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.......
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u
128
appartient à la deuxième période et ne peut
donc étendre sa coque valencielle.
12. Faux. Le carbone est doublement lié à chacun
des atomes d'oxygè ne. Les deu x doubles
liaison s apportent chacune deux électrons ;
ce qui en fait quatre au total , comme dans
l'atome libre. La charge form elle du carbone
est donc nulle.
1 3. Vrai. Il y a un doublet non-liant sur l'atome
d'oxygène et les trois liaisons 0-H apportent
chacune un électron. Il y a cinq électrons de
valence dans l'atome lié au lieu de six comme
dans l'atome libre. L'atome d 'oxygène lié a
perdu un électron, il est donc porteur d ' une
charge positive .
14. Vrai. Lorsque la différence d 'é lectronégativité est inféri eure à 0 ,3, on considère que
la liaison est covalente pure (elle contient
moins de 5 % de caractère ionique). Entre 0,3
et l, 7, les liai sons sont considérées comme
polari sées. Au -delà de l ,8, les liaisons possèdent plu s de 50 % de caractère ionique et
sont considérées comme ioniques.
1 S. Vrai. Voir fich e 4 . Le composé ionique par
excellence, NaCI (~X = 2,25), ne pos sède en
fait que± 70 % de caractère ionique, les 30 %
restant sont de la covalence. CsF (~X= 3,3)
possède± 95 % de caract ère ionique, il reste
néanmoin s 5 % de covalence.
16. Vrai. Dans la majorité d es cas, l'atom e
central est ce lui auq uel est assoc iée l'électronégativité la plus fai ble. Les oxacides sont
une exception (Exemple : HCIO).
1 7. Faux. Les atomes d'hydrogène sont t oujours
des ato mes périphériques mais il s ne sont
pas toujours attachés à l'atome central. Dans
les oxacides, les atomes d'hydrogène sont
fi xés sur les at om es d'oxygène. Exe mple :
dan s H 3 P0 4 , les trois atomes d ' hydrogène
sont fixés sur trois des atomes d'oxygène
et non sur l'atome de phosphore .
18. Vrai. Lo rsq ue la position d'une liaison double
peut se fa ire de façon équ ivalente à différents endroits, on génère des formes limites.
Celles-ci sont fictives et aucune d'elles ne corre spond à la structure réelle de la molécule
ou de l' ion. On choisit une structure interm édiaire , qu'on appelle hybride d e résonance
pour constituer le « po rtrait-rob ot» de la
particule. Exemple : N0 3 - est représenté par
un hybride de résonance.
1 9. Faux. C'est le contraire : les électrons sont
placés par paires non-liantes sur les atomes
exte rne s (sauf H) en respectant la règl e de
l'octet. Ensuite, s'il reste des électrons , on
les place sur l' ato me central si ce dernier
appartient à la 3e période et peut dépasser
l'octet.
20. Vrai. Un atome électronégatif (comme le
chlore ou le fluor qui attirent les électrons
vers eux dans une liaison covalente) essaie
d'acquérir une charge négative plutôt que
positive.
21. Faux. La somme des charges formelles est
nulle dans les édifices polyatomiques non
chargés (mol écules) . Dan s les ion s polyatomiqu es, la somme des charg es formelles doit
être égale à la charge portée par l'édifice.
Exemple : dans N0 3 -, la charge formelle de
l'azote est+ l , celles des trois atomes d 'oxygène sont l x 0 et 2 x (- 1). Au total, + l + 0
+ 2 x (- 1) = - 1 (la charge portée par l'anion).
22. Vrai. Dans la structure de Lewis« initiale», la
mo lécu le de C0 2 se représente comme suit:
..
..
:o- c- o:
..
..
Le nombre total d'électron s d e valence est
de 16. Quatre électrons servent à former les
deux liaisons simples, il reste douze électrons
à répartir, sous fo rme de doublets non-liants,
sur les atomes périphériques. Dans ces
conditions, les deux atomes d'oxygène sont
entourés de huit électron s (une paire liante
et trois paires non-liantes). L'ato me de carbone est entouré de quatre électrons (deux
paires liantes). La coque valencielle est donc
incomplèt e.
Dan s la stru cture :
..
..
O=C= O
..
. .
Cette fois, les deux atomes d'oxygè ne sont
entourés d e huit é lectron s (un e li ai so n
simple, une liaison double et deux doubl et s
non-liants). L'atome de carbone est entouré
de hui t électrons (de ux liaisons simple s et
deux liaison s doubles) .
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donc étendre sa coque valencielle.
12. Faux. Le carbone est doublement lié à chacun
des atomes d'oxygè ne. Les deu x doubles
liaison s apportent chacune deux électrons ;
ce qui en fait quatre au total , comme dans
l'atome libre. La charge form elle du carbone
est donc nulle.
1 3. Vrai. Il y a un doublet non-liant sur l'atome
d'oxygène et les trois liaisons 0-H apportent
chacune un électron. Il y a cinq électrons de
valence dans l'atome lié au lieu de six comme
dans l'atome libre. L'atome d 'oxygène lié a
perdu un électron, il est donc porteur d ' une
charge positive .
14. Vrai. Lorsque la différence d 'é lectronégativité est inféri eure à 0 ,3, on considère que
la liaison est covalente pure (elle contient
moins de 5 % de caractère ionique). Entre 0,3
et l, 7, les liai sons sont considérées comme
polari sées. Au -delà de l ,8, les liaisons possèdent plu s de 50 % de caractère ionique et
sont considérées comme ioniques.
1 S. Vrai. Voir fich e 4 . Le composé ionique par
excellence, NaCI (~X = 2,25), ne pos sède en
fait que± 70 % de caractère ionique, les 30 %
restant sont de la covalence. CsF (~X= 3,3)
possède± 95 % de caract ère ionique, il reste
néanmoin s 5 % de covalence.
16. Vrai. Dans la majorité d es cas, l'atom e
central est ce lui auq uel est assoc iée l'électronégativité la plus fai ble. Les oxacides sont
une exception (Exemple : HCIO).
1 7. Faux. Les atomes d'hydrogène sont t oujours
des ato mes périphériques mais il s ne sont
pas toujours attachés à l'atome central. Dans
les oxacides, les atomes d'hydrogène sont
fi xés sur les at om es d'oxygène. Exe mple :
dan s H 3 P0 4 , les trois atomes d ' hydrogène
sont fixés sur trois des atomes d'oxygène
et non sur l'atome de phosphore .
18. Vrai. Lo rsq ue la position d'une liaison double
peut se fa ire de façon équ ivalente à différents endroits, on génère des formes limites.
Celles-ci sont fictives et aucune d'elles ne corre spond à la structure réelle de la molécule
ou de l' ion. On choisit une structure interm édiaire , qu'on appelle hybride d e résonance
pour constituer le « po rtrait-rob ot» de la
particule. Exemple : N0 3 - est représenté par
un hybride de résonance.
1 9. Faux. C'est le contraire : les électrons sont
placés par paires non-liantes sur les atomes
exte rne s (sauf H) en respectant la règl e de
l'octet. Ensuite, s'il reste des électrons , on
les place sur l' ato me central si ce dernier
appartient à la 3e période et peut dépasser
l'octet.
20. Vrai. Un atome électronégatif (comme le
chlore ou le fluor qui attirent les électrons
vers eux dans une liaison covalente) essaie
d'acquérir une charge négative plutôt que
positive.
21. Faux. La somme des charges formelles est
nulle dans les édifices polyatomiques non
chargés (mol écules) . Dan s les ion s polyatomiqu es, la somme des charg es formelles doit
être égale à la charge portée par l'édifice.
Exemple : dans N0 3 -, la charge formelle de
l'azote est+ l , celles des trois atomes d 'oxygène sont l x 0 et 2 x (- 1). Au total, + l + 0
+ 2 x (- 1) = - 1 (la charge portée par l'anion).
22. Vrai. Dans la structure de Lewis« initiale», la
mo lécu le de C0 2 se représente comme suit:
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Le nombre total d'électron s d e valence est
de 16. Quatre électrons servent à former les
deux liaisons simples, il reste douze électrons
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conditions, les deux atomes d'oxygène sont
entourés de huit électron s (une paire liante
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Dan s la stru cture :
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