Exercices par capacités · Première générale
Dernière mise à jour : 21 juin 2026
Rappeler les deux sens dans lesquels l'électronégativité augmente dans le tableau périodique, et nommer l'élément le plus électronégatif.
L'électronégativité augmente de gauche à droite sur une même période et du bas vers le haut dans une même colonne.
L'élément le plus électronégatif est le fluor (F), suivi de l'oxygène (O), de l'azote (N), du chlore (Cl)…
Sur la même période (période 2 : Li, B, C, N, O, F), classer par électronégativité croissante les éléments suivants : carbone (C), azote (N), fluor (F), lithium (Li).
Sur une même période, l'électronégativité augmente vers la droite. L'ordre des colonnes est : Li (gauche), puis C, puis N, puis F (droite).
Classement croissant : Li \(\lt\) C \(\lt\) N \(\lt\) F.
On donne quelques valeurs d'électronégativité (échelle de Pauling, sans unité).
| Élément | Électronégativité |
|---|---|
| Hydrogène (H) | 2,2 |
| Carbone (C) | 2,5 |
| Azote (N) | 3,0 |
| Oxygène (O) | 3,4 |
| Chlore (Cl) | 3,2 |
| Sodium (Na) | 0,9 |
À l'aide du tableau, classer ces six éléments du moins au plus électronégatif.
On range les valeurs dans l'ordre croissant :
Na (0,9) \(\lt\) H (2,2) \(\lt\) C (2,5) \(\lt\) N (3,0) \(\lt\) Cl (3,2) \(\lt\) O (3,4).
Le sodium est le moins électronégatif, l'oxygène le plus électronégatif.
Dans chacune des liaisons suivantes, indiquer quel atome attire le plus le doublet de liaison : (a) C–O ; (b) H–Cl ; (c) N–H.
L'atome le plus électronégatif attire davantage le doublet :
Une liaison entre deux atomes identiques est-elle polarisée ou apolaire ? Donner deux exemples.
Deux atomes identiques ont la même électronégativité : aucun n'attire plus le doublet, la liaison est apolaire.
Exemples : la liaison dans \(H_2\) (H–H), dans \(O_2\) (O=O), dans \(Cl_2\) (Cl–Cl).
Pour la liaison O–H d'une molécule d'eau, indiquer sur quel atome se trouve la charge partielle \(\delta^-\) et sur lequel se trouve \(\delta^+\). Justifier.
L'oxygène (électronégativité 3,4) est beaucoup plus électronégatif que l'hydrogène (2,2). Il attire le doublet de liaison vers lui.
Donc : \(\delta^-\) sur l'oxygène, \(\delta^+\) sur l'hydrogène. La liaison O–H est polarisée.
Pour chaque liaison, dire si elle est polarisée ou apolaire, et placer les charges \(\delta^+\)/\(\delta^-\) si elle est polarisée : (a) C–Cl ; (b) N–H ; (c) la liaison double dans \(O_2\) ; (d) C–H.
On compare les liaisons C–F, C–Cl et C–Br. Sachant que l'électronégativité décroît du fluor au brome dans la colonne 17 (F \(\gt\) Cl \(\gt\) Br), classer ces trois liaisons de la plus polarisée à la moins polarisée. Justifier.
Plus l'écart d'électronégativité entre les deux atomes est grand, plus la liaison est polarisée. Le carbone est commun ; on compare donc l'électronégativité de l'halogène.
Comme F \(\gt\) Cl \(\gt\) Br, l'écart avec le carbone est le plus grand pour C–F.
Classement de la plus polarisée à la moins polarisée : C–F \(\gt\) C–Cl \(\gt\) C–Br.
Rappeler les deux conditions nécessaires pour qu'une molécule soit polaire.
Une molécule est polaire si :
Si les deux liaisons polarisées se compensent par symétrie, la molécule est apolaire.
La molécule de dioxyde de carbone \(CO_2\) est linéaire et symétrique (\(O=C=O\)). Ses liaisons C=O sont polarisées. La molécule est-elle polaire ou apolaire ? Justifier.
Les deux liaisons C=O sont polarisées (\(\delta^-\) sur chaque O, \(\delta^+\) sur C). Mais la molécule est linéaire et symétrique : les deux effets, opposés et de même intensité, se compensent.
La molécule \(CO_2\) est donc apolaire.
La molécule d'eau \(H_2O\) est coudée (angle d'environ 105°), comme le montre le schéma ci-dessous donnant la position des atomes. Ses liaisons O–H sont polarisées. La molécule est-elle polaire ou apolaire ? Justifier.
Les deux liaisons O–H sont polarisées (\(\delta^-\) sur O, \(\delta^+\) sur chaque H). La molécule étant coudée, les deux effets ne s'opposent pas : ils s'additionnent et donnent un côté plus négatif (l'oxygène) et un côté plus positif (les hydrogènes).
La molécule d'eau est donc polaire.
Pour chaque molécule, indiquer si elle est polaire ou apolaire en justifiant par les liaisons et la géométrie : (a) le méthane \(CH_4\) (tétraédrique symétrique) ; (b) l'ammoniac \(NH_3\) (pyramidale, non symétrique) ; (c) le dichlore \(Cl_2\).
Citer les deux types d'interactions intermoléculaires vus en cours et indiquer, pour chacune, entre quelles molécules elle s'exerce.
Parmi les molécules suivantes, indiquer celles qui peuvent former des liaisons hydrogène entre elles : (a) l'eau \(H_2O\) ; (b) l'éthanol \(CH_3{-}CH_2{-}OH\) ; (c) le méthane \(CH_4\).
La liaison hydrogène nécessite un atome H lié à O, N ou F.
On donne les températures d'ébullition (sous pression atmosphérique) de deux composés de masses molaires voisines.
| Composé | Masse molaire | Température d'ébullition |
|---|---|---|
| Eau \(H_2O\) | 18 g/mol | 100 °C |
| Méthane \(CH_4\) | 16 g/mol | −161 °C |
Expliquer pourquoi l'eau bout à une température beaucoup plus élevée que le méthane, alors que leurs masses molaires sont proches.
Plus les interactions intermoléculaires sont fortes, plus il faut d'énergie (donc une température élevée) pour séparer les molécules et faire bouillir le liquide.
L'eau forme de nombreuses liaisons hydrogène (H lié à O), interactions fortes : sa température d'ébullition est élevée (100 °C). Le méthane \(CH_4\) ne fait que des interactions de Van der Waals faibles (pas de liaison hydrogène possible) : il bout à très basse température (−161 °C).
Le schéma ci-dessous montre deux molécules d'eau voisines. Indiquer le type de l'interaction représentée en pointillés et préciser entre quels atomes elle s'établit.
Le trait en pointillés représente une liaison hydrogène.
Elle s'établit entre un atome d'hydrogène (porteur d'un \(\delta^+\)) d'une molécule d'eau et l'atome d'oxygène (porteur d'un \(\delta^-\)) de la molécule voisine. C'est l'interaction qui explique la cohésion de l'eau liquide.
Énoncer la règle « les semblables dissolvent les semblables ». Que dissout bien un solvant polaire comme l'eau ?
Un solvant dissout bien les espèces qui lui ressemblent : un solvant polaire dissout les espèces polaires et les composés ioniques ; un solvant apolaire dissout les espèces apolaires.
L'eau, solvant polaire, dissout donc bien le sel (ionique), le sucre (polaire), mais pas les graisses (apolaires).
Le diiode \(I_2\) est une molécule apolaire. Se dissoudra-t-il mieux dans l'eau (solvant polaire) ou dans le cyclohexane (solvant apolaire) ? Justifier.
D'après la règle « les semblables dissolvent les semblables », l'espèce apolaire \(I_2\) se dissout mieux dans un solvant apolaire.
Le diiode se dissout donc mieux dans le cyclohexane que dans l'eau.
On veut classer trois espèces selon qu'elles sont hydrophiles (solubles dans l'eau) ou hydrophobes (peu solubles dans l'eau).
| Espèce | Caractère |
|---|---|
| Chlorure de sodium \(NaCl\) | ionique |
| Saccharose (sucre) | polaire |
| Huile | apolaire |
Pour chaque espèce, dire si elle est hydrophile ou hydrophobe, et justifier.
L'eau est polaire : elle dissout les espèces polaires ou ioniques (hydrophiles), pas les espèces apolaires (hydrophobes).
Expliquer, en utilisant la polarité, pourquoi le chlorure de sodium se dissout dans l'eau mais pas dans l'huile.
Le sel \(Na^+Cl^-\) est un composé ionique. Dans l'eau (solvant polaire), les molécules d'eau orientent leur \(\delta^-\) (sur l'oxygène) vers les ions \(Na^+\) et leur \(\delta^+\) (sur l'hydrogène) vers les ions \(Cl^-\) : les ions sont entourés et arrachés du cristal, le sel se dissout.
Dans l'huile (solvant apolaire), il n'y a pas de charges partielles capables de stabiliser les ions : le sel ne se dissout pas.