CHAPITRE 6 LIAISONS CHIMIQUES : CONCEPTS GÉNÉRAUX QUESTIONS

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1 APITRE 6 LIAISS IMIQUES : EPTS GÉÉRAUX QUESTIS 11. P 2 5 est le seul composé qui ne contient que des liaisons covalentes. omposés comportant des liaisons ioniques : ( 4 ) 2 S 4, a 3 (P 4 ) 2, K 2 et Kl. omposés comportant à la fois des liaisons ioniques et covalentes : ( 4 ) 2 S 4, a 3 (P 4 ) i. Pour qu une espèce conduise le courant électrique, il faut que les charges soient libres de se déplacer. Dans les solides ioniques, les ions ont des positions fixes et ne peuvent conduire le courant. Toutefois, à l état fondu, ou en solutions, les ions sont libres de se déplacer et ils peuvent conduire le courant électrique. ii. Lors de la fusion ou de la vaporisation, les attractions entre les différentes particules sont amoindries ou détruites. Pour un composé ionique, ces forces d attraction sont grandes, il faut beaucoup d énergie pour les détruire, et les points d ébullition et de fusion sont relativement élevés. iii. Dans un solide ionique, les ions ont des positions fixes qui correspondent à une alternance d ions positifs et d ions négatifs de sorte que les forces d attraction soient les plus grandes. orte attraction forte répulsion Si on essaie d étirer ou de plier le solide, le déplacement des ions les uns par rapport aux autres peut faire que les ions négatifs se retrouvent voisins d autres ions négatifs et que les ions positifs se retrouvent voisins d autres ions positifs. Dans ce cas, les forces de répulsions seront grandes, et le solide se brisera. Il se brisera toutes les fois que les forces de répulsion deviendront plus grandes que les forces d attraction. iv. La molécule d eau est polaire. Les ions positifs sont attirés par les zones négatives des molécules d eau, et les ions négatifs sont attirés par les zones positives des molécules d eau. es forces d attraction favorisent la dissolution. 13. Dans le tableau périodique, l électronégativité augmente de gauche à droite à mesure qu on progresse dans une période et diminue de haut en bas à mesure qu on progresse dans un groupe. L hydrogène possède une valeur d électronégativité qui se situe entre celles de B et de dans la deuxième période, et qui est identique à celle de P dans la troisième période. Plus vers le bas du tableau périodique, l hydrogène possède une valeur d électronégativité entre celles de As et de Se (période 4) et identique à celle de Te (période 5). Il est important de savoir où se situe l hydrogène par rapport à la variation de l électronégativité, notamment pour les deuxième et troisième périodes. Si on sait où se situe dans cette 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

2 138 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux tendance, on peut alors prédire la direction des dipôles de liaison lorsque des non-métaux sont liés à l hydrogène. 14. Structure linéaire (angle de liaison de 180º) S Polaire, les dipôles de liaison ne s annulent pas on-polaire, les dipôles de liaisons annulent Structure plane triangulaire (angles de liaison de 120º) S + 2 autres structures de résonance Polaire, les dipôles de liaison ne pas on-polaire, les dipôles de s annulent liaison s annulent Structure tétraédrique (angles de liaison de 109,5º) Polaire, les dipôles de liaison ne s annulent pas on-polaire, les dipôles de liaison s annulent 15. Pour les ions, on se concentre sur le nombre de protons et le nombre d électrons présents. Les espèces dont le noyau retient les électrons le plus fortement sont celles qui ont la plus petite taille. Par exemple, les anions sont plus gros que l atome neutre. L anion a plus d électrons qui sont attirés par le même nombre de protons dans le noyau. es électrons ne seront pas retenus aussi fortement, ce qui entraîne une taille plus grande pour l anion en comparaison de celle de l atome neutre. Pour les ions isoélectroniques, le même nombre d électrons est retenu par des nombres différents de protons dans les divers ions. L ion qui a le plus de protons retient les électrons plus fortement et il a la plus petite taille. 16. Il faut prendre en considération deux autres facteurs qui sont l énergie d ionisation nécessaire pour produire des ions de charge plus positive et l affinité électronique pour produire des ions de charge plus négative. L énergie de réseau favorable fait plus que compenser l énergie d ionisation non favorable du métal et pour l affinité électronique non favorable du non-métal, tant que des électrons sont ajoutés ou arrachés à la couche de valence. Une fois que la couche de valence est remplie, l énergie d ionisation requise pour enlever un autre électron est extrêmement non favorable ; la même chose est vraie pour 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

3 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 139 l affinité électronique quand un électron est ajouté à un niveau n plus élevé. es deux quantités sont tellement défavorables une fois que la couche de valence est remplie qu elles éclipsent l énergie de réseau favorable et les composés de charges ioniques plus élevées ne se forment pas. 17. Les combustibles fossiles contiennent beaucoup d atomes de carbone et d hydrogène. Leur combustion (réaction avec 2 ) produit du 2 et de l eau. es deux composés possèdent des liaisons très fortes. Étant donné que des liaisons fortes sont formées, les réactions de combustion sont très exothermiques. 18. Les énoncés a) et c) sont vrais. Pour l énoncé a), Xe 2 a 22 électrons de valence et il est impossible de respecter la règle de l octet pour tous les atomes ayant ce nombre d électrons. Le meilleur diagramme de Lewis est : Xe Pour l énoncé c), + a 10 électrons de valence, alors que en a 12. Les diagrammes de Lewis sont : + Étant donné qu une liaison triple est plus forte qu une liaison double, + a une liaison plus forte. Pour l énoncé b), S 4 a 5 paires d électrons de valence autour du soufre dans le meilleur diagramme de Lewis ; c est une exception à la règle de l octet. Étant donné que 4 a le même nombre d électrons de valence que S 4, 4 devrait aussi être une exception à la règle de l octet. ependant, les éléments de la deuxième période comme n ont jamais plus de 8 électrons qui les entourent, de sorte que 4 n existe pas. Pour l énoncé d, on peut dessiner deux structures de résonance pour l ozone. Quand on peut représenter des structures de résonance, les longueurs et les forces de liaison réelles sont toutes égales entre elles. Même si chaque diagramme de Lewis implique que les deux liaisons sont différentes, ce n est pas le cas en réalité. En réalité, les deux liaisons sont équivalentes. Quand on peut dessiner des diagrammes de Lewis, on doit considérer la liaison comme une moyenne de toutes les structures de résonance , 4 + 2(6) = 16 électrons de valence Les charges formelles sont indiquées au-dessus des atomes dans les trois diagrammes de Lewis. Le meilleur diagramme de Lewis relatif à 2 du point de vue de la charge formelle est le premier dont les deux oxygènes sont liés au carbone par une liaison double. e 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

4 140 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux diagramme a une charge formelle de 0 sur tous les atomes (ce qui est préféré). Les deux autres structures de résonance ont des charges formelles non nulles sur les atomes d oxygène ce qui les rend moins valables. Pour 2, on ignore habituellement les deux dernières structures de résonance et on considère la première structure comme le vrai diagramme de Lewis relatif à Seul l énoncé c est vrai. Les dipôles de liaison dans 4 et Kr 4 sont disposés de façon telle qu ils s annulent tous mutuellement, ce qui rend les molécules non polaires ( 4 a une structure moléculaire tétraédrique alors que Kr 4 a une structure moléculaire plane carrée). Dans Se 4, les dipôles de liaison dans la structure à bascule de la molécule ne s annulent pas mutuellement, de sorte que Se 4 est polaire. Pour l énoncé a, toutes les molécules ont une géométrie soit triangulaire plane, soit bipyramidale à base triangulaire ; ces deux structures ont des angles de liaison de 120. ependant, Xel 2 est entouré de trois doublets libres et de deux atomes de fluor liés à l atome central. Xel 2 a une structure moléculaire linéaire avec un angle de liaison de 180. Avec trois doublets libres, il n y a plus d angle de liaison de 120 dans Xel 2. Pour l énoncé b, S 2 a une structure moléculaire en forme de V avec un angle de liaison d environ 120. S 2 est linéaire avec un angle de liaison de 180 et Sl 2 a une structure en forme de V mais avec un angle de liaison 109,5. Les trois composés n ont pas le même angle de liaison. Pour l énoncé d, les atomes centraux adoptent une géométrie qui leur permet de diminuer au minimum les répulsions électroniques, et non de les augmenter. EXERIES Liaisons chimiques et électronégativité 21. En général, l électronégativité : 1) augmente à mesure qu on progresse de gauche à droite dans une période et 2) diminue à mesure qu on progresse de haut en bas dans un groupe À l aide de ces tendances, les ordres croissants prévus sont : a) < < ; b) Se < S < l ; c) Sn < Ge < Si ; d) Tl < Ge < S. 22. a) Rb < K < a b) Ga < B < c) Br < l < d) S < < 23. Plus la différence d électronégativité est grande, plus la liaison est polaire. À partir de leur position dans le tableau périodique, on peut prédire : a) Ge ; b) P l ; c) S ; d) Ti l. 24. a) Sn b) Tl Br c) Si d) 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

5 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Utilisez la variation de l électronégativité pour prédire quelle sera l extrémité partiellement négative et l extrémité partiellement positive du dipôle de la liaison (le cas échéant). Pour ce faire, vous devez vous rappeler que a une électronégativité entre B et, et qu elle est identique à celle de P. Les réponses b), d) et e) sont incorrectes. Pour d) (Br 2 ), la liaison entre deux atomes Br sera une liaison covalente pure où il y a un partage égal des électrons de liaison et aucun moment dipolaire. Pour b) et e), les polarités des liaisons sont inversées. Dans l I, l atome l plus électronégatif sera l extrémité partiellement négative du dipôle de la liaison, et I formera l extrémité partiellement positive. Dans P, l oxygène plus électronégatif sera l extrémité partiellement négative du dipôle de la liaison et P formera l extrémité partiellement positive. 26. Voir l exercice 6.25 pour un traitement des dipôles de liaison. n utilise des flèches pour indiquer les dipôles de liaison. La flèche pointe toujours vers l extrémité partiellement négative du dipôle qui est toujours l atome le plus électronégatif. Les ailerons de la flèche indiquent l extrémité partiellement positive du dipôle. a) b) P est une liaison covalente pure (non polaire) étant donné que P et ont des électronégativités identiques. c) l d) Br Te e) La différence d électronégativité réelle entre Se et S est si faible que cette liaison est probablement meiux décrite comme une liaison covalente pure Se S qui ne possède pas de moment dipolaire. 27. Les valeurs d électronégativité augmentent de gauche à droite à mesure qu on progresse dans une période. L ordre croissant des électronégativités pour les atomes est = P < < < <. La liaison la plus polaire est étant donné que la différence d électronégativité est la plus grande. et la liaison la moins polaire est P étant donné que la différence d électronégativité est la plus petite (Δ = 0). L ordre décroissant de polarité est > > > > P. 28. Le caractère ionique est proportionnel à la différence d électronégativité entre les deux éléments liés. Selon la tendance générale de l électronégativité, on a donc le classement suivant : Br Br < < < a < K Remarque : les liaisons Br Br, et sont en fait covalentes, puisque ces éléments sont des non-métaux. Seules les liaisons a et K sont véritablement ioniques, car elles impliquent un métal et un non-métal. Ions et composés ioniques 29. Rb + : [Ar]4s 2 3d 10 4p 6 ; Ba 2+ : [Kr]5s 2 4d 10 5p 6 ; Se 2 : [Ar]4s 2 3d 10 4p 6 I + : [Kr]5s 2 4d 10 5p Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

6 142 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 30. Te 2- : [Kr]5s 2 4d 10 5p 6 ; l - : [e]3s 2 3p 6 ; Sr 2+ : [Ar]4s 2 3d 10 4p 6 Li + : 2s a) Sc 3+ a la configuration électronique de Ar. b) Te 2 a la configuration électronique de Xe. c) e 4+ a la configuration électronique de Xe. Ti 4+ a la configuration électronique de Ar. d) Ba 2+ a la configuration électronique de Xe. 32. Plusieurs ions ont 10 électrons : 3, 2,, a +, Mg 2+, Al 3+. Plus il y a de protons dans le noyau, plus les électrons sont attirés et plus l ion est petit. Al 3+ < Mg 2+ < a + < < 2 < Tous ces ions ont 18 e ; le plus petit (Sc 3+ ) possède le plus grand nombre de protons qui retient 18 e et l ion le plus gros possède le plus petit nombre de protons (S 2 ). L ordre croissant de la taille est : Sc 3+ < a 2+ < K + < l < S a) Un cation est plus petit que l atome d origine ; lorsque la charge positive augmente, la taille diminue puisqu un plus grand nombre d électrons sont perdus. u > u + > u 2+ b) En général, la taille augmente au fur et à mesure qu on progresse dans un groupe. Pt 2+ > Pd 2+ > i 2+ c) En général, la taille augmente au fur et à mesure qu on progresse dans un groupe. Se 2 > S 2 > 2 d) La 3+ et lanthanides à mesure que le numéro atomique augmente, l attraction vers le noyau augmente, et on pourrait s attendre à ce que la taille devienne plus petite. La 3+ > Eu 3+ > Gd 3+ > Yb 3+ e) Dans une série d ions isoélectroniques, la taille diminue au fur et à mesure que le numéro atomique augmente. Il s agit d une série d ions possédant 54 électrons et ayant la configuration électronique de Xe. Te 2 > I > Xe > s + > Ba 2+ > La a) Ions Li + et 3. ormule : Li 3. om = nitrure de lithium b) Ga 3+ et 2 ; Ga 2 3, oxyde de gallium(iii) ou oxyde de gallium c) Rb + et l ; Rbl, chlorure de rubidium d) Ba 2+ et S 2 ; BaS, sulfure de baryum. 36. a) Al3+ et l ; All3, chlorure d aluminium b) a+ et 2 ; a2, oxyde de sodium 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

7 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 143 c) Sr 2+ et ; Sr 2, fluorure de strontium d) a 2+ et S 2 ; as, sulfure de calcium 37. Énergie de réseau = k Q 1 Q 2 /r Plus les charges sont grandes, plus l énergie de réseau est élevée. Plus les charges sont rapprochées, plus l énergie de réseau est élevée. a) a + est plus petit que K +. Les charges sont plus rapprochées dans al, et l énergie de réseau de al est plus grande b) est plus petit que l. Les charges sont plus rapprochées dans Li, et l énergie de réseau de Li est plus grande c) 2 a une charge plus grande que. L énergie de réseau de Mg est plus grande d) e 3+ a une charge plus grande que e 2+. L énergie de réseau de e() 3 est plus grande e) a 2, 2 > l ; f) Mg, Mg 2+ < Ba 2+ et 2 < S 2 > 38. a(s) a(g) = 109 kj (sublimation) a(g) a + (g) + e = 495 kj (énergie d ionisation) 1/2l 2 (g) l(g) = 239/2 kj (énergie de liaison) l(g) + e l (g) a + (g) + l (g) al(s) = 349 kj (affinité électronique) = 786 kj (énergie de réseau) a(s) + 1/2l 2 (g) al(s) réaction =-412 kj/mol 39. Pour produire les ions Mg + et, il faut fournir ( 141) = 594 kj/mol. Pour produire les ions Mg 2+ et, il faut fournir ( ) + ( ) = 2917 kj/mol. Même si la quantité d énergie nécessaire pour produire les ions Mg 2+ et 2 est plus grande que celle qui est nécessaire pour produire les ions Mg + et, la quantité d énergie dégagée par la réaction Mg 2+ (g) + 2 (g) Mg 2+ 2 (s) (énergie de réseau) est beaucoup plus grande que celle qui serait dégagée par la réaction Mg + (g) + (g) Mg + (s) puisque l énergie de réseau est plus grande si la charge des ions est plus grande. 40. a(g) a + (g) + e Δ = I 1 = 495 kj (Tableau 5.5) (g) + e (g) Δ = AE = -327,8 kj (Tableau 5.7) a(g) + (g) a + (g) + (g) Δ = 167 kj Le processus décrit est endothermique. n n a pas tenu compte de l énergie de réseau extrêmement favorable. Dans le cas présent, l énergie de réseau est une valeur négative élevée (exothermique), ce qui rend la formation nette de a un processus exothermique favorable Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

8 144 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 41. Pour ce problème, utiliser la figure 6.11 comme guide. Li(s) Li(g) Δ sub =? Li(g) Li + (g) + e Δ = 520. kj 1/2 I 2 (g) I(g) Δ = 151/2 kj I(g) + e I (g) Δ = -295 kj Li + (g) + I (g) LiI(s) Δ = -753 kj Li(s) + 1/2 I 2 (g) LiI(s) Δ = -272 kj Δ sub / = -272 ; Δ sub = 181 kj 42. L énergie de réseau est proportionnelle au produit de la charge du cation et de l anion, Q 1 Q 2. omposé Q 1 Q 2 Énergie de réseau (kj/mol) el 2 (+2)( 1) el 3 (+3)( 1) e (+2)( 2) e 2 3 (+3)( 2) Énergie de liaison 43. a) + l l 2 l Liaisons rompues : Liaisons formées : 1 (432 kj/mol) 2 l (427 kj/mol) 1 l l (239 kj/mol) = ΣD rompues ΣD formées, = 432 kj kj 2(427) kj = 183 kj b) Liaisons rompues : Liaisons formées : 1 (941 kj/mol) 6 (391 kj/mol) 3 (432 kj/mol) = 94l kj = 3(432) kj 6(391) kj = -109 kj 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

9 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Liaisons rompues : Liaisons formées : 1 (305 kj/mol) 1 (347 kj/mol) = ΣD rompues ΣD formées, = = -42 kj /2 = 2 = = + Liaisons rompues : Liaisons formées : 1 (839 kj/mol) 2 2 = (799 kj/mol) 2 (413 kj/mol) 2 (467 kj/mol) 5/2 = (495 kj/mol) Δ = (413) + 5/2 (495) [4(799) + 2(467)] = 1228 kj Liaisons rompues : Liaisons formées : 9 (160 kj/mol) 24 (467 kj/mol) 4 (305 kj/mol) 9 (941 kj/mol) 12 (413 kj/mol) 8 = (799 kj/mol) 12 (391 kj/mol) 10 = (607 kj/mol) 10 (201 kj/mol) = 9(160) + 4(305) + 12(413) + 12(391) + 10(607) + 10(201) - [24(467) + 9(941) + 8(799)] = 20,388 kj 26,069 kj = kj 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

10 146 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Δ = -549 kj Liaisons rompues : Liaisons formées : 1 = (614 kj/mol) 1 (347 kj/mol) 1 (154 kj/mol) 2 (D ) Δ = -549 kj = 614 kj kj - [347 kj + 2 D ], 2 D = 970 ; D = 485 kj/mol 48. a) À l aide des données pour S 4 : S 4 (g) S(g) + 4 (g) Δ = 4 D S = 278,8 + 4 (79,0) (-775) = 1370 kj D S = 1370 kj 4molde liens S = 342,5 kj/mol À l aide des données pour S 6 : S 6 (g) S(g) + 6 (g) Δ = 6 D S = 278,8 + 6 (79,0) (-1209) = 1962 kj D S = 1962 kj = 327,0 kj/mol 6 mol b) L énergie de la liaison S dans le tableau est 327 kj/mol. La valeur du tableau est basée sur la liaisons S dans S 6. c) S(g) et (g) ne sont pas les formes les plus stables de ces éléments à 25. Les formes les plus stables sont S 8 (s) et 2 (g) ; Δ = 0 pour ces deux espèces. f Diagrammes de Lewis et résonance 49. Les deux premières étapes sont 1) compter les électrons disponibles, 2) relier les atomes entre eux avec des liens simples pour poser une formule «squelette». À moins de précision contraire, le premier atome de la formule est l atome central du squelette, et tous les autres lui sont rattachés. Exceptions : les formules commençant par ( 2, 2, etc.) : l hydrogène ne peut jamais être l atome central, puisqu il ne peut faire qu une seule liaison. Après avoir tracé le squelette, il faut disposer les autres électrons pour tenter de satisfaire la règle de l octet (ou du doublet pour ) Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

11 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 147 a) a = 10 électrons de valence : ormule Diagramme squelette (4 e ) de Lewis (+ 2 e ) b) P 3 a 5 + 3(1) = 8 électrons de valence P P ormule Diagramme squelette (6 e ) de Lewis (+ 2 e ) c) l 3 a (7) = 26 électrons de valence l l l l l l ormule Diagramme squelette (8 e ) de Lewis (+ 18 e ) d) + 4 a 5 + 4(1) 1 = 8 électrons de valence de valence + ormule squelette (8 e ) ote : on soustrait un e de valence pour chaque charge positive. e) 2 a 2(1) = 12 électrons de valence f) Se 2 a 6 + 2(7) = 20 électrons de valence de valence S e g) 2 a 4 + 2(6) = 16 électrons de valence 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

12 148 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux h) 2 a 2(6) = 12 électrons de valence i) Br a = 8 électrons de valence B r 50. a) Pl 3 a (7) = 32 électrons de valence l P l l ormule squelette l P l l Diagramme de Lewis S 4 2 a 6 + 4(6) + 2 = 32 électrons de valence 2- S ote : ajouter un e - de valence pour chaque charge négative. Xe 4 a 8 + 4(6) + 2 = 32 e Xe 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

13 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 149 P 4 3, 5 + 4(6) + 3 = 32e l 4 a 7 + 4(6) + 1 = 32 électrons de valence - l ote : ces espèces, ayant le même nombre d atomes et d électrons de valence, partagent le même diagramme de Lewis. b) 3 a 5 + 3(7) = 26 électrons de valence ormule squelette Diagramme de Lewis S 2 3, 6 + 3(6) + 2 = 26 e 2- S P 3 3, 5 + 3(6) + 3 = 26 e 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

14 150 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux l 3, 7 + 3(6) + 1 = 26 e c) l 2 a 7 + 2(6) + 1 = 20 électrons de valence l l - ormule squelette Diagramme de Lewis Sl 2, 6 + 2(7) = 20 e Pl 2, 5 + 2(7) + 1 = 20 e l S l l P l - d) Les molécules ou ions qui ont le même nombre d atomes et d électrons de valence ont aussi des diagrammes de Lewis similaires. 51. Be 2, 2 + 2(1) = 4 électrons de valence B 3, 3 + 3(1) = 6 électrons de valence Be B 52. a) 2, 5 + 2(6) = 17e - et d autres structures de résonance 2 4, 2(5) + 4(6) = 34e - et d autres structures de résonance 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

15 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 151 b) B 3, 3 + 3(7) = 24e - 3, 5 + 3(1) = 8e - B 3 3, = 32e - Dans la réaction a, 2 possède un électron célibataire qui rend impossible la conformité avec la règle de l octet. En se dimérisant pour former 2 4, 2 perd cette caractéristique et devient une molécule satisfaisant à cette règle. En général, les espèces possédant un nombre impair d électrons sont réactives. Dans la réaction b, B 3 est déficient en électrons puisque B n a pas son octet. En formant B 3 3, le bore acquiert un doublet supplémentaire qui le rend conforme à la règle. 53. P 5, 5 +5(7) = 40 électrons de valence S 4, 6 + 4(7) = 34 e P S l 3, 7 + 3(7) = 28 e Br 3, 3(7) + 1 = 22 e l Br Br Br 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

16 152 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Les non-métaux de la période 3 et les non-métaux plus lourds peuvent s entourer de plus de 8 électrons s il le faut. Les éléments de la période trois et les éléments plus lourds ont des orbitales d vides dont l énergie est proche de celle des orbitales de valence s et p. es orbitales d vides peuvent accepter des électrons supplémentaires. Par exemple, P dans P 5 a cinq électrons de valence dans les orbitales 3s et 3p. es orbitales s et p ont de la place pour accueillir 3 électrons supplémentaires, et s il le faut, P peut utiliser les orbitales 3d vides pour accepter plus de 8 électrons. 54. S 6, 6 + 6(7) = 48 e l 5, 7 + 5(7) = 42 e S l Xe 4, 8 + 4(7) = 36 e Xe 55. a) 2 a 5 + 2(6) + 1 = 18 électrons de valence. La formule squelette est : Pour obtenir un octet autour de l azote et utiliser seulement 18 e, il faut former une liaison double avec un des atomes d oxygène. omme il n y a aucune raison que la liaison double se forme avec un atome d oxygène particulier, on peut dessiner deux structures de résonance. haque diagramme de Lewis utilise le bon nombre d électrons et respecte la règle de l octet, de sorte que chacun des diagrammes est valable. Les structures de résonance apparaissent quand des liaisons multiples peuvent occuper des positions variées. n dit que la structure réelle est une moyenne des deux structures de résonance. 3 a 5 + 3(6) + 1 = 24 électrons de valence. n peut dessiner trois structures de résonance pour 3, dans lesquelles les liaisons doubles se déplacent autour des trois atomes d oxygène Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

17 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux a 2(5) + 4(6) = 34 électrons de valence. n peut dessiner quatre structures de résonance pour 2 4. b) a = 16 électrons de valence. n peut dessiner trois structures de résonance pour. S a = 16 électrons de valence. n peut dessiner trois structures de résonance. S S S 3 a 3(5) + 1 = 16 électrons de valence. omme pour et S, on peut dessiner trois structures de résonance différentes. 56. Le benzène a 6(4) + 6(1) = 30 électrons de valence. n peut en dessiner deux structures de résonance. La vraie structure du benzène est une moyenne entre ces deux structures, ce qui signifie que tous les liens carbone-carbone sont équivalents, car ils ont une énergie de liaison intermédiaire entre une liaison simple et une liaison double Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

18 154 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 57. Utilisons un hexagone pour représenter l anneau de 6 carbones et omettons les 4 atomes, ainsi que les 3 doublets libres de chaque atome de chlore. S il n y avait pas de résonance, il y aurait 4 molécules différentes : l l l l l l l l Si les doubles liaisons dans l anneau du benzène présentent de la résonance, on peut alors dessiner seulement trois dichlorobenzènes différents. Le cercle au centre de l hexagone représente la délocalisation des trois liaisons doubles dans l anneau de benzène. (voir l exercice 6.56). l l l l l Avec la résonance, toutes les liaisons carbone-carbone sont équivalentes. n ne peut pas distinguer entre une liaison simple et une liaison double entre des atomes de carbone adjacents qui sont liés à un chlore. Le fait d observer qu il n existe que trois isomères valide le concept de résonance. 58. Les diagrammes de Lewis relatifs aux diverses structures sont : (10 e ): Liaison triple entre et. 2 (16 e ): Liaison double entre et. l 2-3 (24 e -): Liaison de valeur moyenne 1 1/ Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

19 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux (14 e ): Liaison simple entre et. À partir de la relation inverse entre longueur de liaison et force de liaison, on obtient : lien le plus long : 3 > 3 2 > 2 > : lien le plus court lien le plus faible: 3 < 3 2 < 2 < : lien le plus fort harge formelle 59. Voir l exercice 50 a) pour les diagrammes de Lewis de Pl 3, S 2 4, l 4 et P 3 4. a) Pl 3 : P, = 5 1/2(8) = +1 b) S 2 4 : S, = 6 1/2(8) = +2 c) l 4 : l, = 7 1/2(8) = +3 d) P 3 4 : P, = 5 1/2(8) = +1 e) S 2 l 2, 6 + 2(6) + 2(7) = 32 e l S l S, = 6 1/2(8) = +2 f) Xe 4, 8 + 4(6) = 32 e X e Xe, = 8 1/2(8) = Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

20 156 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux g) l 3, 7 + 3(6) + 1 = 26 e l l, = 7 2 1/2(6) = +2 h) 4 3, 5 + 4(6) + 3 = 32 e 3-, = 5 1/2(8) = a = 16 électrons de valence. harge formelle Seules les deux premières structures de résonance sont importantes. La troisième place une charge formelle positive sur l atome le plus électronégatif dans l ion et une charge formelle de -2 sur. a également 16 électrons de valence. harge formelle Toutes les structures de résonance pour le fulminate ( ) mettent en jeu des charges formelles plus élevées que dans le cyanate ( ), ce qui rend le fulminate plus réactif (moins stable) Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

21 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Sl, = 13; la formule peut être Sl (13 électrons de valence), S 2 l 2 (26 électrons de valence), S 3 l 3 (39 électrons de valence), etc. Pour une charge formelle de zéro sur le soufre, il y aura deux liaisons sur chaque atome de soufre et deux doublets libres. Le l a besoin d une liaison et de trois doublets libres pour une charge formelle de zéro. Seulement S 2 l 2 peut avoir un diagramme de Lewis avec une charge formelle de zéro sur tous les atomes ; la structure est : l S S l 62. La longueur de la liaison (112 pm) est intermédiaire entre celle d une liaison triple (110 pm) et celle d une liaison double (120 pm). Par ailleurs, la longueur de la liaison (119 pm) est située entre celle d une liaison double (115 pm) et celle d une liaison simple (147 pm). La liaison se rapproche plus d une liaison triple, comme dans la forme II. Toutefois, la liaison se rapproche plus d une liaison double, comme dans la forme I. Les formes I et II ont probablement une importance équivalente ; la forme III a beaucoup moins d importance, d autant plus qu elle a une charge formelle de 2 sur et de +1 sur, en contradiction avec leur électronégativité. n assigne des charges formelles aux trois structures de résonance : Pour:, = /2(4) = -1, = 5-1/2(8) = +1, Same for and, = /2(2) = -2 ;, = /2(6) = 0, = /2(4) = 0 ;, = /2(2) = -1, = /2(6) = +1 n élimine étant donné qu une charge formelle de +1 est attribuée à l élément le plus électronégatif (). est conforme à l observation que la liaison - est intermédiaire entre une double et une triple liaison et que la liaison - est intermédiaire entre une simple et une double liaison Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

22 158 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Structure moléculaire et polarité 63. Il faut d abord dessiner une structure de Lewis acceptable. Si la résonance est possible, une seule des structures est requise puisqu elles sont toutes équivalentes. a) : linéaire, 180 ; b) P 3 pyramidale à base triangulaire, < 109,5 c) l 3 tétraédrique, 109,5 ; d) 4 + tétraédrique, 109,5 ; e) 2 plane triangulaire, 120 ; f) Se 2 : en V, < 109,5 g) 2 : linéaire, 180 ; h) et i) 2 et Br sont linéaires, sans angle de liaison 64. D après les diagrammes de Lewis (voir l exercice 6.53), Br 3 a une structure moléculaire linéaire, l 3, une structure moléculaire en forme de T et S 4, une structure moléculaire à bascule. Par exemple, considérons l 3 (28 électrons de valence): l L atome central l s entoure de 5 doublets d électrons, ce qui entraîne un géométrie bipyramidale à base triangulaire. Étant donné qu il y a trois atomes liés et deux doublets libres d électrons autour de l, on décrit la structure moléculaire de l 3 comme une molécule en forme de T avec des angles prédits d environ 90. Les angles de liaison réels sont légèrement inférieurs à 90 à cause de l effet répulsif plus fort des des paires d électrons libres comparé aux électrons de liaison. 65. Plane carrée : Xe 4 ; pyramidale à base carrée : l Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

23 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux a) B 3, 3 + 3(7) = 24 e b) Be 2 2-, 2 + 2(1) + 2 = 6 e a) Xe 2 a 8 + 2(7) = 22 électrons de valence l Xe l 180 o L atome central Xe s entoure de 5 doublets d électrons. La structure est basée sur une géométrie bipyramidale à base triangulaire. L arrangement le plus stable des atomes dans Xel 2 est une structure moléculaire linéaire avec un angle de liaison de 180. b) I 3 a 7 + 3(7) = 28 électrons de valence I 90 o 90 o En T ; les angles I 90. Les doublets libres de I occupent 2 positions de la base triangulaire. c) I 4 + a 7 + 4(7) 1 = 34 électrons de valence 120 o Te 90 o À bascule d) S + 5 a 6 + 5(7) 1 = 40 électrons de valence 90 o 120 o P Bipyramide à base triangulaire 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

24 160 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Dans toutes les espèces de cet exercice, l atome central s entoure de 5 doublets d électrrons. Toutes les structures sont basées sur la géométrie bipyramidale à base triangulaire, mais seulement dans Pl 5, tous les doublets sont des doublets de liaison. Par conséquent, Pl 5 est la seule espèce que l on décrit par une structure moléculaire bipyramidale à base triangulaire. éanmoins, pour obtenir les structures des autres, il faut commencer avec la géométrie bipyramidale à base triangulaire. 68. B 3 et Be 2 2- ont tous deux des liaisons polaires, mais seul Be 2 2- a un moment dipolaire. Étant donné la symétrie de B 3, la polarité des liens individuels s annule, et la molécule est non polaire. Dans Be 2 2-, puisque est plus électronégatif que Be, l extrémité négative du dipôle se trouve entre les et l extrémité positive, sur l atome Be. Le moment dipolaire global est représenté par la flèche sur le dessin. Be 69. Tous ont des liens polaires, mais seuls I 3 et I 4 + ont un moment dipolaire. S 5 + est non polaire en raison de sa symétrie, de même que Xe n appelle molécules polaires, les molécules qui possèdent un moment dipolaire global, et molécules non polaires, celles qui n ont pas de moment dipolaire global. a) l 2, 6 + 2(7) = 20 e - Kr 2, 8 + 2(7) = 22 e - l l l l Kr En forme de V, polaire; l 2 est polaire parce que les deux dipôles de liaison l ne s annulent pas. Le schéma illustre le moment dipolaire résultant. Linéaire, non polaire ; la molécule est non polaire parce que les deux dipôles de liaison Kr s annulent. Be 2, 2 + 2(1) = 4 e S 2, 6 + 2(6) = 18 e Be S Linéaire, non polaire ; les dipôles de liaison Be sont égaux et pointent en direction opposée. Ils s annulent. Be 2 est non polaire. En forme de V, polaire : les dipôles de liaison S ne s annulent pas, donc S 2 est polaire (a un moment dipolaire). Une seule structure de résonance est illustrée Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

25 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 161 ote : Les quatre espèces contiennent toutes trois atomes. Elles possèdent des structures différentes parce que le nombre de paires d électrons libres autour de l atome central est différent dans chaque cas. n ne peut prédire la polarité qu au cas par cas. b) S 3, 6 + 3(6) = 24 e 3, 5 + 3(7) = 26 e S Plane triangulaire, non polaire ; les dipôles de liaison s annulent. Une seule structure de résonance est illustrée. Pyramidale à base triangulaire, polaire ; Les dipôles de liaison ne s annulent pas. I 3 a 7 + 3(7) = 28 électrons de valence. I En forme de T, polaire, les dipôles de liaison ne s annulent pas. ote : chaque molécule possède le même nombre d atomes, mais les structures sont différentes parce que le nombre de doublets d électrons libres autour de chaque atome central est différent. c) 4, 4 + 4(7) = 32 e Se 4, 6 + 4(7) = 34 e Se Tétraédrique, non polaire ; À bascule, polaire ; Les dipôles de liaison s annulent. Les dipôles de liaison ne s annulent pas. Kr 4, 8 + 4(7) = 36 électrons de valence Kr Plane carrée, non polaire; Les dipôles de liaison s annulent Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

26 162 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Encore une fois, chaque molécule possède le même nombre d atomes, mais les structures sont différentes parce que le nombre de doublets d électrons libres autour de chaque atome central est différent. d) I 5, 7 + 5(7) = 42 e - As 5, 5 + 5(7) = 40 e - I As Pyramidale à base carrée, polaire ; Les dipôles de liaison ne s annulent pas. Bipyramidale à base triangulaire, non Polaire; Les dipôles de liaison s annulent. Et encore là, chaque molécule possède le même nombre d atomes, mais les structures sont différentes parce que le nombre de doublets d électrons libres autour de chaque atome central est différent. 71. Quelques noms possibles :, l, Br et I. L ion E 3 a une structure moléculaire bipyramidale à base triangulaire avec des angles de liaison < 109, La formule est E 2 2 et le diagramme de Lewis a 28 électrons de valence. 28 = x + 2(7) , x = 6 électrons de valence pour l élément E L élément E doit appartenir au groupe 6A parce qu il possède 6 électrons de valence. E doit également être un élément de la période 3 ou un élément plus lourd étant donné que dans cet ion l atome E s entoure de plus de 8 électrons (les éléments de la période 2 ne s entourent jamais de plus de 8 électrons). L élément E peut être S, Se ou Te. L ion possède une structure moléculaire en forme de T avec des angles de liaison Les liaisons polaires sont réparties symétriquement autour des atomes centraux et toutes les liaisons dipolaires s annulent. haque molécule a un moment dipolaire nul. EXERIES SUPPLEMETAIRES 74. a) (g) (g) + (g) Δ = 565 kj (g) + (g) + e Δ = 1312 kj (g) + e (g) Δ = -327,8 kj (g) + (g) + (g) Δ = 1549 kj 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

27 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 163 b) l(g) (g) + l(g) Δ = 427 kj (g) + (g) + e Δ = 1312 kj l(g) + e l (g) Δ = -348,7 kj l(g) + (g) + l (g) Δ = 1390 kj c) I(g) (g) + I(g) Δ = 295 kj (g) + (g) + e Δ = 1312 kj I(g) + e I (g) Δ = -295,2 kj I(g) + (g) + I (g) Δ = 1312 kj d) 2 (g) (g) + (g) Δ = 467 kj (g) + (g) + e Δ = 1312 kj (g) + e (g) Δ = -180 kj 2 (g) + (g) + (g) Δ = 1599 kj a 4 + 3(6) + 2 = 24 électrons de valence a (6) + 1 = 24 électrons de valence a 2(1) (6) = 24 électrons de valence. Les diagrammes de Lewis pour les réactifs et les produits sont : Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

28 164 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Liaisons rompues : Liaisons formées : 2 (358 kj/mol) 1 = (799 kj/mol) 1 (467 kj/mol) 1 (467 kj/mol) Δ = 2(358) [ ] = -83 kj ; la double liaison carbone-oxygène est plus forte que deux liaisons simples carbone-oxygène, par conséquent 2 et 2 sont plus stables que Les espèces stables sont : a) abr : dans abr 2, l ion sodium aurait une charge +2 en supposant que chaque atome de brome ait une charge de -1. Le sodium ne forme pas de composés ioniques stables de a 2+ b) l 4 : l 4 a 31 électrons de valence de sorte qu il est impossible de respecter la règle de l octet pour tous les atomes dans l 4. L électron supplémentaire de la charge -1 dans l 4 permet de compléter les octets pour tous les atomes. c) Xe 4 : n ne peut pas dessiner un diagramme de Lewis qui respecte la règle de l octet pour S 4 (30 électrons), contrairement à Xe 4 (32 électrons). d) Se 4 : les deux composés exigent que leur atome central s entoure de plus de 8 électrons. est trop petit et ne possède pas d orbitales d de faible énergie pour accepter plus de 8 électrons (ce qui est vrai pour tous les éléments de la période 2). 77. La structure générale d ion trihalogénure est la suivante : X X X 78. a) L atome central doit être en mesure d accepter 10 électrons. Les orbitales d du brome et de l iode peuvent accepter des électrons excédentaires. La couche de valence du fluor ne contient que des orbitales 2s et 2p (aucune orbitale d accessible) ; par conséquent, elle ne peut accepter plus de 8 électrons. Les molécules ont toutes une forme tétraédrique. Les liaisons l sont polaires puisque l est plus électronégatif que. La molécule est non polaire si elle est symétrique (l 4 ) Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

29 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 165 b) Molécule linéaire, symétrique, non polaire Molécule linéaire, asymétrique, polaire L oxygène est plus électronégatif que l azote. c) Les trois molécules ont la même forme pyramidale à base triangulaire, elles sont asymétriques, donc polaires s il y a une différence d électronégativité. P As E.. 2,1 2,1 2,0 3,0 légèrement polaire P 3 non polaire As 3 peu polaire 79. Te 5 a 6 + 5(7) + 1 = 42 électrons de valence. - Te Le doublet d électrons libres autour de Te exerce une répulsion plus forte que les doublets d électrons liants, ce qui a pour effet d éloigner du doublet libre les quatre dans le plan carré, et de réduire les angles de liaison entre l atome axial et les atomes du plan carré. Problèmes défis Li + (g) + 2 l (g) 2 Lil(s) Δ = 2(-829 kj) 2 Li(g) 2 Li + (g) + 2 e Δ = 2(520. kj) 2 Li(s) 2 Li(g) Δ = 2(166 kj) 2 l(g) 2 (g) + 2 l(g) Δ = 2(427 kj) 2 l(g) + 2 e 2 l (g) Δ = 2(-349 kj) 2 (g) 2 (g) Δ = -(432 kj) 2 Li(s) + 2 l(g) 2Lil(s) + 2 (g) Δ = -562 kj 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

30 166 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 81. a) 1) Enlever un e : Δ > 0 ; 2) ajouter un e : Δ < 0 ; 3) association entre le cation et l anion : Δ < a) i. b) Souvent, le signe de la somme des deux premiers processus est positif (ou non favorable), parce qu il faut vaporiser le métal et rompre fréquemment une liaison dans un gaz diatomique. c) Pour qu un composé ionique se forme, la somme doit être négative (exothermique). d) L énergie de réseau doit être favorable pour surpasser le processus endothermique de la formation des ions, c est-à-dire que l énergie de réseau doit être une quantité négative élevée. e) Bien que a 2 l (ou al 2 ) aurait une plus grande énergie de réseau que celle de al, l énergie pour former un ion l 2 (ou un ion a 2+ ) doit être plus élevée que ce qui pourrait être gagné par l énergie de réseau plus grande. Le même raisonnement s applique à Mg comparé à Mg 2 et à Mg 2. + * * * * Liaisons rompues (*): Liaisons formées (*): 1 (358 kj) 1 (467 kj) 1 (413 kj) 1 (347 kj) Δ I = 358 kj kj - [467 kj kj] = -43 kj ii. * * * * + * Liaisons rompues (*): Liaisons formées (*): 1 (358 kj/mol) 1 (467 kj/mol) 1 (413 kj/mol) 1 = (614 kj/mol) 1 (347 kj/mol) Δ II = 358 kj kj kj - [467 kj kj] = 37 kj Δ global = Δ I + Δ II = -43 kj + 37 kj = -6 kj 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

31 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 167 b) Liaisons rompues : Liaisons formées : 4 3 (413 kj/mol) 4 (891 kj/mol) 6 = (630. kj/mol) 6 2 (467 kj/mol) 1 (941 kj/mol) Δ = 12(413) + 6(630.) - [4(891) + 12(467) + 941] = kj c) Liaisons rompues : Liaisons formées : 2 3 (413 kj/mol) 2 (891 kj/mol) 2 3 (391 kj/mol) 6 2 (467 kj/mol) 3 = (495 kj/mol) Δ = 6(413) + 6(391) + 3(495) - [2(891) + 12(467)] = kj 83. a) i /2 2 n suppose que les groupes 2 ont une liaison simple et une liaison double = et que chaque atome de carbone a une liaison simple. n doit rompre et former toutes les liaisons. Liaisons rompues : Liaisons formées : 3 (347 kj/mol) 6 (1072 kj/mol) 6 (413 kj/mol) 6 (941 kj/mol) 12 (305 kj/mol) 6 (467 kj/mol) 6 (160. kj/mol) 3/2 = (495 kj/mol) 6 (201 kj/mol) ΣD formées = kj 6 = (607 kj/mol) ΣD rompues = kj Δ = ΣD rompues ΣD formées = kj kj = kj 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

32 168 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux ii ote : Les liaisons rompues sont les mêmes pour les trois réactions. Liaisons formées: 3 (1072 kj/mol) 6 = (799 kj/mol) 6 (941 kj/mol) 6 (467 kj/mol) ΣD formées = kj Δ = kj kj = kj iii Liaisons formées : 12 = (799 kj/mol) 6 (941 kj/mol) 3 (432 kj/mol) ΣD formées = kj Δ = kj kj = kj b) La réaction iii libère le plus d énergie par mole de L-20; elle libère donc la plus grande quantité d énergie par kilogramme kj 1 mol 1000 g mol 438,23 g kg = kj/kg 84. Si on peut écrire des formes de résonance de l anion qui reste après la perte de +, on peut prédire que la stabilité accrue de l anion «force» + à partir et que le composé est acide. a) Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

33 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 169 b) c) es formes de résonance ne sont pas possibles si + est présent. 85. PA ( ) a 3(1) + 2(4) (6) = 46 électrons de valence. ormule squelette avec huit doublets autour des atomes d oxygène (46 électrons utilisés) Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

34 170 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux ette structure a utilisé tous les 46 électrons, mais un des atomes de carbone et l atome d azote ne s entourent que de six électrons. Deux doublets libres doivent devenir partagés ; il faut former deux liaisons doubles. (ette forme n est pas importante du point de vue des charges formelles.) Angle de liaison de 120 autour de l atome de carbone indiqué par 1 et de ~109,5 autour de l atome d azote indiqué par 2. Les angles de liaison de l azote sont légèrement inférieurs à 109,5 en raison de la répulsion due aux doublets libres sur l azote Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

35 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux La formule squelette de la caféine est : Pour avoir une charge formelle de zéro sur tous les atomes, les liaisons nécessaires sont : a) quatre liaisons at ucun doublet libre pour chaque atome de carbone b) trois liaisons et un doublet libre pour chaque atome d azote c) deux liaisons et deux doublets libres pour chaque atome d oxygène d) une liaison et aucun doublet libre pour chaque atome d hydrogène En suivant ces principes directeurs, on obtient un diagramme de Lewis dans lequel tous les atomes ont une charge formelle de zéro. Le diagramme de Lewis est : 2007 Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

36 172 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux Problèmes d intégration 89. Soit 100,00 g de composé : 42,81 g = 1molX 19,00 g Le nombre de moles de X dans X 5 est : 2,53 mol = 2,253 mol 1 mol X 5 mol = mol X e nombre de moles de X a une masse de 57,19 g (= 100,00 g 42,81 g). Masse molaire de X : 57,19 g X 0,4506 mol X = 126,9 g/mol; est l élément I (iode). I 5, 7 + 5(7) = 42 e I structure moléculaire : pyramidale à base carrée. 90. Si la configuration de X 2 est [Ar]4s 2 3d 10 4p 6, alors X doit avoir une configuration comportant deux électrons en moins, [Ar]4s 2 3d 10 4p 4. est l élément Se. Se, = 16 e Se Se Se Problème de synthèse 91. omposé A : e composé est un acide fort (partie g)). 3 est un acide fort et on le trouve sur le marché en solutions concentrées de 16 mol/l (partie c)). L état d oxydation le plus élevé de l azote est +5, et dans 3, l état d oxydation de l azote est +5 (partie b)) Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

37 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux 173 omposé B : e composé est basique (partie g)) et a un atome d azote (partie b)). La charge formelle de zéro (partie b)) nous indique qu il y a trois liaisons et un doublet libre sur l azote. En supposant que le composé est monobasique, les données de la partie g nous indiquent alors que la masse molaire de B est 33,0 g/mol (21,98 ml de L, 1,000 mol/l = 0,02198 mol l, donc il y a 0,02198 mol de B ; 0,726 g/0,02198 mol = 33,0 g/mol). Il y a un azote et les autres atomes sont et. Étant donné que la masse molaire de B est 33,0 g/mol, alors un seul atome est présent. et ont une masse molaire combinée de 33,0 g/mol ; le reste est composé d hydrogène (3 atomes ), ce qui donne la formule 3. Le composé B est vraisemblablement 2. omposé : D après les parties a) et f), et en supposant que le composé A est 3, le composé contient l ion nitrate, 3. Étant donné que la partie b) nous indique qu il y a deux atomes d azote, l autre ion doit avoir un et quelques. En outre, le composé doit être un acide faible (partie g) alors que l ion 3 - n a pas de propriétés acides. L atome d azote dans l autre ion doit avoir un état d oxydation de 3 (partie b)) et une charge formelle de +1. L ion ammonium est conforme à ces données. Donc le composé est omposé D : d après la partie f), ce composé a un atome d oxygène de moins que le composé ; donc, 4 2 est une formule possible. Les données de la partie e) le confirment Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

38 174 hapitre 6 Liaisons chimiques : concepts généraux omposé E : on trouve une solution basique (partie g)) sur le marché à 15 mol/l (partie c)) appelée hydroxyde d ammonium, 4. Les informations des parties b) et d) confirment également qu il s agit de ce produit Les Éditions E inc. Toute reproduction interdite

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Chapitre 3 : Liaisons chimiques. GCI 190 - Chimie Hiver 2009 Chapitre 3 : Liaisons chimiques GCI 190 - Chimie Hiver 2009 Contenu 1. Liaisons ioniques 2. Liaisons covalentes 3. Liaisons métalliques 4. Liaisons moléculaires 5. Structure de Lewis 6. Électronégativité

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