Après l’étude de ce chapitre, je devrais être en mesure :
de connaître les particules élémentaires (électrons,
protons et neutrons) d’un atome et leurs caractéristiques générales ;
de caractériser un élément par son symbole, son
nombre de protons, de neutrons, d’électrons, et plus
particulièrement son nombre d’électrons de valence
(électrons célibataires et doublets d’électrons) et son
nombre d’électrons de cœur ;
de distinguer les isotopes d’un élément donné ;
de dé?nir le concept des orbitales atomiques et de les
représenter au moyen des nombres quantiques ;
d’écrire les con?gurations électroniques des atomes et
des ions polyélectroniques avec les cases quantiques, la
notation spdf ou la notation abrégée, en respectant les
règles de remplissage (principe d’exclusion de Pauli,
principe de l’aufbau et règle de Hund) des orbitales
atomiques ;
de représenter les électrons de valence des atomes à
l’état fondamental grâce à la notation de Lewis ;
de décrire les différents types de liaisons (covalentes
non polaires et polaires, liaisons ioniques) des composés chimiques ;
de représenter les composés chimiques simples par les
structures de Lewis en respectant, de façon générale,
les règles de l’octet et du doublet ;
de calculer la charge formelle des atomes dans un
composé chimique ;
de dessiner la géométrie moléculaire (modèle de
Gillespie) des composés organiques selon la théorie de
la répulsion des paires d’électrons de valence (RPEV) ;
d’utiliser la théorie des orbitales atomiques hybrides
pour représenter les liaisons chimiques dans les structures chimiques ;
de distinguer les liaisons σ et π dans les composés
chimiques covalents ;
de déterminer la polarité globale d’un composé chimique covalent ;
de dé?nir les attractions intermoléculaires (ponts hydrogène et forces de Van der Waals : forces de dis per sion de
London, interactions de Debye et de Keesom) existant
entre les composés chimiques ;
de prédire l’inuence des attractions intermoléculaires
sur l’état physique, sur les points de fusion et d’ébullition et sur la solubilité (dans l’eau ou tout autre solvant) des composés chimiques.
VÉRIFICATION DES CONNAISSANCES
Structure atomique, symbolisme de l’atome et isotopes
1.27 Déterminez le nombre de protons, de neutrons et d’électrons pour les atomes ou les ions suivants.
Con?gurations électroniques, notation de Lewis, règle de l’octet et liaisons chimiques
1.28 À l’aide des cases quantiques, écrivez la con?guration électronique à l’état fondamental de l’aluminium et de
l’argon.
1.29 Donnez, en notations spdf et abrégée, la con?guration électronique du zinc et de l’iode.
1.30 Placez les éléments suivants par ordre croissant d’électronégativité : Na, S, K, O, C, F, Br.
1.31 a) Dessinez les notations de Lewis du carbone (carbone excité) et de l’hydrogène.
b) Démontrez ensuite comment 4 carbones et 10 hydrogènes peuvent s’unir pour donner une structure linéaire et
stable dans laquelle tous les atomes respectent la règle de l’octet et la règle du doublet.
c) Déterminez les types de liaisons (covalente polaire, covalente non polaire ou ionique). Ajoutez à la structure
les charges formelles, si nécessaire.
1.32 Dessinez la structure de Lewis des composés suivants et déterminez les types de liaisons (covalente polaire, covalente non polaire ou ionique). Ajoutez à la structure les charges formelles, si nécessaire.
a) CH 2 FCl
b) CH 3 SH
c) CHO 2 K
1.33 Jusqu’au début du xx
e siècle, les gens vivant dans les régions montagneuses pouvaient souffrir d’une carence en
iode. En effet, les montagnes bloquent les vents marins riches en iode, appauvrissant ainsi l’air de cet élément
chimique. L’iode est indispensable à la biosynthèse des hormones thyroïdiennes. Sa rareté donne lieu à une
EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES
Exercices supplémentaires
35
de connaître les particules élémentaires (électrons,
protons et neutrons) d’un atome et leurs caractéristiques générales ;
de caractériser un élément par son symbole, son
nombre de protons, de neutrons, d’électrons, et plus
particulièrement son nombre d’électrons de valence
(électrons célibataires et doublets d’électrons) et son
nombre d’électrons de cœur ;
de distinguer les isotopes d’un élément donné ;
de dé?nir le concept des orbitales atomiques et de les
représenter au moyen des nombres quantiques ;
d’écrire les con?gurations électroniques des atomes et
des ions polyélectroniques avec les cases quantiques, la
notation spdf ou la notation abrégée, en respectant les
règles de remplissage (principe d’exclusion de Pauli,
principe de l’aufbau et règle de Hund) des orbitales
atomiques ;
de représenter les électrons de valence des atomes à
l’état fondamental grâce à la notation de Lewis ;
de décrire les différents types de liaisons (covalentes
non polaires et polaires, liaisons ioniques) des composés chimiques ;
de représenter les composés chimiques simples par les
structures de Lewis en respectant, de façon générale,
les règles de l’octet et du doublet ;
de calculer la charge formelle des atomes dans un
composé chimique ;
de dessiner la géométrie moléculaire (modèle de
Gillespie) des composés organiques selon la théorie de
la répulsion des paires d’électrons de valence (RPEV) ;
d’utiliser la théorie des orbitales atomiques hybrides
pour représenter les liaisons chimiques dans les structures chimiques ;
de distinguer les liaisons σ et π dans les composés
chimiques covalents ;
de déterminer la polarité globale d’un composé chimique covalent ;
de dé?nir les attractions intermoléculaires (ponts hydrogène et forces de Van der Waals : forces de dis per sion de
London, interactions de Debye et de Keesom) existant
entre les composés chimiques ;
de prédire l’inuence des attractions intermoléculaires
sur l’état physique, sur les points de fusion et d’ébullition et sur la solubilité (dans l’eau ou tout autre solvant) des composés chimiques.
VÉRIFICATION DES CONNAISSANCES
Structure atomique, symbolisme de l’atome et isotopes
1.27 Déterminez le nombre de protons, de neutrons et d’électrons pour les atomes ou les ions suivants.
Con?gurations électroniques, notation de Lewis, règle de l’octet et liaisons chimiques
1.28 À l’aide des cases quantiques, écrivez la con?guration électronique à l’état fondamental de l’aluminium et de
l’argon.
1.29 Donnez, en notations spdf et abrégée, la con?guration électronique du zinc et de l’iode.
1.30 Placez les éléments suivants par ordre croissant d’électronégativité : Na, S, K, O, C, F, Br.
1.31 a) Dessinez les notations de Lewis du carbone (carbone excité) et de l’hydrogène.
b) Démontrez ensuite comment 4 carbones et 10 hydrogènes peuvent s’unir pour donner une structure linéaire et
stable dans laquelle tous les atomes respectent la règle de l’octet et la règle du doublet.
c) Déterminez les types de liaisons (covalente polaire, covalente non polaire ou ionique). Ajoutez à la structure
les charges formelles, si nécessaire.
1.32 Dessinez la structure de Lewis des composés suivants et déterminez les types de liaisons (covalente polaire, covalente non polaire ou ionique). Ajoutez à la structure les charges formelles, si nécessaire.
a) CH 2 FCl
b) CH 3 SH
c) CHO 2 K
1.33 Jusqu’au début du xx
e siècle, les gens vivant dans les régions montagneuses pouvaient souffrir d’une carence en
iode. En effet, les montagnes bloquent les vents marins riches en iode, appauvrissant ainsi l’air de cet élément
chimique. L’iode est indispensable à la biosynthèse des hormones thyroïdiennes. Sa rareté donne lieu à une
EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES
Exercices supplémentaires
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