Thème : Constitution et transformations de la matière Chapitre 5 : DE LA STRUCTURE A LA POLARITE D’UNE ENTITE CHIMIQUE CORRECTION

« Thème : Constitution et transformations de la matière Chapitre 5 : DE LA STRUCTURE A LA POLARITE D’UNE ENTITE CHIMIQUE CORRECTION 1ère SPE PC I. Rappels : ATOMES, IONS ET MOLECULES  cf.

VU en 2nde + QCM + 5 vidéos de COURS sur Padlet II.  cf.

Vidéo Comment un établir un schéma de Lewis ? 1 de ère 1.

Schéma de Lewis d’un atome COURS 1 : Schéma de Lewis  DÉNOMBRER les électrons de valence de l’atome : - soit à partir de sa configuration électronique ; - soit à partir de la position de l’atome dans le tableau périodique.  REPRÉSENTER l’atome et ses électrons de valence : - le noyau et les couches électroniques internes de l’atome sont représentés par son symbole (H, C, O…) ; - les 4 premiers électrons de valence sont représentés par des points () ; - les électrons de valence suivants s’ajoutent aux premiers en formant des doublets (). Exemple : L’atome d’oxygène O (Z = 8)  1s2 2s2 2p4  colonne 16  soit 6 électrons de valence (= 2 + 4) Soit : Application 1 : Compléter le tableau ci-dessous présentant les données et les schémas de Lewis relatifs aux atomes les plus fréquemment rencontrés. On représentera en rouge les doublets non liants et en bleu les électrons célibataires. Carbone Oxygène Hydrogèn Azote N Chlore Cl C O 2 2 eH (1s 2s (1s2 2s2 2p6 3s2 ATOME 2 2 2 2 (1s 2s (1s 2s (1s1) 2p3) 3p5) 2 4 2p ) 2p ) Nombre 2+2= 2+3= 2+4= 1 2+5=7 d’électrons 4 5 6 de valence ? Numéro de Colonne Colonne Colonne Colonne Colonne n°17 colonne (tableau n°1 n°14 n°15 n°16 périodique) ? Schéma de Lewis : Nombre de 0 0 doublets non liants ? Nombre 1 4 d’électrons célibataires ? 2.

Schéma de Lewis d’une molécule 1 2 3 3 2 1 Le schéma de Lewis d’une molécule s’établit en assemblant les schémas de Lewis des atomes.  cf.

Étapes , et  ci-dessous. Exemple : Le méthanal CH2O Étape  : Schémas de Lewis des atomes Avec 4 électrons célibataires, le carbone C est l’atome central : il forme 4 liaisons. Étape  : Appariement des électrons célibataires Étape  : Schéma de Lewis final Les électrons célibataires sont appariés deux à deux.  Formation des doublets liants entre les atomes (= liaisons covalentes).  Les doublets d’électrons partagés par les atomes sont des doublets liants.  L’atome O porte 2 doublets qui ne sont pas engagés dans des liaisons : ce sont doublets non liants. Doublet s non liants Double ts liants De manière générale :  Un atome forme autant de doublets liants qu’il a d’électrons célibataires.  L’atome central est celui qui possède le plus d’électrons célibataires.  Conformément aux règles de stabilité : ® l’hydrogène s’entoure de 1 doublet liant, soit 2 électrons de valence ; ® les autres atomes s’entourent de 4 doublets (liants + non liants), soit 8 électrons de valence. Il existe des exceptions aux règles de stabilité : Une lacune électronique indique un déficit de 2 électrons par rapport aux règles de stabilités : dans un schéma de Lewis, elle est représentée par une case rectangulaire vide ( ). Exemple : L’atome de bore B (1s2 2s2 2p1) possède 3 électrons de valence. Dans la molécule de borane BH3, l’atome B est entouré de 3 doublets liants, soit 6 électrons de valence au lieu de 8  1 lacune sur B Application 2 : Établir les schémas de Lewis des molécules suivantes. Chlorure d’hydrogène HCl Dioxygè ne O2 Méthane CH4 Ammoniac NH3 Eau H2O Dioxyde de carbone CO2 3.

Schéma de Lewis d’un ion On procède comme pour les atomes et les molécules mais en indiquant la charge électrique des atomes :  un atome qui présente un déficit d’électrons par rapport à l’état isolé porte une charge positive ;  un atome qui présente un excès d’électrons par rapport à l’état isolé porte une charge négative. a.

Cas d’un ion monoatomique (= formé à partir d’un seul atome) : Exemple : Schéma de Lewis de l’ion chlorure ClAtome de chlore Cl Gain de 1 électron pour isolé acquérir 1s2 2s2 2p6 3s2 2p5 8 électrons de valence :  7 électrons de valence Schéma de Lewis : b.

Cas d’un ion polyatomique (= formé à partir de plusieurs atomes) : Exemple : Schéma oxonium H3O+ de Lewis de À l’état isolé : l’atome O possède 6 électrons de valence. l’ion Pourquoi une charge + sur O ? Comparons le nombre d’électrons de valence de l’atome au sein de l’ion par rapport à l’état isolé... Au sein de l’ion H3O+ : l’atome O n’apporte que 5 électrons.  déficit de 1 électron par rapport à l’état isolé  1 charge positive Application 3 : Établir les schémas de Lewis des ions suivants. Ions MONOATOMIQUES Ion sodium Na+ Donnée : Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 Ion oxyde O2- Ion hydrogène H+ Ions POLYOATOMIQUES Ion ammonium NH4+ Ion hydroxyde HO-.... »