QCM N° 06 a sur les atomes et les molécules

QCM N° 06 a

Des atomes aux molécules

QCM N° 06 a : Des atomes aux molécules AIDE Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).
	Énoncé	A	B	C	R
1	L’atome de carbone C (Z = 6) forme :	6 liaisons covalentes.	4 liaisons covalentes.	2 liaisons covalentes	B
2	La molécule de peroxyde d’hydrogène H₂O₂ a pour représentation de Lewis :				B
3	La molécule de diazote N₂ a pour représentation de Lewis :				A
4	La molécule d’acétylène a pour représentation de Lewis :				C
5	Dans la molécule de méthanal, les atomes de carbone et d’oxygène :	mettent en commun 2 électrons.	sont liés par une double liaison.	respectent la règle de l’octet	B et C
6	La molécule de fluorométhane est modélisée ci-dessous. Cette molécule est :	plane.	triangulaire.	pyramidale.	C
7	La molécule de chloramine, modélisée ci-dessous est :	plane.	triangulaire.	pyramidale.	C
8	La géométrie de la molécule de chloramine est due à la répulsion :	entre les doublets liants et le doublet non liant de l’atome d’azote N.	entre les atomes.	entre les doublets liants uniquement.	A
9	Pour la molécule de 1,1 – dibromoéthène modélisée ci-dessous :	une isomérie Z / E est possible.	une isomérie Z / E n’est pas possible.	la rotation autour de la double liaison C = C n’est pas possible.	B et C
10	Pour la molécule de but-2-ène, modélisée ci-dessous,	une isomérie Z / E est possible.	une isomérie Z / E n’est pas possible.	une isomérisation photochimique est possible.	A et C

Questionnaire a été réalisé avec Questy

Pour s'auto-évaluer

Essentiels

► Nombre de liaisons covalentes l’atome de carbone C :

- Pour l’atome de carbone, Z = 6

- Configuration électronique : K²L⁴

- La liaison covalente consiste à la mise en commun par deux atomes d’un ou plusieurs doublets d’électrons appelés doublets de liaison ou doublets liants.

- Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui manque pour acquérir une structure électronique en OCTET ou DUET.

- En conséquence, l’atome de carbone peut mettre en commun les 4 électrons (règle de l’Octet : 4 + 4) de la couche L.

- Il peut former 4 liaisons covalentes.

► Tableau ; cas des atomes que l’on rencontre souvent

Atome	H	C	N	O	Cl
Numéro atomique Z	1	6	7	8	17
Formule électronique	K¹	K² L⁴	K² L⁵	K² L⁶	K² L⁸ M⁷
Nombre d’électron manquant à l’atome Pour acquérir une structure stable	1	4	3	2	1
Nombre de doublets liants formés pour chaque atome	1	4	3	2	1
Nombre de doublets non liants	0	0	1	2	3

► Représentation de LEWIS.

- La représentation de LEWIS précise l’enchaînement des atomes et la position des doublets liants et non liants.

- Dans la représentation de LEWIS d’une molécule :

- Le symbole de l’élément représente le noyau de l’atome et les électrons internes,

- Chaque doublet d’électrons externes est figuré par un tiret.

- On distingue les doublets liants et les doublets non liants :

- Un doublet liant est représenté par un tiret entre les symboles de deux atomes,

- Un doublet non liant est représenté par un tiret situé autour du symbole d’un atome auquel il appartient.

► La molécule de peroxyde d’hydrogène H₂O₂ :

- Atome d’hydrogène :

- Pour l’atome d’hydrogène, Z = 1.

- Configuration électronique : K¹

- Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui manque pour acquérir une structure électronique en OCTET ou DUET.

- En conséquence, l’atome d’hydrogène peut mettre en commun 1 électron (règle du DUET : 1 + 1) de la couche K.

- Il peut former 1 liaison covalente.

- Atome d’oxygène :

- Pour l’atome d’oxygène, Z = 8

- Configuration électronique : K²L⁶

- La liaison covalente consiste à la mise en commun par deux atomes d’un ou plusieurs doublets d’électrons appelés doublets de liaison ou doublets liants.

- Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui manque pour acquérir une structure électronique en OCTET ou DUET.

- En conséquence, l’oxygène peut mettre en commun les 2 électrons (Règle de l’Octet : 6 + 2) de la couche L.

- Chaque atome d’oxygène, de la molécule de peroxyde d’hydrogène possède 2 doublets liants et 2 doublets non liants.

Atome	H	O
Numéro atomique Z	1	8
Formule électronique	K¹	K² L⁶
Nombre d’électron manquant à l’atome Pour acquérir une structure stable	1	2
Nombre de doublets liants formés pour chaque atome	1	2
Nombre de doublets non liants	0	2

H2O2 Lewis

► Molécule de diazote N₂ :

- Pour l’atome d’azote, Z = 7

- Configuration électronique : K²L⁵

- La liaison covalente consiste à la mise en commun par deux atomes d’un ou plusieurs doublets d’électrons appelés doublets de liaison ou doublets liants.

- Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui manque pour acquérir une structure électronique en OCTET ou DUET.

- En conséquence, l’azote peut mettre en commun les 3 (Règle de l’Octet : 5 + 3) électrons de la couche L.

- Chaque atome d’azote, de la molécule de diazote possède 3 doublets liants et un doublet non liant.

Atome	N
Numéro atomique Z	7
Formule électronique	K² L⁵
Nombre d’électron manquant à l’atome Pour acquérir une structure stable	3
Nombre de doublets liants formés pour chaque atome	3
Nombre de doublets non liants	1

diazote

► La molécule d’acétylène :

- Atome d’hydrogène :

- Pour l’atome d’hydrogène, Z = 1.

- Configuration électronique : K¹

- Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui manque pour acquérir une structure électronique en OCTET ou DUET.

- En conséquence, l’atome d’hydrogène peut mettre en commun 1 électron (règle du DUET : 1 + 1) de la couche K.

- Il peut former 1 liaison covalente.

- Pour l’atome de carbone, Z = 6

- Configuration électronique : K²L⁴

- La liaison covalente consiste à la mise en commun par deux atomes d’un ou plusieurs doublets d’électrons appelés doublets de liaison ou doublets liants.

- Le nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome est généralement égal au nombre d’électrons qui lui manque pour acquérir une structure électronique en OCTET ou DUET.

- En conséquence, l’atome de carbone peut mettre en commun les 4 électrons (règle de l’Octet : 4 + 4) de la couche L.

Atome	H	C
Numéro atomique Z	1	6
Formule électronique	K¹	K² L⁴
Nombre d’électron manquant à l’atome Pour acquérir une structure stable	1	4
Nombre de doublets liants formés pour chaque atome	1	4
Nombre de doublets non liants	0	0

C2H2 Lewis

► La molécule de méthanal :

Atome	H	C	O
Numéro atomique Z	1	6	8
Formule électronique	K¹	K² L⁴	K² L⁶
Nombre d’électron manquant à l’atome Pour acquérir une structure stable	1	4	2
Nombre de doublets liants formés pour chaque atome	1	4	2
Nombre de doublets non liants	0	0	2

methanal

- Les atomes de carbone et d’oxygène mettent en commun 4 électrons et respectent la règle de l’Octet.

methanal Lewis

- Chaque atome d’hydrogène respecte la règle du Duet.

► Molécule de fluorométhane :

Atome	H	C	F
Numéro atomique Z	1	6	9
Formule électronique	K¹	K² L⁴	K² L⁷
Nombre d’électron manquant à l’atome Pour acquérir une structure stable	1	4	1
Nombre de doublets liants formés pour chaque atome	1	4	1
Nombre de doublets non liants	0	0	3

- La molécule de fluorométhane est pyramidale. CH₃F

fluorométhane ou

- Représentation schématique :

► Molécule de chloramine :

Atome	H	N	Cl
Numéro atomique Z	1	7	17
Formule électronique	K¹	K² L⁵	K² L⁸ M⁷
Nombre d’électron manquant à l’atome Pour acquérir une structure stable	1	3	1
Nombre de doublets liants formés pour chaque atome	1	3	1
Nombre de doublets non liants	0	1	3

chloramine

- C’est une molécule pyramidale.

► Isomérie : Définition.

- Deux molécules isomères ont même formule brute mais des enchaînements d’atomes différents.

- Les isomères ont des propriétés physiques et chimiques différentes et constituent des espèces chimiques distinctes.

► Formule brute.

- La formule brute d’une molécule indique la nature et le nombre des atomes constituant la molécule.

- Elle ne donne aucune indication sur la structure de la molécule : chaîne carbonée, groupe fonctionnel,…

► La formule développée plane.

- Elle indique l’enchaînement des atomes et la nature des liaisons qui les unissent.

► Formule semi-développée.

- Elle dérive de la formule développée. Elle ne fait pas apparaître les liaisons entre un atome d’hydrogène et un autre atome.

► Formule topologique.

- La chaîne carbonée est représentée sous forme de ligne brisée.

- Les atomes autres que de carbone C et d’hydrogène H sont représentés de manière explicite ainsi que les atomes d’hydrogène H qu’ils portent.

► Les isomères de constitution :

- Les isomères de constitution sont des molécules qui ont la même formule brute mais qui différent par l’enchaînement de leurs atomes.

- Parmi les isomères de constitution, on distingue :

- Les isomères de chaîne : les chaînes carbonées sont différentes.

- Les isomères de position : la position du groupe fonctionnel ou de la double liaison sont différentes.

- Les isomères de fonction : les groupes fonctionnels sont différents.

► L’isomérie Z et E ou stéréo-isomérie.

- Si, dans un alcène de formule générale CHX=CHY, les deux atomes d’hydrogène sont dans le même demi-plan par rapport à l’axe de la double liaison C=C, le stéréo-isomère est Z,

- dans le cas contraire, il est E.

Z et E

- La molécule de 1,1 – dibromoéthène, représentée ci-dessous, ne présente pas d’isomérie Z / E.

- Les deux atomes de brome Br sont portés par le même atome de carbone.

1,1 – dibromoéthène

- La molécule de but-2-ène, représentée ci-dessous, est celle de l’isomère E.

E but-2-ène

- La molécule de formule semi-développée, CH₃–CH=CH–CH₃, représente deux isomères Z / E.

E but-2-ène et Z but-2-ène

Questionnaire a été réalisé avec Questy

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