38
4 • Liaison chimique – Structure électronique des molécules
Solution
a) Inexacte. Il y a deux électrons en trop (ce serait la formule d’un ion HNO 3
2– ). La formule
correcte est
.
b) Il manque deux électrons (ce serait la formule de SbF 3 ). La formule correcte est
.
c) Inexacte. L’azote ne peut avoir dix électrons dans sa couche externe ; le chlore n’a pas la
valence 2. La formule correcte est
.
d) Exacte. Aucune anomalie ; c’est l’une des deux formules de Lewis possibles.
e) Inexacte. Il ne doit pas subsister deux électrons célibataires sur les oxygènes. La formule
correcte est
.
f) Inexacte. H ne peut avoir quatre électrons externes (et ne peut donc pas former deux liaisons).
La formule correcte est
.
Exercice 4.6
Les espèces suivantes, molécules ou ions, peuvent-elles exister ? Sinon, pour
quelle raison ?
a) NF 5
d) CHCl 3
g) BF 3
ϩ
j) AIH 4
–
b) XeF 3
e) SF 6
h) CH 4
–
k) ClF 3 O 2
c) AsCl 5
f) IF 6
i) CO 3
2–
l) SO 4
■ Quelles sont les raisons qui peuvent, a priori, conduire à une impossibilité ? Pensez
surtout à ce que doivent pouvoir offrir deux atomes qui se lient, et à ce qui détermine le
nombre des liaisons possibles pour un atome.
Pour chaque liaison à former, il faut soit deux électrons célibataires, soit une orbitale vide et un
doublet libre. Les impossibilités résultent :
– de l’absence d’une orbitale vide susceptible d’être offerte à un atome (ou un ion) qui ne
possède que des doublets ;
– de l’absence, dans la couche externe d’un atome, d’orbitales vides permettant de désapparier
un ou plusieurs doublets de l’état fondamental (création d’un « état de valence » différent),
afin de former un plus grand nombre de covalences.
Il s’agit de déterminer s’il est possible de « construire » ces édifices covalents,
compte tenu des possibilités de former des liaisons qui caractérisent chacun des
éléments concernés.
⌯ϪOϪNϭO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
⌷
Ϫ
Ϫ
F Ϫ Sb Ϫ F
Ϫ
F
Ϫ
Ϫ
Ϫ2
Cl Ϫ N Ϫ Cl
Ϫ
C1
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
OϭCϭO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
H Ϫ N Ϫ Cl
Ϫ
H
Ϫ Ϫ
Ϫ
Ϫ
4 • Liaison chimique – Structure électronique des molécules
Solution
a) Inexacte. Il y a deux électrons en trop (ce serait la formule d’un ion HNO 3
2– ). La formule
correcte est
.
b) Il manque deux électrons (ce serait la formule de SbF 3 ). La formule correcte est
.
c) Inexacte. L’azote ne peut avoir dix électrons dans sa couche externe ; le chlore n’a pas la
valence 2. La formule correcte est
.
d) Exacte. Aucune anomalie ; c’est l’une des deux formules de Lewis possibles.
e) Inexacte. Il ne doit pas subsister deux électrons célibataires sur les oxygènes. La formule
correcte est
.
f) Inexacte. H ne peut avoir quatre électrons externes (et ne peut donc pas former deux liaisons).
La formule correcte est
.
Exercice 4.6
Les espèces suivantes, molécules ou ions, peuvent-elles exister ? Sinon, pour
quelle raison ?
a) NF 5
d) CHCl 3
g) BF 3
ϩ
j) AIH 4
–
b) XeF 3
e) SF 6
h) CH 4
–
k) ClF 3 O 2
c) AsCl 5
f) IF 6
i) CO 3
2–
l) SO 4
■ Quelles sont les raisons qui peuvent, a priori, conduire à une impossibilité ? Pensez
surtout à ce que doivent pouvoir offrir deux atomes qui se lient, et à ce qui détermine le
nombre des liaisons possibles pour un atome.
Pour chaque liaison à former, il faut soit deux électrons célibataires, soit une orbitale vide et un
doublet libre. Les impossibilités résultent :
– de l’absence d’une orbitale vide susceptible d’être offerte à un atome (ou un ion) qui ne
possède que des doublets ;
– de l’absence, dans la couche externe d’un atome, d’orbitales vides permettant de désapparier
un ou plusieurs doublets de l’état fondamental (création d’un « état de valence » différent),
afin de former un plus grand nombre de covalences.
Il s’agit de déterminer s’il est possible de « construire » ces édifices covalents,
compte tenu des possibilités de former des liaisons qui caractérisent chacun des
éléments concernés.
⌯ϪOϪNϭO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
⌷
Ϫ
Ϫ
F Ϫ Sb Ϫ F
Ϫ
F
Ϫ
Ϫ
Ϫ2
Cl Ϫ N Ϫ Cl
Ϫ
C1
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
OϭCϭO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
H Ϫ N Ϫ Cl
Ϫ
H
Ϫ Ϫ
Ϫ
Ϫ