Chapitre 2 | Première STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
Durée : 1 h — Barème : /20 — Calculatrice autorisée
Les réponses doivent être justifiées. Électronégativités (Pauling) : H = 2,2 ; C = 2,5 ; N = 3,0 ; O = 3,4 ; Cl = 3,2 ; F = 4,0.
On étudie trois molécules : le méthane \(\text{CH}_4\), l'ammoniac \(\text{NH}_3\) et l'eau \(\text{H}_2\text{O}\).
1. Pour chacune, établir le schéma de Lewis et donner le nombre de doublets liants et non-liants sur l'atome central. (3 pts)
2. Écrire la formule \(\text{AX}_n\text{E}_m\) de l'atome central. (2 pts)
3. En déduire la géométrie et l'angle approché de chaque molécule. (3 pts)
1. \(\text{CH}_4\) : 4 doublets liants, 0 non-liant sur C. \(\text{NH}_3\) : 3 liants, 1 non-liant sur N. \(\text{H}_2\text{O}\) : 2 liants, 2 non-liants sur O. (Dans les trois cas, l'atome central respecte l'octet.)
2. \(\text{CH}_4\) → \(\text{AX}_4\) ; \(\text{NH}_3\) → \(\text{AX}_3\text{E}\) ; \(\text{H}_2\text{O}\) → \(\text{AX}_2\text{E}_2\).
3. \(\text{CH}_4\) : tétraédrique, \(109{,}5°\). \(\text{NH}_3\) : pyramidale, \(\approx 107°\). \(\text{H}_2\text{O}\) : coudée, \(\approx 104{,}5°\).
On considère le dioxyde de carbone \(\text{CO}_2\) (linéaire) et l'eau \(\text{H}_2\text{O}\) (coudée).
1. Dans une liaison C=O, quel atome porte \(\delta^-\) et lequel \(\delta^+\) ? Justifier par les électronégativités. (2 pts)
2. \(\text{CO}_2\) possède des liaisons polarisées. Pourtant, la molécule est apolaire. Expliquer pourquoi à l'aide de sa géométrie. (2 pts)
3. L'eau, elle, est polaire. Expliquer la différence avec \(\text{CO}_2\). (2 pts)
1. O (\(\chi=3{,}4\)) est plus électronégatif que C (\(\chi=2{,}5\)) : il attire le doublet liant. Donc O porte \(\delta^-\) et C porte \(\delta^+\).
2. \(\text{CO}_2\) est linéaire et symétrique (\(\text{O}=\text{C}=\text{O}\) à \(180°\)). Les deux polarités C=O, opposées et de même intensité, se compensent exactement : pas de pôle globalement → apolaire.
3. L'eau est coudée (\(\approx 104{,}5°\)), donc non symétrique : les deux polarités O–H ne se compensent pas. Il subsiste un pôle \(\delta^-\) du côté de l'oxygène et un pôle \(\delta^+\) du côté des hydrogènes → molécule polaire.
On compare le chlorométhane \(\text{CH}_3\text{Cl}\) (\(T_{éb}=-24\ \text{°C}\)) et le méthanol \(\text{CH}_3\text{OH}\) (\(T_{éb}=65\ \text{°C}\)), deux molécules de tailles voisines.
1. Définir la liaison hydrogène et la liaison de Van der Waals. Laquelle est la plus forte ? (2 pts)
2. Le méthanol possède un groupe O–H. Peut-il former des liaisons hydrogène ? Et le chlorométhane ? Justifier. (2 pts)
3. Expliquer pourquoi le méthanol bout à une température bien plus élevée que le chlorométhane. (2 pts)
1. Van der Waals : attractions électriques faibles entre toutes les molécules. Liaison hydrogène : attraction entre un H lié à O, N ou F (donc \(\delta^+\) marqué) et un doublet non-liant d'un atome électronégatif voisin. La liaison hydrogène est plus forte que Van der Waals.
2. Le méthanol a un H lié à O → il forme des liaisons hydrogène. Le chlorométhane a ses H liés à C (peu électronégatif) et pas de H lié à O/N/F → pas de liaison hydrogène (seulement Van der Waals, la molécule étant polaire à cause de C–Cl).
3. À taille voisine, le méthanol est relié par des liaisons hydrogène fortes, absentes du chlorométhane. Il faut donc beaucoup plus d'énergie (chauffer davantage) pour séparer ses molécules : sa température d'ébullition est bien plus élevée (\(65\ \text{°C}\) contre \(-24\ \text{°C}\)).