Philippe APLINCOURT
Master 1 MEEF Physique-Chimie



TD 4

Atomistique / Interactions faibles / Solvants


Description des entités chimiques moléculaires 
 
Autour de l’azote
1.
Composé Nombre d’électrons de valence Structure de Lewis
H
NH3 N = 5 + (3 x 1) = 8
H N H

NO N = 5 + 6 = 11 N O

NO2 N = 5 + (2 x 6) = 17 O N O

HNO2 N = 1 + 5 + (2 x 6) = 18 O N O H



2.
Les espèces NO et NO2 possèdent chacune un électron célibataire. Elles peuvent donc former des dimères :
 N2O2 pour NO
 N2O4 pour NO2


3.
Composé Nombre d’électrons de valence Structure de Lewis
N2 N = 5 + (3 x 1) = 8 N N
ClNO N = 5 + 6 = 11 Cl N O

O
–
NO3 N = 5 + (3 x 6) + 1 = 24
O N O




4.
Structure de Lewis Géométrie VSEPR Moments dipolaires partiels
b
O O 120°

N O 120° a
O N O
O
c

La somme vectorielle des moments dipolaires conduit à la formule suivante :
 total   a  2. b . cos60  0,15  2 * 0,15 * 0,5 A.N. total = 0 D
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5.
Structure de Lewis Géométrie VSEPR Moments dipolaires partiels
N
O N O O O NO NO
134°

La somme vectorielle des moments dipolaires conduit à la formule suivante :
 total  2 NO . cos67  2 * 0,15 * 0,22 A.N. total = 0,117 D
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Etude du germanium (et des éléments autour…)
1.
Les éléments métalloïde sont des éléments ne pouvant ni être classés dans les métaux ni dans les non-métaux.
Ils ont des propriétés intermédiaires. Leurs oxydes sont généralement amphotères (ceux des métaux sont plutôt
basiques et ceux des non-métaux plutôt acides). Les métalloïdes se comportent comme des semi-conducteurs
(notamment le bore, le silicium et le germanium).
On trouve les éléments métalloïdes dans les colonnes 13, 14, 15 et 16 du tableau périodique (attention ! tous les
éléments de ces colonnes ne sont pas des métalloïdes !).


2.
L’argon est le 3ème gaz rare de la colonne 18 en partant de l’hélium. L’atome neutre possède 2 + 8 + 8 = 18
électrons.
L’atome de germanium en possède 14 de plus. Son numéro atomique vaut donc Z = 32.
La sous-couche 3d étant totalement remplie, ces électrons n’appartiennent pas à la couche de valence. Le
germanium comporte donc 4 électrons de valence.


3.
OA 4s : n=4 l=0 ml = 0
OA 4p : n=4 l=1 ml = -1, 0, +1


4.
D’après la règle de Hünd, les 2 électrons de la sous-couche 4p sont placés dans 2 OA dégénérées distinctes avec
des spins parallèles. Le germanium possède donc 2 électrons célibataires.


5.
Le germanium possède 4 électrons de valence, le chlore 7. La molécule GeCl4 possède donc 32 électrons de
valence. Il y a donc 16 doublets électroniques à placer :




Dans la théorie VSEPR, GeCl4 a pour formule AX4. Le chlorure de germanium est donc tétraédrique (tétraèdre
régulier avec des angles de 109,5°) :




6.
Le silicium a la même couche de valence que le germanium. Sa configuration est donc :

Si : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Son numéro atomique est donc Z = 14
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7.
Le premier élément de la famille chimique du germanium et du silicium est le carbone (Z = 6).


8.
Le carbone est l’oxygène sont proches dans la classification périodique. Leur différence d’électronégativité
n’est donc pas très importante. Les liaisons C=O seront donc covalentes.


9.
Le dioxyde de carbone possède 16 électrons de valence, soit 8 doublets électroniques. Sa structure de Lewis est
la suivante :




Cette molécule de formule AX2 est linéaire.


10.
Dans les conditions normales de température et de pression, le dioxyde de carbone est un gaz.
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Etude de la molécule d’urée
1.
La représentation de Lewis de la molécule d’urée est la suivante :

O

H N C N H

H H


2.
L’atome de carbone central est entouré :
- de 2 liaisons simples
- d’une liaison double (compte comme une liaison simple dans la théorie V.S.E.P.R.)
- de 0 doublet non liant

La molécule d’urée est donc du type AX3. La géométrie est donc trigonale.


3.
Les atomes de carbone, d’azote et d’oxygène sont coplanaires.


4.
+ -
A B



Les différentes liaisons dans la molécule d’urée sont polarisées car les atomes présentent des différences
d’électronégativité (les atomes d’oxygène et d’azote sont plus électronégatifs que l’atome de carbone). Une
analyse plus fine montre que la somme des moments dipolaires de chaque liaison n’est pas nulle. Par
conséquent, la molécule d’urée est polaire.


5.
L’eau est un solvant polaire. Tout composé polaire, comme l’urée, sera ainsi soluble dans l’eau. Par ailleurs,
cette solubilité est accrue par la création de liaisons hydrogène entre les molécules d’urée et d’eau :

H H

O O O
H H
H C H
N N

H H




O
H
H
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Etude du Sélénium
1.
4ème période : couche externe n = 4.
16ème colonne : colonne de l’oxygène dont la couche de valence a pour configuration ns2 np4.

La configuration électronique du sélénium s’écrit donc :

Se : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 Z = 34 Electrons de valence : 4s2 4p4


2.
Comme l’oxygène, l’atome se sélénium possède 2 électrons célibataires (règle de Hünd).


3.
L’atome en tête de la colonne du sélénium est l’oxygène O (Z = 8). La configuration électronique de cet
élément est : O : 1s2 2s2 2p4


4.
Le Z(Te) = Z(Se) + 18  le tellure et le sélénium font partie de la même colonne et ont donc des
propriétés chimiques similaires… d’où la confusion possible de Berzelius.


5.
Composé Nombre d’électrons de valence Structure de Lewis
H2Se N = (2 x 1) + 6 = 8 H Se H
Se2Cl2 N = (2 x 6) + (2 x 7) = 26 Cl Se Se Cl
O Se O
SeO3 N = 6 + (3 x 6) = 24
O

O Se O
SeO32– N = 6 + (3 x 6) + 2 = 26
O
O

SeO42– N = 6 + (4 x 6) + 2 = 32 O Se O

O
O

H2SeO4 N = (2 x 1) + 6 + (4 x 6) = 32 H O Se O H

O
F
F F
SeF6 N = 6 + (6 x 7) = 48 Se
F F
F

6.
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On peut écrire pour l’ion SeO42– plusieurs formes mésomères dans lesquelles les charges négatives sont
délocalisées équitablement sur l’ensemble des atomes d’oxygène de la molécule. L’hybride de résonance pour
cet ion s’écrit :

0,5
O
0,5 0,5
O Se O

O
0,5

Par conséquent, les longueurs et les énergies des différentes liaisons Se-O dans SeO42- sont toutes équivalentes.


7.
Dans H2SeO4, on ne peut pas écrire de formes mésomères comme pour l’ion SeO42–. Dans cette acide, les
liaisons Se=O sont plus courtes et plus fortes que les liaisons Se–O.


8.
Composé Formule VSEPR Géométrie
Se
H2Se AX2E2
H H
H Se
Se2Cl2 AX2E2
Se H
O O
Se
SeO3 AX3
O
2-
Se
SeO32– AX3E O O
O
2-
O

SeO42– AX4 Se
O O
O
OH

H2SeO4 AX4 Se
HO O
O
F
F F
SeF6 AX6 Se
F F
F


9.
L’électronégativité est la capacité d’un atome à attirer à lui les électrons de la liaison dans laquelle il est
impliqué.
Cette grandeur n’est pas mesurable directement. On l’évalue donc à l’aide de différentes méthodes.
10.
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Dans la classification périodique l’électronégativité augmente de haut en bas et de gauche à droite (en dehors de
la colonne 18 des gaz rares).


11.
D’après la question précédente : (F) > (O) > (Se)


12.
Les molécules SeO3 et SeF6 ne sont pas polaires car par symétrie, on note que la somme des moments dipolaires
partiels des liaisons est nulle.

La molécule H2Se est polaire car les moments dipolaires partielles ne s’annulent pas.

Se
H H
 total
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Forces intermoléculaires 

Interactions faibles : températures de changement d’état
1.
Dans une période donnée, l’atome de la colonne 17 du tableau périodique est plus électronégatif que celui de la
colonne 14. Ainsi, les liaisons HX présentent un moment dipolaire plus élevé que les liaisons HY (Y = élément
de la colonne 14). A l’échelle moléculaire :

 Les molécules HX sont polaires
 Les molécules H4Y sont apolaires en raison de leur géométrie tétraédrique.

Les interactions de Van der Waals sont ainsi plus fortes entre molécules HX qu’entre molécules H4Y. L’énergie
à fournir (ici énergie thermique) pour casser ces interactions est nécessairement plus grande dans une solution
de HX. Les composés halogénés présentent donc des températures d’ébullition plus élevées que les composés
hydrogénés de la colonne 14.


2.
La taille des atomes augmente en descendant dans une colonne du tableau périodique (ici de Cl à I). L’atome
d’iode est donc plus gros que l’atome de chlore. Il est donc plus polarisable également.
Les interactions intermoléculaires de Van der Waals sont alors plus fortes dans HI que dans HCl. Par
conséquent la température d’ébullition des hydrures d’halogène augmente de HCl à HI.


3.
En toute logique, d’après le développement suivi dans la question 2., la température d’ébullition de HF devrait
être inférieure à celle de HCl. Or celle-ci est supérieure d’une centaine de degrés environ. Cette anomalie
s’explique par la présence d’interactions intermoléculaires supplémentaires dans HF : les liaisons hydrogènes.
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Solvants moléculaires 
 
L’arsenic
1.
Ces trois atomes sont dans la même colonne de la classification périodique (configuration électronique en ns2
np3, avec n = 2, 3 et 4), et comportent chacun 5 électrons de valence. Ils ont donc une couche de valence
isoélectronique.


2.
L’azote est au-dessus de l’arsenic dans la classification périodique. Par conséquent, il est plus électronégatif. Il
en résulte :

 Que la molécule NH3 est plus polaire que AsH3 (ces deux molécules étant de géométrie pyramiale à base
triangulaire). Les interactions dipôle-dipôle sont donc plus importantes et la solubilité de NH3 plus
grande.
 Que NH3 pourra former des liaisons H avec l’eau contrairement à AsH3.

Par conséquent, la molécule d’ammoniac est beaucoup plus soluble dans l’eau que AsH3.
Notons toutefois que le raisonnement précédent n’est valable que si HNH = HAsH et d(NH) = d(AsH), ce qui
n’est pas tout à fait le cas.

 
 
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Le tétrachlorométhane
1.
Commençons par déterminer la géométrie du tétrachlorométhane :

C : 1s2 2s2 2p2  4 électrons de valence
C : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5  7 électrons de valence

Composé Nombre d’électrons de valence Structure de Lewis
Cl

CCl4 N = (4 x 7) + 4 = 32 Cl C Cl

Cl

La formule VSEPR du tétrachlorométhane s’écrit AX4. Par conséquent cette molécule est un tétraèdre régulier :




De par sa géométrie, la molécule de tétrachlorométhane CCl4 est apolaire car la somme des moments dipolaires
partiels des liaisons C-Cl est égale à 0. Par contre l’eau est un composé polaire.
Les interactions entre ces deux composés seront donc limitées ; ce qui explique le caractère insoluble de CCl4
dans l’eau.


2.
La permittivité  d’un matériau s’écrit :

 = r.0

La constante diélectrique r introduite dans l’énoncé correspond ici à la permittivité relative d’un matériau par
rapport à celle du vide notée 0. Elle décrit la réponse d’un milieu donné à un champ électrique.
Plus la constante diélectrique du solvant est élevée, plus le solvant favorise la séparation des ions en solution
(pouvoir dissociant du solvant).
En raison de son caractère apolaire, le tétrachlorométhane n’est pas un solvant dissociant contrairement à l’eau.
Les ions seront bien solvatés dans les solvants polaires, les molécules dans les solvants apolaires. Le
tétrachlorométhane solubilisera les molécules en créant des interactions de Van der Waals de type London.


 
 
 
 Philippe APLINCOURT
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Etude d’une oxydation
1.
L’eau solvate très bien les molécules polaires ainsi que les ions en raison de la création d’interactions