QCM N° 06 a

Des atomes aux

molécules

 

   

 

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QCM N° 06 a : Des atomes aux molécules

 Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).

 

Énoncé

A

B

C

Réponse

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 :

 q2a

 q2b

 q2c

B

3

La molécule de diazote N2 a pour représentation de Lewis :

 

 

 

A

4

La molécule d’acétylène a pour représentation de Lewis :

 

q4b 

 q4c

C

5

Dans la molécule de méthanal, les atomes de carbone et d’oxygène :

 methanal

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.

 fluoromethane

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 :

 1,1dibromoethene

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

q2b 

    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

 q4c

    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

 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

 

-    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.

-    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.

 

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

 

 

-    La molécule de formule semi-développée, CH3CH=CHCH3, représente deux isomères Z / E.

 et

 Questionnaire a été réalisé avec Questy Pour s'auto-évaluer