Chapitre 2 | Première STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
Exercices progressifs corrigés. Cherche chaque exercice avant de dérouler la correction. On donne les électronégativités (Pauling) : H = 2,2 ; C = 2,5 ; N = 3,0 ; O = 3,4 ; Cl = 3,2 ; F = 4,0.
Établir le schéma de Lewis (nombre de doublets liants et non-liants sur l'atome central) de : (a) le méthane \(\text{CH}_4\) ; (b) l'ammoniac \(\text{NH}_3\) ; (c) le sulfure d'hydrogène \(\text{H}_2\text{S}\) (S : 6 électrons de valence, comme O).
(a) \(\text{CH}_4\) : \(4+4\times 1=8\) électrons \(\Rightarrow 4\) doublets, tous liants (4 liaisons C–H), 0 doublet non-liant sur C.
(b) \(\text{NH}_3\) : \(5+3=8\) électrons \(\Rightarrow 4\) doublets : 3 liants (N–H) et 1 non-liant sur N.
(c) \(\text{H}_2\text{S}\) : \(6+2=8\) électrons \(\Rightarrow 4\) doublets : 2 liants (S–H) et 2 non-liants sur S.
Pour chacune de ces molécules, indiquer s'il y a une double ou une triple liaison, et le nombre de doublets non-liants sur les atomes concernés : (a) \(\text{CO}_2\) ; (b) \(\text{N}_2\) ; (c) le dioxygène \(\text{O}_2\).
(a) \(\text{CO}_2\) : deux doubles liaisons \(\text{O}=\text{C}=\text{O}\). Chaque O porte 2 doublets non-liants, C n'en porte aucun.
(b) \(\text{N}_2\) : une triple liaison \(\text{N}\equiv\text{N}\). Chaque N porte 1 doublet non-liant.
(c) \(\text{O}_2\) : une double liaison \(\text{O}=\text{O}\). Chaque O porte 2 doublets non-liants.
Pour chaque molécule, écrire la formule \(\text{AX}_n\text{E}_m\) de l'atome central, puis donner la géométrie et l'angle approché : (a) \(\text{CH}_4\) ; (b) \(\text{NH}_3\) ; (c) \(\text{H}_2\text{O}\) ; (d) \(\text{CO}_2\).
(a) \(\text{CH}_4\) → \(\text{AX}_4\) : tétraédrique, \(109{,}5°\).
(b) \(\text{NH}_3\) → \(\text{AX}_3\text{E}\) : pyramidale, \(\approx 107°\).
(c) \(\text{H}_2\text{O}\) → \(\text{AX}_2\text{E}_2\) : coudée, \(\approx 104{,}5°\).
(d) \(\text{CO}_2\) → \(\text{AX}_2\) (chaque double liaison = 1 atome lié, 0 doublet non-liant) : linéaire, \(180°\).
Pour chaque liaison, indiquer l'atome portant \(\delta^-\) et celui portant \(\delta^+\), en justifiant par les électronégativités : (a) H–F ; (b) C–O ; (c) N–H ; (d) C–H.
(a) H–F : F (\(4{,}0\)) > H (\(2{,}2\)) → F porte \(\delta^-\), H porte \(\delta^+\).
(b) C–O : O (\(3{,}4\)) > C (\(2{,}5\)) → O porte \(\delta^-\), C porte \(\delta^+\).
(c) N–H : N (\(3{,}0\)) > H (\(2{,}2\)) → N porte \(\delta^-\), H porte \(\delta^+\).
(d) C–H : C (\(2{,}5\)) > H (\(2{,}2\)) → C porte \(\delta^-\), H porte \(\delta^+\) (liaison très peu polarisée, écart faible).
À partir de la géométrie et de la polarité des liaisons, dire si chaque molécule est polaire ou apolaire : (a) \(\text{H}_2\text{O}\) (coudée) ; (b) \(\text{CO}_2\) (linéaire) ; (c) \(\text{NH}_3\) (pyramidale) ; (d) \(\text{CCl}_4\) (tétraédrique).
(a) \(\text{H}_2\text{O}\) : liaisons O–H polarisées + forme coudée (non symétrique) → les polarités ne se compensent pas → polaire.
(b) \(\text{CO}_2\) : liaisons C=O polarisées mais forme linéaire symétrique → compensation → apolaire.
(c) \(\text{NH}_3\) : liaisons N–H polarisées + forme pyramidale (non symétrique) → polaire.
(d) \(\text{CCl}_4\) : liaisons C–Cl polarisées mais forme tétraédrique symétrique → compensation → apolaire.
Parmi ces molécules, lesquelles peuvent former des liaisons hydrogène entre elles ? Justifier. (a) \(\text{HF}\) ; (b) \(\text{CH}_4\) ; (c) l'eau \(\text{H}_2\text{O}\) ; (d) le méthanol \(\text{CH}_3\text{OH}\).
Condition : un H lié à O, N ou F, et un doublet non-liant sur un atome électronégatif voisin.
(a) \(\text{HF}\) : H lié à F → oui. (c) \(\text{H}_2\text{O}\) : H lié à O → oui. (d) \(\text{CH}_3\text{OH}\) : groupe O–H → oui.
(b) \(\text{CH}_4\) : H lié seulement à C (peu électronégatif) → non, pas de liaison hydrogène (seulement Van der Waals).
On donne : énergie d'une liaison covalente O–H ≈ \(460\ \text{kJ·mol}^{-1}\) ; énergie d'une liaison hydrogène ≈ \(20\ \text{kJ·mol}^{-1}\) ; énergie d'une liaison de Van der Waals ≈ \(2\ \text{kJ·mol}^{-1}\).
(a) Classer ces trois interactions de la plus forte à la plus faible. (b) Combien de fois la liaison covalente est-elle plus forte que la liaison hydrogène ? (c) Lors de la vaporisation de l'eau, quelles liaisons sont rompues : les liaisons O–H ou les liaisons hydrogène ?
(a) covalente O–H (\(460\)) > liaison hydrogène (\(20\)) > Van der Waals (\(2\)).
(b) \(\dfrac{460}{20}=23\) : la liaison covalente est environ 23 fois plus forte que la liaison hydrogène.
(c) On rompt seulement les liaisons hydrogène (et Van der Waals) entre molécules : les molécules d'eau restent intactes. Les liaisons covalentes O–H ne sont pas cassées lors d'un changement d'état.
On veut comprendre pourquoi, à \(20\ \text{°C}\), le diazote \(\text{N}_2\) est un gaz, l'eau \(\text{H}_2\text{O}\) un liquide, et le glucose (une grosse molécule à nombreux groupes O–H) un solide. On donne les températures d'ébullition : \(\text{N}_2\) : \(-196\ \text{°C}\) ; \(\text{H}_2\text{O}\) : \(100\ \text{°C}\).
(a) Quelles interactions relient les molécules de \(\text{N}_2\) ? \(\text{N}_2\) est-il polaire ? (b) Quelles interactions supplémentaires existent dans l'eau ? (c) Relier ces interactions à l'état physique et aux températures. (d) Pourquoi le glucose, plus riche en groupes O–H et bien plus gros, est-il solide à température ambiante ?
(a) \(\text{N}_2\) est une molécule apolaire (deux atomes identiques, aucune liaison polarisée) : seules de faibles liaisons de Van der Waals relient ses molécules.
(b) L'eau possède des liaisons O–H : elle forme de nombreuses liaisons hydrogène, bien plus fortes que Van der Waals, en plus d'être polaire.
(c) Interactions très faibles dans \(\text{N}_2\) → molécules faciles à séparer → gaz, \(T_{éb}\) très basse (\(-196\ \text{°C}\)). Liaisons hydrogène fortes dans l'eau → il faut beaucoup d'énergie pour séparer les molécules → liquide à \(20\ \text{°C}\), \(T_{éb}=100\ \text{°C}\).
(d) Le glucose forme de très nombreuses liaisons hydrogène (plusieurs groupes O–H par molécule) et, étant une grosse molécule, ses liaisons de Van der Waals sont fortes. Les interactions cumulées sont si intenses qu'il faut beaucoup d'énergie pour séparer les molécules : le glucose est solide à température ambiante.