Solutionnaire - hapitre 1 otions fondamentales 1.1 Symbolisme de l atome p + n 0 e - 81 35Br 89 39Y 35 46 35 39 50 39 136 54 Xe 54 82 54 129 54Xe 54 75 54 1.2 Les isotopes sont des éléments qui possèdent le même nombre de protons (même numéro atomique, Z), mais un nombre différent de neutrons. 1.3 Symbolisme de l atome p + n 0 e - 16 8 19 9F 199 80 g 8 8 8 9 10 10 80 119 80 1.4 Symbolisme 118 51Sb 185 75Re 7+ 26 14Si 4-60 27o 3+ ombre de protons 51 75 14 27 ombre de neutrons 67 110 12 33 ombre d électrons 51 68 18 24 harge nette 0 7+ 4-3+ hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 1
1.5 a) La taille de l orbitale et le niveau d énergie. b) La forme de l orbitale et le sous-niveau d énergie. c) L orientation de l orbitale dans l espace selon les coordonnées cartésiennes. 1.6 hlore (l) : Un électron célibataire et trois doublets d électrons. Soufre (S) : Deux électrons célibataires et deux doublets d électrons. Phosphore (P) : Trois électrons célibataires et un doublet d électrons. l S P 1.7 Les halogènes F, l, Br et I sont des éléments d une même famille. es éléments possèdent sept électrons de valence, soit un électron célibataire et trois doublets d électrons. Ils ont la même notation de Lewis. X 1.8 La différence d électronégativité entre les atomes des liaisons de 2 (-) et de Br 2 (Br-Br) est de zéro. e sont donc des liaisons covalentes pures, non polaires. La valeur d électronégativité pour l atome de est de 2,20 et celle pour l atome de Br est de 2,96. La différence d électronégativité est égale à 0,76 (2,96-2,20), ce qui est supérieur à 0,40. La liaison -Br est donc covalente polaire. 1.9 Remarque : Les liaisons - sont des liaisons covalentes non polaires, car la différence d électronégativité entre les atomes de carbone () et d hydrogène () est de 0,35 (inférieure à 0,40). Aucune charge partielle ne sera attribuée aux atomes d hydrogène des liaisons -. δ+ δ+ δ _ δ+ δ+ δ _ δ+ δ _ δ+ S δ+ _ δ δ+ δ+ δ+ F δ _ hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 2
1.10 haque carbone possède quatre électrons de valence célibataires et fait quatre liaisons avec des atomes d'hydrogène ayant un électron célibataire. haque liaison comporte alors deux électrons. haque atome de carbone respecte la règle de l'octet et chaque atome d'hydrogène respecte la règle du doublet. 1.11 L'atome de carbone possède quatre électrons de valence célibataires permettant d'effectuer quatre liaisons. haque liaison contient deux électrons. L'atome de carbone respecte la règle de l'octet. haque atome d'hydrogène possède un électron célibataire et fait une liaison. Les atomes d'hydrogène respectent la règle du doublet. L'atome d'oxygène possède six électrons de valence, deux doublets libres d'électrons (quatre électrons) et deux électrons célibataires faisant chacun une liaison (quatre électrons). L'atome d'oxygène respecte la règle de l'octet. 1.12 l Br P Br _ a + Br Mg 2+ Br Br Les liaisons covalentes polaires sont représentées en rouge. Les liaisons covalentes non polaires sont représentées en noir. Les liaisons ioniques sont les attractions électrostatiques entre les ions positifs et les ions négatifs. 1.13 l l l 1.14 + K + hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 3
1.15 : : orbitales hybrides sp 3 sp 3 Structure de Lewis Représentation des liaisons chimiques par les cases quantiques (sp 3 -sp 3 ) Représentation orbitalaire Modèle hybridé ou encore Modèle de Gillespie < : 109,5 o < : 109,5 o hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 4
1.16 a) 3 3 Structure de Lewis Les liaisons en rouge sont des liaisons covalentes polaires. Les liaisons en noir sont des liaisons covalentes non polaires. : : : orbitales hybrides sp 3 sp 3 sp 3 Représentation des liaisons chimiques par les cases quantiques (sp 3 -sp 3 ) (sp 3 -sp 3 ) ou encore Représentation orbitalaire Modèle hybridé Modèle de Gillespie < : 109,5 o < : 109,5 o < : environ 104,5 o hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 5
b) 3 l l Structure de Lewis l: : sp 3 2s 2p orbitales hybrides sp 3 La liaison en rouge est une liaison covalente polaire. Les liaisons en noir sont des liaisons covalentes non polaires. Représentation des liaisons par les cases quantiques (sp 3 -sp 3 ) l ou encore l Modèle de Gillespie < : 109,5 o < l : 109,5 o Représentation orbitalaire Modèle hybridé hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 6
1.17 Structure de Lewis : : sp 3 sp 3 : : sp 2 2p sp 2 π 2p Représentation orbitalaire Modèle hybridé hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 7
Liaison π en bleu Recouvrement latéral au-dessus et en dessous de la liaison (sp 2 -sp 2 ) (sp 2 -sp 3 ) rbitales p (sp 2 -sp 3 ) Représentation orbitalaire Modèle hybridé ou encore < : 109,5 o < : 109,5 o < : 120 o < : 120 o Modèle de Gillespie 1.18 : sp sp π 2p π : sp 3 2p Structure de Lewis : Recouvrement orbitalaire Modèle hybridé hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 8
Molécule vue de haut : Liaison π (p - p) (sp-sp) Liaison π (p - p) (sp 3 -sp) ou encore Modèle de Gillespie < : 109,5 o < : 109,5 o < : 180 o Représentation orbitalaire Modèle hybridé Molécule vue de côté : (sp-sp 3 ) (sp-sp) Représentation orbitalaire Modèle hybridé ou encore < : 109,5 o < : 109,5 o < : 180 o Modèle de Gillespie hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 9
1.19 Les molécules de butane sont constituées uniquement d atomes d hydrogène et d atomes de carbone reliés entre eux par des liaisons - et -. es liaisons sont des liaisons covalentes non polaires. Par conséquent, les seules attractions intermoléculaires possibles entre les molécules de butane sont les forces de dispersion de London. 1.20 Les attractions intermoléculaires possibles entre les molécules de butan-1-ol sont les suivantes : Forces de dispersion de London (toute molécule est polarisable ; formée d une section non polaire en raison des liaisons covalentes non polaires - et -). Interactions de Debye [par exemple, avec le dipôle permanent d une liaison covalente polaire - (ou -) et un dipôle induit créé dans les liaisons covalentes non polaires - ou -]. Interactions de Keesom (entre les dipôles permanents des molécules, c est-à-dire les liaisons covalentes polaires -). Ponts hydrogène [entre le du groupement alcool - d une molécule et le (doublets d électrons libres) du groupement alcool d une autre molécule]. 1.21 Il y a cinq ponts possibles TÉRIQUEMET pour chaque molécule (encerclée en jaune). ependant, pour ce qui est de l'oxygène compris entre les deux groupements de carbones, il est TRP EMBRÉ pour effectuer dans la RÉALITÉ des ponts. es notions d'encombrement stérique (en 3D) seront détaillées dans les chapitres à venir. Le nombre de ponts dépend aussi de l'état physique (liquide, solide). hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 10
1.22 a) L eau, très polaire, peut faire des ponts (ainsi que des forces de dispersion de London et des interactions de Keesom) alors que le pentane est non polaire, et les attractions intermoléculaires possibles entre ces molécules ne sont que des forces de dispersion de London. Les deux composés ne seront donc pas miscibles. L eau ne brisera pas ses ponts (très énergétique) pour n effectuer que des forces de dispersion de London, très faibles, avec les molécules de pentane. b) L eau, très polaire, peut faire des ponts (ainsi que des forces de dispersion de London et des interactions de Keesom). L éthanol, une molécule polaire, effectue également ces types d attractions intermoléculaires. Sa chaîne de carbones est petite et l éthanol peut alors être soluble dans l eau. Les deux composés seront miscibles. c) L éthane et le butane sont des molécules non polaires. Les seules attractions intermoléculaires possibles entre les molécules de butane et celles d éthane sont les forces de dispersion de London. Ils seront donc miscibles. Exercices supplémentaires Structure atomique, symbolisme de l atome et isotopes 1.23 Symbolisme de l atome p + n 0 e - 35 17l - 24 12Mg 2+ 17 18 18 12 12 10 14 6 6 8 6 18 8 2-8 10 10 otation de Lewis, règle de l octet et liaison chimique 1.24 Puisque l électronégativité augmente de gauche à droite et de bas en haut dans le tableau périodique, l ordre croissant sera : K, a,, S, Br,, F (le fluor est l élément le plus électronégatif). Remarque : Pour les cas plus ambigus, comme la distinction entre l électronégativité du carbone, du soufre et du brome, référez-vous aux valeurs d électronégativité inscrites dans le tableau périodique à la fin de ce manuel. hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 11
1.25 a) : : arbone excité 2s 2p otations de Lewis onfigurations électroniques b) ou La règle de l'octet est respecté pour chaque atome de carbone (encadré rouge). La règle du doublet est respectée pour chaque atome d'hydrogène (encadré bleu). c) Dans cette molécule, toutes les liaisons sont covalentes non polaires (- et - ). Aucune charge formelle ne devrait apparaître. 1.26 Les liaisons covalentes polaires sont représentées en rouge. Les charges formelles sont inscrites directement vis-à-vis de l atome concerné. Remarque : La liaison S- est à la frontière entre la liaison covalente polaire et non polaire. En effet, la différence d électronégativité est égale à 0,38 (ΔÉn. = Én. S Én. = 2,58 2,20 = 0,38). Elle aurait pu être représentée en rouge. Les liaisons covalentes non polaires sont en noir. Les liaisons ioniques sont facilement identifiables, car elles sont formées en raison d une attraction électrostatique entre les ions positifs (cations) et les ions négatifs (anions). a) l c) _ + K F b) S d) _ + a hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 12
ybridation des orbitales atomiques 1.27 Légende : Atome en bleu = sp 3 (quatre paquets d électrons autour de l atome) Atome en rouge = sp 2 (trois paquets d électrons autour de l atome) Atome dans un encadré jaune = sp (deux paquets d électrons autour de l atome) Les hydrogènes ne sont jamais hybridés ; ce sont des orbitales. a) b) c) _ 2 3 + 1.28 a) onfigurations électroniques du l et de l'al à l'état fondamental l : 2s 2p 3s 3p Al : 2s 2p 3s 3p b) l Al l l Structure de Lewis Explication avec les cases quantiques : L aluminium subit une promotion électronique au même titre que le bore ou que le carbone (pour toutes les famille IIIA et IVA) pour effectuer les trois liaisons avec les atomes de chlore. Enfin, l orbitale 3s et les deux orbitales 3p de l atome d aluminium s hybrideront pour donner trois orbitales hybrides sp 2. L aluminium est une exception de la règle de l octet, possédant un octet incomplet. Les atomes de chlore, étant entourés de quatre paquets d électrons (un doublet liant et trois doublets libres d électrons), seront hybridés sp 3. hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 13
Al : Promotion électronique 2s 2p 3s 3p Al : ybridation 2s 2p 3s 3p Al : 2s 2p sp 2 3p Formations des trois liaisons l : 2s 2p sp 3 Al : 2s 2p sp 2 3p l : 2s 2p sp 3 l : 2s 2p sp 3 c) Le chlore est hybridé sp 3 (quatre paquets d électrons, soit un doublet liant et trois doublets d électrons libres) alors que l aluminium est hybridé sp 2 (trois paquets d électrons, soit trois doublets liants). Remarque : L aluminium (tout comme le bore) possède une orbitale p pure (3p), non hybridée (une case quantique vide). Le All 3 agira à titre d acide de Lewis (accepteur d électrons) dans les réactions organiques, pouvant recevoir une paire d électrons libres dans cette orbitale vide. 1.29 sp sp 2 sp 2 ybridation des atomes de carbone hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 14
(s-sp 2 ) (sp-sp 2 ) (sp-sp 2 ) (s-sp 2 ) (s-sp 2 ) (s-sp 2 ) Représentation orbitalaire Modèle hybridé < : 120 o < : 120 o < : 180 o Modèle de Gillespie 1.30 a) éthanol acétaldéhyde acide acétique b) < 109,5 o 109,5 o 120 o 2 1 109,5 o éthanol ybridation de et de : sp 3 Les atomes de ne sont pas hybridés. Géométrie moléculaire autour des et de : tétraédrique (plus particulièrement, angulaire pour l') acétaldéhyde ybridation de 1 : sp 3 ybridation de 2 et de : sp 2 Les atomes de ne sont pas hybridés. Géométrie moléculaire autour de 1 : tétraédrique Géométrie moléculaire autour de 2 : triangulaire plane Géométrie moléculaire autour de : triangulaire plane 120 o 2 < 109,5 o 2 1 1 109,5 o acide acétique ybridation de 1 et 1 : sp 3 ybridation de 2 et de 2 : sp 2 Les atomes de ne sont pas hybridés. Géométrie moléculaire autour de 1 : tétraédrique Géométrie moléculaire autour de 2 : triangulaire plane Géométrie moléculaire autour de 2 : triangulaire plane Géométrie moléculaire autour de 1 : tétraédrique (angulaire) hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 15
1.31 a) sp 2 sp 2 sp 3 b) 120 o <109,5 o 120 o c) Géométrie moléculaire autour des atomes de : triangulaire plane Géométrie moléculaire autour de l'atome de : tétraédrique (plus particulièrement, angulaire) (s-sp 2 ) Liaison π (s-sp 2 ) (sp 2 -sp 2 ) (sp 2 -sp 3 ) (s-sp 2 ) Polarité des molécules 1.32 L atome de bore de la molécule Bl 3 fait trois liaisons et ne possède aucun doublet d électrons libres (trois paquets d électrons). Par conséquent, sa géométrie moléculaire selon la théorie RPEV est une géométrie triangulaire plane avec des angles de liaisons de 120 (modèle de Gillespie). Les liaisons B-l sont des liaisons covalentes polaires. L atome de chlore est l atome le plus électronégatif. l l B l La somme des vecteurs est égale à 0. Le moment dipolaire est donc nul. La molécule est non polaire. hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 16
Par opposition, l atome d azote dans la molécule 3 fait trois liaisons avec les atomes d hydrogène, mais porte également un doublet d électrons libres (quatre paquets d électrons). Par conséquent, selon la théorie RPEV, la molécule possède une géométrie tétraédrique et, plus particulièrement une géométrie pyramidale à base triangulaire. Les liaisons - sont des liaisons covalentes polaires, où le vecteur pointe vers l atome d azote, qui est plus électronégatif. La somme des vecteurs n'est pas égale à 0. Le moment dipolaire est non nul. La molécule est polaire. 1.33 a) Les liaisons covalentes polaires ont été mises en rouge et les doublets d électrons libres ont été placés dans leur orbitale hybride en jaune dans le dessin en b). b) Pour connaître la polarité globale des molécules, il faut toujours représenter les molécules en trois dimensions selon la géométrie moléculaire (théorie RPEV, modèle de Gillespie). 3 3 3 3 3 S 3 3 2 3 S Puisque les deux molécules du bas ( 3 S 3 et 3 2 3 ) ne possèdent aucune liaison covalente polaire, elles sont donc non polaires. Dans le cas des deux molécules du haut ( 3 3 et 3 3 ), elles renferment des liaisons covalentes polaires. L addition des vecteurs n égale pas zéro. Leur moment dipolaire (flèche verte) est non nul. e sont des molécules polaires. hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 17
3 3 3 3 c) La différence d électronégativité est plus grande dans un lien - (ΔÉn.= 0,89) que dans un lien - (ΔÉn.= 0,49). Le moment dipolaire résultant dans la molécule de 3 3 sera donc plus élevé. L ordre de polarité sera donc : 3 3 > 3 3 > 3 S 3 = 3 2 3 1.34 Les molécules suivantes sont polaires :, 3, S 2,,, l 3, 2 et 2 Br 2 Toutes les autres molécules sont non polaires, car la somme des vecteurs est égale à zéro. Leur moment dipolaire est alors nul. Attractions intermoléculaires 1.35 a) Les molécules forment entre elles principalement des ponts hydrogène (en plus des forces de dispersion de London et des interactions de Keesom), alors que l huile fait essentiellement des forces de dispersion de London en raison de ses très longues chaînes de carbones et d hydrogène. Il est donc désavantageux pour l eau de briser ses ponts hydrogène très énergétiques, pour ne faire que de faibles attractions intermoléculaires telles que les forces de dispersion de London. L huile n est donc pas soluble dans l eau. b) Les deux molécules peuvent faire des ponts (en plus des forces de dispersion de London et des interactions de Keesom) et l acide acétique ne possède qu une toute petite queue hydrophobe ( 3 ). Le vinaigre (acide acétique) est donc soluble dans l eau. c) Le vinaigre fait essentiellement des ponts hydrogène, car sa queue hydrophobe est très petite ( 3 ). Pour sa part, l huile fait essentiellement des forces de dispersion de London en raison de ses très longues chaînes de carbones et d hydrogène. Il est donc désavantageux pour l acide acétique, malgré sa portion hydrophobe, de briser ses ponts hydrogène très énergétiques, pour ne faire que de faibles attractions intermoléculaires telles que les forces de dispersion de London. L huile n est donc pas soluble dans le vinaigre. d) Les molécules d hexane sont non polaires et ne possèdent que des liaisons - ou - covalentes non polaires. Elles ne font entre elles que des forces de dispersion de London, tout comme les molécules d huile. Par conséquent, l hexane pourra solubiliser les longues chaînes de carbones de l huile. Les deux substances sont miscibles. hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 18
1.36 Pour réaliser un pont hydrogène, deux structures moléculaires doivent respecter les conditions suivantes : Attraction intermoléculaire : Pont hydrogène Première molécule X X Deuxième molécule où X =, ou F, soit des atomes très électronégatifs avec des doublets d'électrons libres. Une molécule doit ainsi renfermer un atome très électronégatif (, ou F) ayant des doublets d électrons libres. L autre molécule doit posséder un atome d hydrogène directement lié aux atomes, ou F. Le pointillé en rouge représente l attraction électrostatique très forte, c est-à-dire le pont hydrogène, causée par des dipôles permanents particulièrement forts (en raison de la grande différence d électronégativité entre les liaisons -, - et F-). 1.37 Remarque : L expression «en théorie» est utilisée puisque dans cet exercice l on ne tient pas compte de l encombrement stérique possible entre les molécules et au sein même d une molécule. a) La molécule de méthylamine ( 3 2 ) peut théoriquement faire trois ponts hydrogène. La molécule d eau ( 2 ) peut, quant à elle, faire quatre ponts hydrogène. es deux molécules peuvent faire des ponts hydrogène entre elles selon les schémas suivants : ou b) Il n y a aucun pont hydrogène possible. La molécule d éthane ( 3 3 ) ne peut faire de ponts hydrogène, car les hydrogènes de cette molécule ne sont pas liés aux atomes électronégatifs, ou F. hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 19
c) Il n y a aucun pont hydrogène possible entre les molécules de 3 S et de 3 2. Les molécules de 3 2 peuvent faire des ponts hydrogène entre elles, mais la molécule de 3 S ne peut pas faire de ponts hydrogène, car ses hydrogènes sont liés à des atomes de ou de S, mais pas aux atomes particuliers, ou F. d) La molécule de méthoxyméthane ( 3 3 ) peut faire deux ponts hydrogène. La molécule de méthanol ( 3 ) peut, quant à elle, faire trois ponts hydrogène. es deux molécules font des ponts hydrogène entre elles selon les schémas suivants : ou e) Il n y a aucun pont hydrogène possible, car aucun atome d hydrogène n est directement lié aux atomes d oxygène. Ils sont tous liés aux atomes de carbone. 1.38 Les dipôles induits sont, en fait, des dipôles créés au sein de liaisons covalentes non polaires d une molécule et qui se polarisent lorsqu une molécule polaire est à proximité ou lorsqu il y a la formation d un dipôle instantané à l intérieur d une molécule voisine. Lors de l induction, les électrons de la liaison covalente non polaire se déplacent simplement un peu plus vers un des deux atomes et il y a alors création du dipôle induit. Les électrons se déplacent vers l atome qui se situe le plus près du pôle positif de la molécule voisine (les charges négatives étant attirées par les charges positives). Une attraction électrostatique aura lieu entre le dipôle induit et celui à proximité qui a permis cette induction (voir les figures 1.25 et 1.26). hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 20
hapitre 1 Solutionnaire 2008 Les Éditions de la henelière inc. 21 1.39 Il y a TÉRIQUEMET cinq ponts hydrogène ITERMLÉULAIRES possibles dans l'eau : Il n'y a qu'un seul pont hydrogène possible dans un solvant polaire, mais ne pouvant faire de pont (ex. l 3 ). Il s'agir d'un pont hydrogène ITRAMLÉULAIRE. Pour bien visualiser ce pont hydrogène, il est préférable de représenter la structure en trois dimensions. Pont intramoléculaire