Stabilité des entités : ions et molécules

Questions sur la stabilité des gaz nobles et sur le gaz noble le plus proche d’un atome (Z ≤ 18).

1. Nombre d’électrons de la couche de valence saturée de l’hélium :
   La couche n = 1 ne contient que 1s, qui accueille au plus 2 électrons : c’est un duet.
2. Règle suivie par l’atome d’hydrogène dans ses molécules : règle du
   L’hydrogène tend à avoir 2 électrons sur la couche n = 1 : règle du duet.
3. Gaz noble le plus proche de l’oxygène (Z = 8) :
   L’oxygène est à 2 du néon (Z = 10) et à 6 de l’hélium (Z = 2) : le plus proche est le néon.
4. Gaz noble le plus proche du phosphore (Z = 15) :
   Le phosphore est à 3 de l’argon (Z = 18) et à 5 du néon (Z = 10) : le plus proche est l’argon.
5. Gaz noble le plus proche de l’hydrogène (Z = 1) :
   L’hélium (Z = 2) suit directement l’hydrogène : c’est le gaz noble le plus proche, d’où la règle du duet pour H.

Chaque configuration décrit un atome à l’état fondamental. Combien d’électrons lui manque-t-il pour avoir une couche externe pleine (duet ou octet) ?

1. Silicium, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² : il manque électron(s).
   Couche de valence n = 3 : 3s² 3p², soit 4 électrons ; pour l’octet, il en manque 8 − 4 = 4.
2. Chlore, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ : il manque électron(s).
   3s² 3p⁵ : 7 électrons de valence ; 8 − 7 = 1.
3. Hydrogène, 1s¹ : il manque électron(s).
   L’hydrogène vise le duet de l’hélium : 2 − 1 = 1.
4. Hélium, 1s² : il manque électron(s).
   Sa couche n = 1 est déjà pleine avec 2 électrons : il ne manque aucun électron, l’hélium est stable.

Un atome (Z ≤ 18) perd ou gagne des électrons et prend la configuration électronique d’un gaz noble. Retrouver son numéro atomique.

1. En gagnant 1 électron, il prend la configuration du néon. Z =
   Le néon a 10 électrons ; l’atome en avait un de moins : Z = 10 − 1 = 9 (le fluor).
2. En perdant 2 électrons, il prend la configuration du néon. Z =
   Le néon a 10 électrons ; l’atome en avait 2 de plus : Z = 10 + 2 = 12 (le magnésium, colonne 2).
3. En gagnant 2 électrons, il prend la configuration de l’argon. Z =
   L’argon a 18 électrons : Z = 18 − 2 = 16 (le soufre, colonne 16).
4. Nombre d’atomes de Z = 1 à 18 qui sont stables à l’état d’atomes isolés :
   Seuls les gaz nobles ont une couche de valence pleine : hélium, néon et argon, soit 3 atomes.

Nommer les ions, ou écrire leur formule à partir de leur nom. Écrire la formule avec la charge à la fin (Mg2+ pour Mg²⁺, F- pour F⁻).

1. K⁺ : ion
   Un cation monoatomique porte le nom de l’élément : ion potassium.
2. Ca²⁺ : ion
   Ion calcium, formé par un atome de calcium qui a perdu 2 électrons.
3. F⁻ : ion
   Anion monoatomique : nom en « -ure », ion fluorure.
4. H⁺ : ion
   Ion hydrogène : un atome d’hydrogène qui a perdu son unique électron.
5. Ion chlorure :
   Le chlore gagne 1 électron : Cl⁻.
6. Ion sodium :
   Le sodium perd 1 électron : Na⁺.

La place de chaque élément dans le tableau périodique est donnée. Écrire la formule de l’ion monoatomique qu’il forme, ou « aucun » s’il ne forme pas d’ion monoatomique courant. Écrire la formule avec la charge à la fin (Mg2+ pour Mg²⁺, F- pour F⁻).

1. Rubidium Rb (période 5, colonne 1) :
   Colonne 1 : 1 électron de valence, qu’il perd : Rb⁺, avec la configuration du gaz noble de la période 4.
2. Silicium Si (période 3, colonne 14) :
   Colonne 14 : 4 électrons de valence ; il faudrait en perdre ou en gagner 4. Le silicium forme des liaisons covalentes : aucun ion monoatomique courant.
3. Iode I (période 5, colonne 17) :
   Colonne 17 : 7 électrons de valence ; il en gagne 1 pour l’octet : I⁻, l’ion iodure.
4. Krypton Kr (période 4, colonne 18) :
   Colonne 18 : gaz noble, couche de valence déjà pleine : il ne perd ni ne gagne d’électron, aucun ion.

On raisonne sur les électrons des ions et sur leur configuration électronique. Données : Z(Li) = 3 ; Z(O) = 8 ; Z(Be) = 4. Les exposants peuvent s’écrire comme des chiffres ordinaires (1s2 2s2…). Écrire la formule avec la charge à la fin (Mg2+ pour Mg²⁺, F- pour F⁻).

1. Ion monoatomique formé par l’oxygène :
   O : 1s² 2s² 2p⁴, 6 électrons de valence ; il en gagne 2 : O²⁻, l’ion oxyde.
2. Configuration électronique de cet ion :
   8 + 2 = 10 électrons : 1s² 2s² 2p⁶, la configuration du néon.
3. Configuration électronique de l’ion formé par le béryllium :
   Be : 1s² 2s², 2 électrons de valence (colonne 2) ; il les perd (ion Be²⁺) et garde 2 électrons : 1s², celle de l’hélium (duet).
4. Une entité monoatomique a 3 protons et 2 électrons. Sa formule :
   3 protons : élément lithium. Charge : (3 − 2) × e = +e : Li⁺, l’ion lithium, de configuration 1s², celle de l’hélium (duet).

Dans une molécule, chaque atome respecte la règle du duet ou de l’octet. Répondre pour un atome de l’élément indiqué.

1. Nombre de liaisons formées par un atome de soufre (colonne 16) :
   6 électrons de valence ; il en manque 8 − 6 = 2 : 2 liaisons, comme l’oxygène.
2. Nombre de liaisons formées par un atome de silicium (colonne 14) :
   4 électrons de valence ; il en manque 4 : 4 liaisons, comme le carbone.
3. Nombre de doublets non liants d’un atome de fluor (colonne 17) :
   7 électrons de valence, dont 1 engagé dans l’unique liaison : (7 − 1) ÷ 2 = 3 doublets non liants.
4. Nombre de doublets non liants d’un atome de phosphore (colonne 15) :
   5 électrons de valence, 3 liaisons : (5 − 3) ÷ 2 = 1 doublet non liant.
5. Nombre d’électrons autour d’un atome de carbone dans un schéma de Lewis juste :
   Le carbone respecte la règle de l’octet : 8 électrons.

Voici le schéma de Lewis de l’hydrazine N₂H₄, qui alimente les petits moteurs servant à piloter les satellites.

1. Nombre de doublets liants :
   4 liaisons N–H et 1 liaison N–N : 5 doublets liants.
2. Nombre de doublets non liants :
   Un sur chaque atome d’azote : 2.
3. Nombre d’électrons autour de chaque atome d’azote :
   Trois liaisons simples (3 × 2) et un doublet non liant (2) : 6 + 2 = 8, un octet.
4. Nombre d’électrons de valence de la molécule :
   7 doublets en tout (5 liants + 2 non liants) : 7 × 2 = 14. Contrôle : 2 × 5 + 4 × 1 = 14.

Voici le schéma de Lewis du trichlorure d’azote NCl₃. Données : Z(N) = 7 ; Z(Cl) = 17.

1. Somme des électrons de valence des atomes de la molécule :
   N : 5 électrons de valence ; chaque Cl : 7. Total : 5 + 3 × 7 = 26.
2. Nombre total de doublets attendu :
   26 ÷ 2 = 13 doublets.
3. Nombre de doublets non liants dessinés :
   3 sur chaque Cl et 1 sur N : 3 × 3 + 1 = 10 ; avec les 3 doublets liants, on retrouve 13.
4. Nombre d’électrons autour d’un atome de chlore :
   Une liaison (2) et 3 doublets non liants (6) : 8, la configuration de valence de l’argon.

Le cyanure d’hydrogène HCN est une molécule très toxique. L’enchaînement de ses atomes est dessiné ci-dessous, toutes les liaisons en traits simples, sans doublet non liant. Données : Z(H) = 1 ; Z(C) = 6 ; Z(N) = 7.

1. Nombre total de doublets de la molécule :
   Électrons de valence : 1 + 4 + 5 = 10, soit 5 doublets.
2. Nature de la liaison entre C et N : liaison
   C doit former 4 liaisons : 1 avec H, il en reste 3 avec N, qui doit justement en former 3 : liaison triple, H–C≡N.
3. Nombre de doublets non liants portés par l’atome d’azote :
   N a 5 électrons de valence, dont 3 dans la liaison triple : (5 − 3) ÷ 2 = 1 doublet non liant. Autour de N : 6 + 2 = 8.
4. Nombre de doublets non liants portés par l’atome de carbone :
   C engage ses 4 électrons de valence dans 4 liaisons : aucun doublet non liant. Contrôle : 4 liants + 1 non liant = 5 doublets.

Dans les molécules C₂H₆, C₂H₄ et C₂H₂, les deux atomes de carbone sont liés entre eux et chaque atome d’hydrogène est lié à un carbone. Compléter leurs schémas de Lewis.

1. C₂H₆ : nature de la liaison carbone-carbone : liaison
   Chaque C est lié à 3 H : avec la liaison C–C, il a ses 4 liaisons : liaison simple.
2. C₂H₄ : nature de la liaison carbone-carbone : liaison
   Chaque C n’est lié qu’à 2 H : il lui faut 2 liaisons avec l’autre carbone : liaison double, H₂C=CH₂.
3. C₂H₂ : nature de la liaison carbone-carbone : liaison
   Chaque C est lié à 1 H : 3 liaisons avec l’autre carbone : liaison triple, H–C≡C–H.
4. C₂H₄ : nombre total de doublets :
   Électrons de valence : 2 × 4 + 4 × 1 = 12, soit 6 doublets : 4 liaisons C–H et 2 doublets dans la liaison double, aucun doublet non liant.

Deux molécules ont la même formule brute C₂H₆O : l’éthanol, où les atomes s’enchaînent selon C–C–O, et le méthoxyméthane, selon C–O–C. Les atomes d’hydrogène complètent les liaisons manquantes. Données : Z(H) = 1 ; Z(C) = 6 ; Z(O) = 8.

1. Nombre total de doublets d’une molécule C₂H₆O :
   Électrons de valence : 2 × 4 + 6 × 1 + 6 = 20, soit 10 doublets.
2. Éthanol : nombre de doublets non liants portés par l’oxygène :
   O est lié à un C et à un H (2 liaisons) : (6 − 2) ÷ 2 = 2 doublets non liants.
3. Méthoxyméthane : nombre de liaisons C–H :
   Chaque C est lié à O et doit former 4 liaisons : 3 liaisons C–H par carbone, soit 6.
4. Un élève relie un atome d’hydrogène à la fois à un carbone et à l’oxygène. Cet hydrogène serait entouré de électrons.
   Deux liaisons : 2 × 2 = 4 électrons. Or H n’en accepte que 2 (duet) : il ne forme qu’une liaison, le schéma est impossible.

Énergies de liaison : H–F : 9,45 × 10⁻¹⁹ J ; H–Cl : 7,17 × 10⁻¹⁹ J. Compléter chaque phrase par un mot.

1. Pour rompre une liaison covalente, il faut de l’énergie.
   Rompre une liaison demande de fournir de l’énergie : l’énergie de liaison.
2. Quand une liaison covalente se forme, l’énergie de liaison est .
   La même énergie est libérée lors de la formation de la liaison.
3. La liaison la plus difficile à rompre est la liaison
   9,45 × 10⁻¹⁹ J est plus grand que 7,17 × 10⁻¹⁹ J : la liaison H–F est la plus solide.

Énergies de liaison entre deux atomes de carbone : C–C : 5,73 × 10⁻¹⁹ J ; C=C : 1,01 × 10⁻¹⁸ J ; C≡C : 1,39 × 10⁻¹⁸ J.

1. Rapport E(C≡C) ÷ E(C–C), arrondi au dixième :
   1,39 × 10⁻¹⁸ ÷ (5,73 × 10⁻¹⁹) ≈ 2,4.
2. Énergie de trois liaisons simples C–C : × 10⁻¹⁸ J
   3 × 5,73 × 10⁻¹⁹ = 1,72 × 10⁻¹⁸ J.
3. Une liaison triple C≡C est donc solide que trois liaisons simples C–C.
   1,39 × 10⁻¹⁸ J < 1,72 × 10⁻¹⁸ J : la liaison triple est plus solide qu’une liaison simple, mais moins que trois liaisons simples.

Énergies de liaison : N–H : 6,48 × 10⁻¹⁹ J ; N–N : 2,66 × 10⁻¹⁹ J. L’ammoniac NH₃ a 3 liaisons N–H ; l’hydrazine N₂H₄ a 4 liaisons N–H et une liaison N–N.

1. Énergie à fournir pour séparer une molécule d’ammoniac en atomes : × 10⁻¹⁸ J
   3 × 6,48 × 10⁻¹⁹ = 1,94 × 10⁻¹⁸ J.
2. Énergie libérée quand 1,0 × 10²⁰ molécules d’ammoniac se forment à partir des atomes isolés : J
   Chaque molécule libère 1,94 × 10⁻¹⁸ J en se formant : 1,0 × 10²⁰ × 1,94 × 10⁻¹⁸ = 194 J.
3. Énergie à fournir pour séparer une molécule d’hydrazine en atomes : × 10⁻¹⁸ J
   4 × 6,48 × 10⁻¹⁹ + 2,66 × 10⁻¹⁹ = 2,86 × 10⁻¹⁸ J.
4. Dans l’hydrazine, la liaison la plus facile à rompre est la liaison
   2,66 × 10⁻¹⁹ J < 6,48 × 10⁻¹⁹ J : c’est la liaison N–N.