\mathrm{N}}-\underline{\overline{\mathrm{O}}}{}^{\ominus }|$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

2. Exercice 2CCINP Physique-Chimie TSI 2025, Q51

   D'après les résultats de la question Q50, le nombre total d'électrons de valence de la molécule de peroxyde d'hydrogène \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 est :

   n_{\text{tot}} = 2 \times n_{\text{val}}(\mathrm{H}) + 2 \times n_{\text{val}}(\mathrm{O}) = 2 \times 1 + 2 \times 6 = 14\text{ électrons}

   Ces 14 électrons se répartissent en un nombre total de doublets :

   n_d = \frac{n_{\text{tot}}}{2} = 7\text{ doublets}

   L'atome d'hydrogène ne pouvant être entouré que de deux électrons (règle du duet), il ne peut former qu'une seule liaison simple covalente. Le squelette de la molécule est donc nécessairement linéaire en termes de connectivité :

   \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{O}-\mathrm{H}

   Cette structure met en jeu 3 liaisons covalentes simples, soit 3 doublets liants.

   Il reste donc 7 - 3 = 4 doublets à répartir. Chaque atome d'oxygène participe à deux liaisons simples (4 électrons partagés) ; pour satisfaire à la règle de l'octet (8 électrons sur sa couche externe), chaque oxygène doit être entouré de deux doublets non liants.

   La formule de Lewis du peroxyde d'hydrogène est donc :

   \boxed{\text{Chaque atome H vérifie la règle du duet et chaque atome O porte 2 doublets non liants.}}

   Résultat

   $$\text{Chaque atome H veˊrifie la reˋgle du duet et chaque atome O porte 2 doublets non liants.}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

3. Exercice 3CentraleSupélec Physique-Chimie 1 TSI 2025, Q1

   Le nombre d'électrons de valence de chaque élément est :

   • Hydrogène \mathrm{H} (Z=1, 1s^1) : 1 électron de valence ;
   • Carbone \mathrm{C} (Z=6, 1s^2\, 2s^2\, 2p^2) : 4 électrons de valence ;
   • Azote \mathrm{N} (Z=7, 1s^2\, 2s^2\, 2p^3) : 5 électrons de valence ;
   • Oxygène \mathrm{O} (Z=8, 1s^2\, 2s^2\, 2p^4) : 6 électrons de valence.

   1. Molécule de méthane \mathrm{CH_4} :

   • Nombre total d'électrons de valence : n_v = 4 + 4 \times 1 = 8 électrons, soit 4 doublets.
   • Le carbone forme quatre liaisons de covalence simples avec les quatre atomes d'hydrogène.

   2. Molécule de diazote \mathrm{N_2} :

   • Nombre total d'électrons de valence : n_v = 2 \times 5 = 10 électrons, soit 5 doublets.
   • Les deux atomes d'azote mettent en commun trois doublets liants (liaison triple) et possèdent chacun un doublet non liant.

   3. Molécule de dioxyde de carbone \mathrm{CO_2} :

   • Nombre total d'électrons de valence : n_v = 4 + 2 \times 6 = 16 électrons, soit 8 doublets.
   • Le carbone central est engagé dans deux doubles liaisons avec les oxygènes, et chaque atome d'oxygène porte deux doublets non liants.

   Indice, stratégie et pièges de cette question

4. Exercice 4CCINP Physique-Chimie TSI 2022, Q11

   Pour déterminer la formule de Lewis de la molécule de dioxyde de carbone \mathrm{CO}_2 :

   1. Dénombrement des électrons de valence : D'après les configurations électroniques établies à la question précédente :

      • Le carbone (Z=6, configuration 1\mathrm{s}^2\, 2\mathrm{s}^2\, 2\mathrm{p}^2) apporte n_v(\mathrm{C}) = 4 électrons de valence ;
      • Chaque atome d'oxygène (Z=8, configuration 1\mathrm{s}^2\, 2\mathrm{s}^2\, 2\mathrm{p}^4) apporte n_v(\mathrm{O}) = 6 électrons de valence.

      Le nombre total d'électrons de valence est donc :

      n_t = 4 + 2 \times 6 = 16\text{ électrons}

      ce qui correspond à n_d = \frac{16}{2} = 8 doublets électroniques à répartir.

   2. Application de la règle de l'octet :

      • L'atome de carbone, le moins électronégatif, constitue l'atome central. Pour saturer sa couche externe à 8 électrons (octet), il doit former 4 liaisons covalentes.
      • Chaque atome d'oxygène doit également s'entourer de 8 électrons : il engage 2 doublets liants (liaison double avec le carbone) et conserve 2 doublets non liants.

   3. Vérification des charges formelles :

      • Sur le carbone : q(\mathrm{C}) = 4 - 4\text{ (liaisons)} - 0\text{ (électrons non liants)} = 0 ;
      • Sur chaque oxygène : q(\mathrm{O}) = 6 - 2\text{ (liaisons)} - 4\text{ (électrons non liants)} = 0.

      Toutes les charges formelles sont nulles et chaque atome respecte la règle de l'octet.

   La formule de Lewis de la molécule de \mathrm{CO}_2 est ainsi :

   Indice, stratégie et pièges de cette question

5. Exercice 5CCINP Physique-Chimie TSI 2022, Q12

   D'après le schéma de Lewis établi à la question Q11 :

   • L'atome central de carbone est lié à deux atomes d'oxygène par des doubles liaisons (m = 2) ;
   • L'atome de carbone ne porte aucun doublet non liant (n = 0).

   La molécule de dioxyde de carbone est donc de type \text{AX}_2\text{E}_0 (ou \text{AX}_2) selon le modèle VSEPR.

   Pour minimiser la répulsion électrostatique entre les deux domaines électroniques liants, ceux-ci se placent à 180^\circ l'un de l'autre. La molécule adopte ainsi une géométrie :

   \boxed{\text{linéaire (angle } \widehat{\mathrm{OCO}} = 180^\circ\text{)}}

   Résultat

   $$\text{lineˊaire (angle }\widehat{\mathrm{OCO}}=180^{\circ }\text{)}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

6. Exercice 6CCINP Physique-Chimie TSI 2025, Q52

   Une liaison covalente est dite polarisée si les deux atomes liés présentent une différence d'électronégativité significative (\Delta \chi \neq 0), ce qui induit une dissymétrie dans la répartition spatiale de la densité électronique du doublet liant et l'apparition de charges partielles.

   Dans le cas de la liaison \mathrm{O}-\mathrm{O} du peroxyde d'hydrogène :

   • les deux atomes engagés dans la liaison sont de même nature chimique (deux atomes d'oxygène) ;

   • ils possèdent par conséquent rigoureusement la même électronégativité :

     \Delta \chi = |\chi(\mathrm{O}) - \chi(\mathrm{O})| = 0

   Le doublet liant est équitablement partagé entre les deux noyaux d'oxygène, aucune charge partielle n'apparaît aux bornes de cette liaison.

   \boxed{\text{La liaison }\mathrm{O}-\mathrm{O}\text{ n'est pas polarisée (elle est apolaire).}}

   Résultat

   $$\text{La liaison }\mathrm{O}-\mathrm{O}\text{ n’est pas polariseˊe (elle est apolaire).}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

7. Exercice 7CentraleSupélec Physique-Chimie 2 TSI 2025, Q32

   Le numéro atomique du lithium est Z = 3. Sa configuration électronique dans son état fondamental s'écrit selon les règles de Klechkowski, de Pauli et de Hund :

   1\mathrm{s}^2 \, 2\mathrm{s}^1

   • Position dans le tableau périodique :

     • Le nombre quantique principal maximal de la couche occupée est n = 2 : le lithium appartient à la 2^{\text{e}} période (deuxième ligne).
     • La couche de valence ne comporte qu'un seul électron (sur la sous-couche 2\mathrm{s}) : le lithium appartient à la 1^{\text{re}} colonne (groupe 1, bloc \mathrm{s}).
   • Famille chimique : Les éléments de la première colonne (à l'exception de l'hydrogène) constituent la famille des métaux alcalins.
   • Schéma de Lewis : L'atome de lithium possède un unique électron de valence, représenté par un point (électron célibataire) à côté du symbole chimique :

   \boxed{\text{Le lithium se situe sur la } 2^{\text{e}} \text{ période et dans la } 1^{\text{re}} \text{ colonne (métaux alcalins) ; Lewis : } \mathrm{Li}\boldsymbol{\cdot}}

   Résultat

   $$\text{Le lithium se situe sur la }{2}^{\text{e}}\text{ peˊriode et dans la }{1}^{\text{re}}\text{ colonne (meˊtaux alcalins) ; Lewis : }\mathrm{Li}\cdot$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

8. Exercice 8CentraleSupélec Physique-Chimie 2 TSI 2025, Q36

   1. Géométrie de la molécule de chlorure de thionyle :

   D'après le schéma de Lewis, l'atome central de soufre \text{S} engage :

   • une double liaison avec l'oxygène \text{O} ;
   • deux liaisons simples avec les atomes de chlore \text{Cl} ;
   • un doublet non liant propre.

   L'atome central est donc entouré de 3 directions de liaison et d'un doublet non liant, ce qui correspond à une figure de répulsion de type VSEPR :

   AX_3E_1

   La molécule adopte ainsi une géométrie pyramidale à base trigonale.

   2. Polarité de la molécule :

   D'après les données de l'énoncé :

   \chi(\text{O}) = 3{,}44 \quad ; \quad \chi(\text{Cl}) = 3{,}16 \quad ; \quad \chi(\text{S}) = 2{,}58

   Les différences d'électronégativité sont strictement positives :

   \begin{aligned} \Delta\chi(\text{S}-\text{O}) &= 3{,}44 - 2{,}58 = 0{,}86 > 0 \\ \Delta\chi(\text{S}-\text{Cl}) &= 3{,}16 - 2{,}58 = 0{,}58 > 0 \end{aligned}

   Les liaisons \text{S}=\text{O} et \text{S}-\text{Cl} sont donc nettement polarisées : le soufre porte une charge partielle positive \delta^+, tandis que l'oxygène et les atomes de chlore portent des charges partielles négatives.

   En raison de la géométrie pyramidale (non plane et non centrosymétrique), la somme vectorielle des moments dipolaires de liaison ne s'annule pas :

   \boxed{\text{La molécule de chlorure de thionyle }\mathrm{SOCl}_2\text{ est polaire }(\vec{p} \neq \vec{0}).}

   3. Commentaire vis-à-vis de la solubilité des ions \text{Li}^+ :

   Un solvant polaire permet d'établir des interactions intermoléculaires attractives de type ion-dipôle avec les espèces chargées :

   • le cation \text{Li}^+, de très faible rayon ionique et donc de forte densité de charge, interagit fortement avec le pôle négatif du dipôle moléculaire (notamment l'atome d'oxygène très électronégatif et porteur de doublets non liants) ;
   • cette solvatation stabilise énergétiquement les ions en solution et favorise la dissociation ainsi que la solubilisation des sels de lithium.

   Cela explique qu'il soit possible d'obtenir une concentration élevée de 1{,}0\text{ mol}\cdot\text{L}^{-1} en ions \text{Li}^+, indispensable pour assurer une bonne conductivité ionique de l'électrolyte.

   Résultat

   $$\text{La moleˊcule de chlorure de thionyle }{\mathrm{SOCl}}_2\text{ est polaire }(\vec{p}\ne \vec{0}).$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

9. Exercice 9CCINP Physique-Chimie TSI 2024, Q19

   Pour établir le schéma de Lewis d'une molécule, on détermine le nombre total d'électrons de valence apportés par les atomes constitutifs :

   • L'hydrogène (\mathrm{H}, Z = 1) a pour configuration électronique 1\mathrm{s}^1 : il possède 1 électron de valence et respecte la règle du duet (1 liaison).
   • Le carbone (\mathrm{C}, Z = 6) a pour configuration 1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^2 : il possède 4 électrons de valence et cherche à respecter la règle de l'octet (4 doublets autour de lui).
   • L'oxygène (\mathrm{O}, Z = 8) a pour configuration 1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^4 : il possède 6 électrons de valence et cherche à respecter la règle de l'octet (4 doublets autour de lui).

   1. Molécule d'eau \mathrm{H_2O} : Le nombre total d'électrons de valence est :

   n_{\mathrm{v}}(\mathrm{H_2O}) = 2 \times 1 + 6 = 8\text{ électrons, soit } 4\text{ doublets.}

   L'atome central d'oxygène forme une liaison covalente simple avec chaque atome d'hydrogène (soit 2 doublets liants) et conserve 2 doublets non liants. Les atomes d'hydrogène vérifient la règle du duet et l'atome d'oxygène vérifie la règle de l'octet.

   2. Molécule de dioxyde de carbone \mathrm{CO_2} : Le nombre total d'électrons de valence est :

   n_{\mathrm{v}}(\mathrm{CO_2}) = 4 + 2 \times 6 = 16\text{ électrons, soit } 8\text{ doublets.}

   L'atome central de carbone est lié à chaque atome d'oxygène par une double liaison covalente (soit 4 doublets liants au total). Chaque atome d'oxygène porte en outre 2 doublets non liants (soit 4 doublets non liants au total). Le carbone et les deux oxygènes vérifient ainsi la règle de l'octet.

   Indice, stratégie et pièges de cette question

10. Exercice 10CCINP Physique-Chimie TSI 2024, Q20

    La différence de géométrie s'explique par la méthode VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) :

    • Molécule d'eau \mathrm{H_2O} : L'atome central d'oxygène est entouré de deux doublets liants (liaisons \mathrm{O-H}) et de deux doublets non liants. La molécule est donc du type \mathrm{AX_2E_2} au sens de la méthode VSEPR. Les quatre doublets électroniques adoptent une figure de répulsion globalement tétraédrique pour minimiser leur répulsion coulombienne mutuelle. En ne considérant que la position des noyaux atomiques, la géométrie de la molécule est ainsi coudée (avec un angle \widehat{\mathrm{HOH}} \approx 104{,}5^\circ).
    • Molécule de dioxyde de carbone \mathrm{CO_2} : L'atome central de carbone est engagé dans deux doubles liaisons \mathrm{C=O} et ne possède aucun doublet non liant. La molécule est du type \mathrm{AX_2E_0} (ou \mathrm{AX_2}). Pour minimiser la répulsion entre les deux domaines de forte densité électronique (les deux doubles liaisons), ceux-ci se placent à l'opposé l'un de l'autre, formant un angle de 180^\circ. La géométrie de la molécule est donc linéaire.

    Indice, stratégie et pièges de cette question