42
4 • Liaison chimique – Structure électronique des molécules
indiscernabilité, de façon approximative, par un schéma unique : (a) si on ne donne aucune localisation à la charge globale de l’ion, ou (b) si on localise formellement la charge uniquement sur
les oxygènes, parce qu’ils sont plus électronégatifs que N :
Ces trois liaisons sont de plus indiscernables géométriquement, formant entre-elles des angles
égaux, de 120 °.
Exercice 4.9
Travaillons encore un peu sur les exemples de l’exercice précédent. Les
propositions suivantes sont-elles vraies ou fausses ?
A) Les formules de Lewis différentes attribuables à une molécule ou un ion
covalent sont celles d’isomères.
B) Dans NO 2
– , les deux atomes d’oxygène ne sont pas équivalents.
C) Parmi les espèces citées, N 2 O est la seule molécule où deux atomes d’un
même élément ne sont pas dans des situations identiques.
D) La longueur normale d’une liaison N–O étant de 0,136 nm et celle d’une
liaison NϭO 0,114 nm, la longueur de la liaison azote-oxygène dans NO 2 est
a priori intermédiaire entre ces deux valeurs.
A) Le terme employé a été formes mésomères : le terme isomère est-il synonyme ?
B) Si vous superposez par la pensée les deux formules indiquées, chacune des deux liaisons
azote-oxygène apparaît une fois simple et une fois double.
C) Il suffit de regarder la formule N 2 O.
D) Si vous faites une moyenne entre les deux formules, comment décrivez-vous la liaison azoteoxygène ?
Solution
A) Des isomères diffèrent par l’enchaînement (l’arrangement interne) des atomes ; ce n’est pas
le cas ici.
B) Les deux liaisons sont partiellement doubles et identiques par raison de symétrie.
C) L’azote central n’est évidemment pas dans la même situation que l’autre (il n’est pas lié aux
mêmes atomes).
D) Cette liaison est partiellement double, et sa longueur, intermédiaire entre les deux valeurs
indiquées, en témoigne.
OϪNϪO
Ϫ
O
Ϫ1
Ϫ
Ϫ1/3 OϪNϪO Ϫ1/3
O Ϫ1/3
a)
b)
4 • Liaison chimique – Structure électronique des molécules
indiscernabilité, de façon approximative, par un schéma unique : (a) si on ne donne aucune localisation à la charge globale de l’ion, ou (b) si on localise formellement la charge uniquement sur
les oxygènes, parce qu’ils sont plus électronégatifs que N :
Ces trois liaisons sont de plus indiscernables géométriquement, formant entre-elles des angles
égaux, de 120 °.
Exercice 4.9
Travaillons encore un peu sur les exemples de l’exercice précédent. Les
propositions suivantes sont-elles vraies ou fausses ?
A) Les formules de Lewis différentes attribuables à une molécule ou un ion
covalent sont celles d’isomères.
B) Dans NO 2
– , les deux atomes d’oxygène ne sont pas équivalents.
C) Parmi les espèces citées, N 2 O est la seule molécule où deux atomes d’un
même élément ne sont pas dans des situations identiques.
D) La longueur normale d’une liaison N–O étant de 0,136 nm et celle d’une
liaison NϭO 0,114 nm, la longueur de la liaison azote-oxygène dans NO 2 est
a priori intermédiaire entre ces deux valeurs.
A) Le terme employé a été formes mésomères : le terme isomère est-il synonyme ?
B) Si vous superposez par la pensée les deux formules indiquées, chacune des deux liaisons
azote-oxygène apparaît une fois simple et une fois double.
C) Il suffit de regarder la formule N 2 O.
D) Si vous faites une moyenne entre les deux formules, comment décrivez-vous la liaison azoteoxygène ?
Solution
A) Des isomères diffèrent par l’enchaînement (l’arrangement interne) des atomes ; ce n’est pas
le cas ici.
B) Les deux liaisons sont partiellement doubles et identiques par raison de symétrie.
C) L’azote central n’est évidemment pas dans la même situation que l’autre (il n’est pas lié aux
mêmes atomes).
D) Cette liaison est partiellement double, et sa longueur, intermédiaire entre les deux valeurs
indiquées, en témoigne.
OϪNϪO
Ϫ
O
Ϫ1
Ϫ
Ϫ1/3 OϪNϪO Ϫ1/3
O Ϫ1/3
a)
b)