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Stabilité des entités : ions et molécules
Stabilité chimique des gaz nobles et configuration de valence, règles du duet et de l’octet ; ions monoatomiques : prévoir leur charge avec le tableau périodique, les nommer, écrire leur formule ; liaison covalente, doublets liants et non liants, décrire et compléter le schéma de Lewis d’une molécule (Z ≤ 18) pour justifier sa stabilité ; énergie de liaison
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Sujet et corrigé prêts à imprimer.
Devoir surveillé – Stabilité des entités : ions et molécules
Durée : 60 min – Calculatrice autorisée – Sur 20 points · Physique-chimie 2ⁿᵈᵉ
Tous les calculs doivent figurer sur la copie. Les résultats seront donnés sous la forme la plus simple possible.
Exercice 1 – Fluor, néon et sodium ★★
(4 pts)On étudie les atomes de fluor (Z = 9), de néon (Z = 10) et de sodium (Z = 11), à l’état fondamental.
- a)Écrire la configuration électronique de chacun des trois atomes.
- b)Lequel de ces atomes est stable à l’état d’atome isolé ? Justifier.
- c)Prévoir la formule de l’ion formé par le fluor et de celui formé par le sodium, en justifiant, puis les nommer.
- d)Montrer que ces deux ions ont la configuration électronique d’un gaz noble. Sont-ils pour autant des atomes de ce gaz noble ?
Exercice 2 – Les couleurs d’un feu d’artifice ★★
(4 pts)Dans un feu d’artifice, le rouge vient de sels de strontium Sr (Z = 38, période 5, colonne 2) et le vert de sels de baryum Ba (période 6, colonne 2), souvent des chlorures. Le chlore Cl a pour numéro atomique Z = 17 ; le cuivre, qui donne du bleu, est dans la colonne 11.
- a)Combien d’électrons de valence possède un atome de strontium ? En déduire la formule de l’ion qu’il forme.
- b)Écrire la formule de l’ion formé par le baryum et le nommer.
- c)Écrire la formule de l’ion chlorure. Combien d’électrons possède l’ion formé par le strontium ?
- d)Peut-on prévoir la charge de l’ion du cuivre avec la règle du cours ? Justifier.
Exercice 3 – Le méthanol ★★
(4 pts)Le méthanol a pour formule brute CH₄O : l’atome de carbone est lié à trois atomes d’hydrogène et à l’atome d’oxygène, lui-même lié au quatrième hydrogène. Données : Z(H) = 1 ; Z(C) = 6 ; Z(O) = 8.
- a)Déterminer le nombre d’électrons de valence de chaque atome.
- b)Indiquer le nombre de liaisons covalentes que forme chaque type d’atome. Ces liaisons sont-elles simples ou multiples dans le méthanol ?
- c)Calculer le nombre total de doublets de la molécule.
- d)Compléter le schéma de Lewis et vérifier les règles du duet et de l’octet.
Exercice 4 – Analyse d’une copie ★★★
(4 pts)Chaque affirmation ci-dessous, écrite par un élève, contient une erreur. L’expliquer et corriger.
- a)« En perdant deux électrons, l’atome d’oxygène prend la configuration électronique du néon. »
- b)« L’ion calcium Ca²⁺ s’est formé à partir d’un atome qui a gagné deux électrons. »
- c)« Voici le schéma de Lewis complet de la méthylamine CH₅N. »
- d)« Former une molécule de dichlore à partir de deux atomes de chlore demande de fournir 4,04 × 10⁻¹⁹ J. »
Exercice 5 – L’eau oxygénée ★★★
(4 pts)L’eau oxygénée contient du peroxyde d’hydrogène H₂O₂, dont les atomes s’enchaînent selon H–O–O–H. Elle se décompose peu à peu en eau et en dioxygène. Données : Z(H) = 1 ; Z(O) = 8 ; énergies de liaison : O–H : 7,70 × 10⁻¹⁹ J ; O–O : 2,32 × 10⁻¹⁹ J.
- a)Calculer le nombre total de doublets de la molécule.
- b)Compléter son schéma de Lewis à partir de l’enchaînement donné et vérifier les règles du duet et de l’octet.
- c)Calculer l’énergie à fournir pour séparer une molécule de peroxyde d’hydrogène en atomes isolés.
- d)Quelle liaison de la molécule est la plus facile à rompre ? Relier ce résultat à la décomposition de l’eau oxygénée.
Bon courage !
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Corrigé et barème – Stabilité des entités : ions et molécules
Durée : 60 min – Calculatrice autorisée – Sur 20 points · Physique-chimie 2ⁿᵈᵉ
Exercice 1 – Fluor, néon et sodium ★★
(4 pts)- a)F : 1s² 2s² 2p⁵ ; Ne : 1s² 2s² 2p⁶ ; Na : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Vérification : 2 + 2 + 5 = 9 ; 2 + 2 + 6 = 10 ; 2 + 2 + 6 + 1 = 11. (1)
- b)Le néon : sa couche de valence (n = 2) contient 8 électrons, elle est saturée (octet). Comme tous les gaz nobles, il n’a pas tendance à perdre, gagner ou partager des électrons. (1)
- c)Le fluor a 7 électrons de valence : il en gagne 1 pour l’octet, d’où l’anion F⁻, l’ion fluorure. Le sodium a 1 électron de valence (3s¹) : il le perd, d’où le cation Na⁺, l’ion sodium. (1)
- d)F⁻ a 9 + 1 = 10 électrons et Na⁺ en a 11 − 1 = 10 : tous deux ont la configuration 1s² 2s² 2p⁶, celle du néon. Mais F⁻ garde 9 protons et Na⁺ 11 : ce ne sont pas des atomes de néon (10 protons), et ils sont chargés. (1)
Erreur fréquente — Écrire F⁺ en pensant que le fluor « perd » son électron en trop, ou croire qu’un ion qui a la configuration du néon devient du néon : le noyau ne change pas.
Exercice 2 – Les couleurs d’un feu d’artifice ★★
(4 pts)- a)Colonne 2 : 2 électrons de valence. Le strontium les perd pour prendre la configuration du gaz noble qui le précède : cation Sr²⁺. (1)
- b)Même colonne que le strontium : 2 électrons perdus, ion Ba²⁺, l’ion baryum. (1)
- c)Le chlore (7 électrons de valence) gagne 1 électron : Cl⁻, l’ion chlorure. L’ion Sr²⁺ a perdu 2 électrons : 38 − 2 = 36 électrons, autant que le krypton (Z = 36), le gaz noble qui précède le strontium. (1)
- d)Non : la règle du cours ne vaut que pour les colonnes 1, 2, 13 (aluminium), 16 et 17, où l’ion prend la configuration d’un gaz noble. La colonne 11 n’en fait pas partie (le cuivre forme d’ailleurs deux ions, Cu⁺ et Cu²⁺). (1)
Point de méthode — Pour un élément au-delà de Z = 18, je n’écris pas la configuration : je lis la colonne, qui donne le nombre d’électrons de valence, donc la charge de l’ion.
Exercice 3 – Le méthanol ★★
(4 pts)- a)H : 1s¹ → 1 ; C : 1s² 2s² 2p² → 4 ; O : 1s² 2s² 2p⁴ → 6. (1)
- b)H : 1 liaison (duet) ; C : 8 − 4 = 4 liaisons ; O : 8 − 6 = 2 liaisons. D’après l’enchaînement, C a 4 voisins (3 H et O) et O en a 2 (C et H) : chaque atome a son compte avec des liaisons simples, aucune n’est multiple. (1)
- c)Électrons de valence : 4 + 4 × 1 + 6 = 14, soit 7 doublets. (1)
- d)Il reste 7 − 5 = 2 doublets, non liants, placés sur O : (6 − 2) ÷ 2 = 2. Autour de O : 2 × 2 + 2 × 2 = 8 électrons ; autour de C : 4 × 2 = 8 ; autour de chaque H : 2. Chaque atome a la configuration de valence d’un gaz noble : la molécule est stable. (1)
Erreur fréquente — Oublier les doublets non liants de l’oxygène : il n’aurait que 4 électrons autour de lui, et le total ferait 5 doublets au lieu de 7.
Exercice 4 – Analyse d’une copie ★★★
(4 pts)- a)L’oxygène (8 électrons) doit GAGNER deux électrons pour avoir les 10 électrons du néon ; en en perdant deux, il en aurait 6. L’ion formé est O²⁻. (1)
- b)Un ion positif a PERDU des électrons : l’atome de calcium a perdu ses 2 électrons de valence (colonne 2). (1)
- c)Électrons de valence : 4 + 5 × 1 + 5 = 14, soit 7 doublets ; le schéma n’en montre que 6. L’azote, avec 3 liaisons seulement, n’a que 6 électrons autour de lui : il manque un doublet non liant sur N. (1)
- d)C’est l’inverse : il faut fournir 4,04 × 10⁻¹⁹ J pour ROMPRE la liaison Cl–Cl ; quand elle se forme, cette énergie est libérée. (1)
Point de méthode — Pour juger un schéma de Lewis, je vérifie les deux contrôles : électrons autour de chaque atome (2 ou 8) et nombre total de doublets.
Exercice 5 – L’eau oxygénée ★★★
(4 pts)- a)Électrons de valence : 2 × 1 + 2 × 6 = 14, soit 7 doublets. (1)
- b)Chaque O forme 2 liaisons (une O–H et la liaison O–O) et garde (6 − 2) ÷ 2 = 2 doublets non liants. Autour de chaque O : 2 × 2 + 2 × 2 = 8 ; chaque H : 2. Contrôle : 3 liants + 4 non liants = 7 doublets. (1)
- c)2 liaisons O–H et 1 liaison O–O : 2 × 7,70 × 10⁻¹⁹ + 2,32 × 10⁻¹⁹ = 1,77 × 10⁻¹⁸ J. (1)
- d)La liaison O–O (2,32 × 10⁻¹⁹ J) est plus de trois fois moins solide que la liaison O–H : c’est elle qui se rompt le plus facilement. Ce maillon fragile explique que la molécule se décompose assez facilement. (1)
Erreur fréquente — Compter une seule liaison O–H, ou oublier la liaison O–O dans le bilan : on additionne l’énergie de TOUTES les liaisons de la molécule.
Ce document est la propriété intellectuelle de Ben, professeur particulier (benprofparticulier.fr), protégée par le Code de la propriété intellectuelle (art. L. 111-1 et L. 122-4). Il est mis à disposition pour un usage personnel de révision. Toute reproduction, diffusion, mise en ligne ou revente, totale ou partielle, sans autorisation écrite est interdite et constitue une contrefaçon (art. L. 335-2).
Ce contrôle de physique-chimie 2ⁿᵈᵉ en bref
Un devoir surveillé type contrôle en classe sur « Stabilité des entités : ions et molécules » : 5 exercices, 60 minutes, noté sur 20. Le sujet et le corrigé sont téléchargeables en PDF, prêts à imprimer, pour travailler comme en classe.
- Exercice 1 — Fluor, néon et sodium ★★/ 4 pts
- Exercice 2 — Les couleurs d’un feu d’artifice ★★/ 4 pts
- Exercice 3 — Le méthanol ★★/ 4 pts
- Exercice 4 — Analyse d’une copie ★★★/ 4 pts
- Exercice 5 — L’eau oxygénée ★★★/ 4 pts
Pour préparer ce contrôle
- Relire le cours et la fiche de révision.
- Refaire les exercices corrigés.
- Se tester avec le QCM (36 questions).
- Faire ce sujet en conditions réelles — 60 min, sans le cours — puis se corriger et noter les points à revoir.
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Questions fréquentes sur ce sujet
- Combien de temps dure ce contrôle sur « Stabilité des entités : ions et molécules » ?
- 60 minutes pour 5 exercices notés sur 20. Prévois le double si tu enchaînes avec la correction.
- Le corrigé est-il fourni ?
- Oui : le corrigé complet est fourni en PDF (bouton « Télécharger le corrigé »), avec le barème exercice par exercice.
- Ce sujet peut-il servir de DS, de contrôle ou d'interrogation ?
- Oui : c'est un devoir surveillé complet de 60 minutes. Pour une interrogation courte, garde un ou deux exercices ; pour un DS ou un contrôle de fin de chapitre, fais le sujet entier en temps limité.
- Ce sujet suit-il le programme de physique-chimie de seconde ?
- Oui : il évalue uniquement les notions du chapitre « Stabilité des entités : ions et molécules » du programme officiel de physique-chimie en seconde.
Moi c'est Ben, j'ai créé ce site pour aider le plus d'élèves possible, partout en France. Je peux aussi reprendre avec toi ce qui coince en cours particulier : en visio, ou à domicile si tu es à Marseille.
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