De la structure à la polarité d'une entité

Données : Z(Si) = 14 ; Z(P) = 15 ; Z(S) = 16 ; le brome Br est dans la colonne 17.

1. Nombre d’électrons de valence d’un atome de silicium :
   Si : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² ; couche n = 3 : 2 + 2 = 4 électrons de valence (colonne 14).
2. Nombre d’électrons de valence d’un atome de soufre :
   S : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ ; couche n = 3 : 2 + 4 = 6 électrons de valence (colonne 16).
3. Nombre de liaisons covalentes formées par un atome de phosphore dans une molécule neutre :
   P : 15 − 10 = 5 électrons de valence ; il lui en manque 8 − 5 = 3 pour l’octet : 3 liaisons, et (5 − 3) ÷ 2 = 1 doublet non liant.
4. Nombre de doublets non liants portés par un atome de brome engagé dans une liaison :
   Br a 7 électrons de valence : 1 liaison, et (7 − 1) ÷ 2 = 3 doublets non liants.
5. Nombre total de doublets non liants de la molécule de tétrabromure de silicium SiBr₄ :
   Si forme 4 liaisons sans doublet non liant ; chaque Br porte 3 doublets non liants : 4 × 3 = 12. Contrôle : 4 + 4 × 7 = 32 électrons, 16 doublets, dont 4 liants : 16 − 4 = 12.

Établir les schémas de Lewis de la phosphine PH₃, du séléniure d’hydrogène H₂Se et de l’hydroxylamine NH₂OH, dont l’enchaînement est H₂N–O–H (atomes centraux : P, Se, puis N et O). Données : colonnes du tableau périodique : H (1), N et P (15), O et Se (16).

1. PH₃ : nombre total de doublets :
   5 + 3 = 8 électrons (5 pour P, 1 par H), soit 4 doublets : 3 liaisons P–H et 1 doublet non liant sur P.
2. H₂Se : nombre de doublets non liants portés par le sélénium :
   6 + 2 × 1 = 8 électrons, 4 doublets ; 2 liaisons Se–H, il reste 2 doublets non liants sur Se (colonne 16 comme O : 2 liaisons, 2 doublets non liants).
3. NH₂OH : nombre total de doublets :
   5 + 2 × 1 + 6 + 1 = 14 électrons (5 pour N, 6 pour O, 1 par H), soit 7 doublets.
4. NH₂OH : nombre de doublets non liants :
   Quatre liaisons (deux N–H, N–O et O–H), soit 4 doublets liants ; il reste 7 − 4 = 3 doublets non liants : 1 sur N (3 liaisons), 2 sur O (2 liaisons). N et O ont leur octet, chaque H son duet.

Le propène C₃H₆ sert à fabriquer le polypropylène. Ses trois atomes de carbone forment une chaîne C–C–C et la molécule contient une liaison double. Données : Z(H) = 1 ; Z(C) = 6.

1. Nombre total de doublets de la molécule :
   3 × 4 + 6 × 1 = 18 électrons de valence, soit 9 doublets.
2. Nombre de doublets non liants :
   C et H n’ont pas de doublet non liant dans une molécule neutre : les 9 doublets sont liants (C=C : 2 ; C–C : 1 ; 6 liaisons C–H : 6). Il y a 0 doublet non liant.

   Schéma de Lewis du propène CH₂=CH–CH₃.

3. Nombre de liaisons C–H :
   Les 6 atomes d’hydrogène forment chacun une liaison : 6 liaisons C–H (2 sur le premier carbone, 1 sur le carbone central, 3 sur le dernier).
4. Un élève dessine le carbone central avec la liaison double, la liaison simple et deux atomes d’hydrogène. Ce carbone serait entouré de électrons.
   Liaison double (4 électrons), liaison simple (2) et deux liaisons C–H (4) : 4 + 2 + 4 = 10 électrons : plus que l’octet. Le carbone central ne porte qu’un hydrogène, et la formule de l’élève aurait 7 H au lieu de 6.

On établit les schémas de Lewis des ions fluorure F⁻, sulfure S²⁻ et potassium K⁺. Données : colonnes du tableau : K (1), S (16), F (17).

1. F⁻ : nombre d’électrons de valence à répartir :
   7 + 1 = 8 électrons (on ajoute 1 électron pour la charge −), soit 4 doublets non liants.
2. S²⁻ : nombre de doublets non liants :
   6 + 2 = 8 électrons, soit 4 doublets non liants autour de S : octet.
3. K⁺ : nombre de doublets dessinés :
   K a 1 électron de valence (colonne 1) ; 1 − 1 = 0 électron à placer : le schéma est simplement K⁺, avec 0 doublet.

On étudie l’ion cyanure CN⁻ et l’ion hypochlorite ClO⁻, présent dans l’eau de Javel. Données : colonnes du tableau : C (14), N (15), O (16), Cl (17).

1. CN⁻ : nombre total de doublets :
   4 + 5 + 1 = 10 électrons, soit 5 doublets.
2. CN⁻ : nature de la liaison entre C et N : liaison
   Avec 5 doublets, chaque atome n’a son octet que si C et N partagent 3 doublets : liaison triple, et 1 doublet non liant sur chaque atome.

   Schéma de Lewis de l’ion cyanure.

3. CN⁻ : la charge négative est portée par l’atome de
   Charge de C : 4 − 3 − 2 × 1 = −1 ; charge de N : 5 − 3 − 2 × 1 = 0. La charge est sur le carbone.
4. ClO⁻ : nombre total de doublets non liants :
   7 + 6 + 1 = 14 électrons, 7 doublets : 1 liaison Cl–O et 6 doublets non liants (3 sur Cl, 3 sur O). Charge de O : 6 − 1 − 2 × 3 = −1.

Le chlorure d’aluminium AlCl₃ (aluminium central, lié aux trois chlores) est un catalyseur très utilisé en chimie organique. En présence d’ions chlorure Cl⁻, il forme l’ion tétrachloroaluminate AlCl₄⁻. Données : colonnes du tableau : Al (13), Cl (17).

1. AlCl₃ : nombre total de doublets :
   3 + 21 = 24 électrons (3 pour Al, 7 par Cl), soit 12 doublets : 3 liaisons Al–Cl et 9 doublets non liants sur les chlores.
2. AlCl₃ : nombre d’électrons autour de l’atome d’aluminium :
   Trois liaisons : 3 × 2 = 6 électrons. Il en manque 2 pour l’octet : l’aluminium porte une lacune électronique.

   Schéma de Lewis de AlCl₃ : lacune sur l’aluminium.

3. AlCl₄⁻ : nombre d’électrons de valence à répartir :
   3 + 4 × 7 + 1 = 32 électrons, soit 16 doublets : 4 liaisons Al–Cl et 12 doublets non liants.
4. AlCl₄⁻ : la charge négative est portée par l’atome d’
   Charge de Al : 3 − 4 − 0 = −1 ; chaque Cl : 7 − 1 − 6 = 0. La charge est sur l’aluminium : un doublet non liant de l’ion Cl⁻ a comblé sa lacune.

Pour chaque molécule, on donne l’atome central et son environnement. Disulfure de carbone S=C=S : C sans doublet non liant. Dichlorure de soufre SCl₂ : S lié à deux Cl, avec deux doublets non liants. Trifluorure de phosphore PF₃ : P lié à trois F, avec un doublet non liant. Tétrafluorure de silicium SiF₄ : Si lié à quatre F, sans doublet non liant.

1. Géométrie de CS₂ :
   2 atomes liés, aucun doublet non liant : 2 directions, molécule linéaire (180°).
2. Géométrie de SCl₂ :
   2 atomes liés + 2 doublets non liants = 4 directions ; seuls 2 atomes sont visibles : molécule coudée.
3. Géométrie de PF₃ :
   3 atomes liés + 1 doublet non liant = 4 directions : molécule pyramidale à base triangulaire.
4. Valeur de l’angle F–Si–F dans SiF₄ : °
   4 directions sans doublet non liant : tétraèdre régulier, angles de 109,5°.

Dans l’éthanal CH₃–CHO, un premier carbone C1 est lié à trois atomes d’hydrogène et au second carbone C2 ; C2 est lié à C1, à un atome d’hydrogène et à l’atome d’oxygène. Données : colonnes du tableau : H (1), C (14), O (16).

1. Nature de la liaison entre C2 et l’oxygène : liaison
   C2 n’a que 3 voisins : pour former 4 liaisons, il partage 2 doublets avec O, qui forme ainsi ses 2 liaisons : liaison double C=O, et 2 doublets non liants sur O. Contrôle : 2 × 4 + 4 × 1 + 6 = 18 électrons, 9 doublets = 7 liants + 2 non liants.

   Schéma de Lewis de l’éthanal.

2. Nombre de directions autour de C2 :
   C2 est lié à 3 atomes (C1, H, O) et n’a pas de doublet non liant : 3 directions (la liaison double compte pour une).
3. Géométrie autour de C2 :
   3 directions sans doublet non liant : triangulaire plane, angles voisins de 120°.
4. Géométrie autour de C1 :
   C1 est lié à 4 atomes, sans doublet non liant : 4 directions, géométrie tétraédrique (109,5°).

Le chlorure de nitrosyle ClNO est un gaz jaune. L’atome d’azote est central, lié à l’atome de chlore et à l’atome d’oxygène. Données : colonnes du tableau : N (15), O (16), Cl (17).

1. Nombre total de doublets de la molécule :
   7 + 5 + 6 = 18 électrons, soit 9 doublets.
2. Nombre de doublets non liants portés par l’azote :
   N forme 3 liaisons : simple avec Cl, double avec O. Il garde (5 − 3) ÷ 2 = 1 doublet non liant. Contrôle : 3 doublets liants + 3 (Cl) + 2 (O) + 1 (N) = 9.

   Schéma de Lewis du chlorure de nitrosyle.

3. Nombre de directions autour de l’azote :
   2 atomes liés (Cl, O) + 1 doublet non liant = 3 directions.
4. Géométrie de la molécule :
   3 directions dont 1 doublet non liant : seuls 2 atomes entourent N, la molécule est coudée. L’angle mesuré, environ 113°, est inférieur à 120° : le doublet non liant repousse les liaisons.

Données (échelle de Pauling) : χ(H) = 2,20 ; χ(P) = 2,19 ; χ(S) = 2,58 ; χ(Cl) = 3,16.

1. Δχ de la liaison S–Cl :
   Δχ = 3,16 − 2,58 = 0,58 : 0,58 ≥ 0,4, liaison polarisée.
2. Δχ de la liaison P–Cl :
   Δχ = 3,16 − 2,19 = 0,97 : 0,97, liaison polarisée, P^δ+–Cl^δ−.
3. Δχ de la liaison P–H :
   Δχ = 2,20 − 2,19 = 0,01 : 0,01 < 0,4 : liaison considérée comme non polarisée.
4. Dans la liaison S–Cl, l’atome qui porte la charge partielle δ+ est l’atome de
   Le chlore (3,16) est plus électronégatif que le soufre (2,58) : le soufre porte δ+, S^δ+–Cl^δ−.

Sans tableau de valeurs, on utilise l’évolution de l’électronégativité dans le tableau périodique. Le lithium est dans la colonne 1, sur la même période que le carbone ; le soufre est juste sous l’oxygène, dans la colonne 16.

1. Le plus électronégatif des trois éléments C, N et O :
   Même période, l’électronégativité augmente vers la droite : C < N < O. C’est l’oxygène.
2. Le plus électronégatif des trois éléments F, Cl et Br :
   Même colonne, l’électronégativité augmente vers le haut : Br < Cl < F. C’est le fluor.
3. Dans la liaison C–Li, l’atome qui porte la charge partielle δ− est l’atome de
   Li est à gauche de C sur la même période : il est moins électronégatif (χ(Li) = 0,98, χ(C) = 2,55). Le carbone porte δ− : cas inhabituel, utile en chimie organique.
4. Dans la liaison S–O, l’atome qui porte la charge partielle δ+ est l’atome de
   O est au-dessus de S dans la même colonne : il est plus électronégatif (3,44 contre 2,58). Le soufre porte δ+.

On compare quatre liaisons : N–Br, C–I, B–Cl et O–F. Données : χ(B) = 2,04 ; χ(C) = 2,55 ; χ(N) = 3,04 ; χ(O) = 3,44 ; χ(F) = 3,98 ; χ(Cl) = 3,16 ; χ(Br) = 2,96 ; χ(I) = 2,66.

1. Δχ de la liaison B–Cl :
   Δχ = 3,16 − 2,04 = 1,12 : 1,12.
2. Nombre de liaisons non polarisées parmi les quatre :
   N–Br : Δχ = 3,04 − 2,96 = 0,08 ; C–I : Δχ = 2,66 − 2,55 = 0,11 ; O–F : Δχ = 3,98 − 3,44 = 0,54. N–Br et C–I sont sous 0,4 : 2 liaisons non polarisées.
3. La liaison la plus polarisée des quatre :
   Δχ : B–Cl 1,12 > O–F 0,54 > C–I 0,11 > N–Br 0,08. La plus polarisée est B–Cl.
4. Dans la liaison O–F, l’atome qui porte la charge partielle δ+ est l’atome d’
   Le fluor (3,98) est plus électronégatif que l’oxygène (3,44) : ici, c’est l’oxygène qui porte δ+, O^δ+–F^δ−.

Dans le tétrachlorométhane CCl₄ et dans le trichlorométhane CHCl₃ (chloroforme), le carbone central forme quatre liaisons simples : les deux molécules sont tétraédriques. Données : χ(H) = 2,20 ; χ(C) = 2,55 ; χ(Cl) = 3,16.

1. Δχ de la liaison C–Cl :
   Δχ = 3,16 − 2,55 = 0,61 : 0,61 ≥ 0,4, liaison polarisée, C^δ+–Cl^δ−.
2. Dans CCl₄, le barycentre des charges partielles négatives est confondu avec l’atome de
   Les 4 chlores, porteurs de la même charge δ−, occupent les sommets d’un tétraèdre régulier : G− est au centre, sur le carbone, qui porte G+ : CCl₄ est apolaire.
3. Nombre de liaisons polarisées dans CHCl₃ :
   3 liaisons C–Cl polarisées ; la liaison C–H (Δχ = 0,35) ne l’est pas : 3.
4. La molécule CHCl₃ est (polaire ou apolaire).
   Un sommet du tétraèdre porte H au lieu de Cl : G− est déplacé du côté des trois chlores, G+ reste sur le carbone. G+ et G− sont distincts : CHCl₃ est polaire.

Le cyanure d’hydrogène H–C≡N et l’éthyne H–C≡C–H sont deux molécules linéaires. Données : χ(H) = 2,20 ; χ(C) = 2,55 ; χ(N) = 3,04.

1. HCN : nombre de liaisons polarisées :
   C≡N : Δχ = 3,04 − 2,55 = 0,49 ≥ 0,4, polarisée ; C–H : Δχ = 0,35, non polarisée. 1 liaison polarisée.
2. HCN : le barycentre des charges partielles négatives est sur l’atome d’
   Seule la liaison C≡N est polarisée : δ− sur l’azote, δ+ sur le carbone. G− (sur N) et G+ (sur C) sont distincts : HCN est polaire, bien que linéaire.
3. C₂H₂ : nombre de liaisons polarisées :
   C–H : Δχ = 0,35 < 0,4 ; C≡C : Δχ = 0. Aucune liaison polarisée.
4. C₂H₂ : la molécule est (polaire ou apolaire).
   Sans liaison polarisée, il n’y a pas de charges partielles : l’éthyne est apolaire. Il est de plus symétrique.

On compare le trifluorure de bore BF₃ et le trifluorure d’azote NF₃ : dans chaque molécule, l’atome central est lié aux trois atomes de fluor. Données : colonnes du tableau : B (13), N (15), F (17) ; χ(B) = 2,04 ; χ(N) = 3,04 ; χ(F) = 3,98.

1. BF₃ : nombre d’électrons autour de l’atome de bore :
   B a 3 électrons de valence, engagés dans 3 liaisons B–F : 6 électrons autour de B, qui porte une lacune électronique. La molécule compte 12 doublets : 3 liants et 9 non liants sur les F.
2. BF₃ : géométrie :
   3 atomes liés, pas de doublet non liant (la lacune ne compte pas) : triangulaire plane, angles de 120°.

   Schéma de Lewis de BF₃.

3. NF₃ : géométrie :
   5 + 21 = 26 électrons, 13 doublets : 3 liaisons N–F, 9 doublets non liants sur les F et 1 sur N. 4 directions dont 1 doublet non liant : pyramidale.

   Schéma de Lewis de NF₃.

4. La molécule polaire des deux est
   BF₃ : liaisons polarisées (Δχ = 3,98 − 2,04 = 1,94), mais les 3 F forment un triangle équilatéral centré sur B : G− = G+, apolaire. NF₃ : liaisons polarisées (Δχ = 3,98 − 3,04 = 0,94), G− au centre de la base des 3 F, G+ sur N au sommet de la pyramide : distincts, polaire (moment dipolaire faible, 0,23 D).