Exercices avec corrigés Liaison chimique smpc s2
V. I. Représentation de Lewis
Exercice V. 1. 1.
Représenter selon le modèle de Lewis, les éléments du tableau périodique suivants :
H, He, Li, Be, B, C, N, F, Ne.
Exercice V. 1. 2.
1. Donner la notation de Lewis des molécules et ions suivants :
H2 ; Cl2 ; H2O ; H3O+ ; NH3 ; NH4+ ; CH4 ; C2H6 ; SF4 ; SF6 ; PCl3 ; PCl5 ; NCl3
2. Quels sont parmi ces composés ceux qui ne respectent pas la règle de
l’Octet ?
3. En se basant sur les structures électroniques des atomes de soufre et
de phosphore, expliquer la formation des molécules SF6 et PCl5.
4. Prévoyez les différentes valences possibles du phosphore. Les deux
chlorures PCl3 et PCl5 existent. Expliquer pourquoi on ne connait que le
composé NCl3 alors que le composé NCl5 n’existe pas.
Représenter selon le modèle de Lewis, les éléments du tableau périodique suivants :
H, He, Li, Be, B, C, N, F, Ne.
Exercice V. 1. 2.
1. Donner la notation de Lewis des molécules et ions suivants :
H2 ; Cl2 ; H2O ; H3O+ ; NH3 ; NH4+ ; CH4 ; C2H6 ; SF4 ; SF6 ; PCl3 ; PCl5 ; NCl3
2. Quels sont parmi ces composés ceux qui ne respectent pas la règle de
l’Octet ?
3. En se basant sur les structures électroniques des atomes de soufre et
de phosphore, expliquer la formation des molécules SF6 et PCl5.
4. Prévoyez les différentes valences possibles du phosphore. Les deux
chlorures PCl3 et PCl5 existent. Expliquer pourquoi on ne connait que le
composé NCl3 alors que le composé NCl5 n’existe pas.
V. 2. Liaison chimique : covalente, polaire et ionique
Exercice V. 2. 1.
1. Rappeler les principaux résultats obtenus lors de l’étude de la formation de la liaison H-H.
2. Quelles sont les orbitales moléculaires qui peuvent se former lors du recouvrement des orbitales s-s ; s-p et p-p.
3. Représenter l’aspect spatial de ces orbitales moléculaires.
1. Rappeler les principaux résultats obtenus lors de l’étude de la formation de la liaison H-H.
2. Quelles sont les orbitales moléculaires qui peuvent se former lors du recouvrement des orbitales s-s ; s-p et p-p.
3. Représenter l’aspect spatial de ces orbitales moléculaires.
Exercice V. 2. 2.
1. Donner le diagramme énergétique des orbitales moléculaires (O M) et la structure électronique moléculaire des espèces chimiques suivantes : H2+ ; H2 ; He2+ ; He2.
2. Calculer leur nombre de liaisons.
3. Attribuer à chaque molécule ou ion moléculaire, une longueur de liaison et une énergie de dissociation : l(Å) : 0,74 ; 1,06 ; 1,08 Ediss(J/mol) : 251 ; 256 ; 432
4. Classer ces espèces chimiques par ordre de stabilité.
Exercice V. 2. 3.
1. Donner le diagramme énergétique des orbitales moléculaires (OM) de la molécule homonucléaire de O2.
1. Donner le diagramme énergétique des orbitales moléculaires (O M) et la structure électronique moléculaire des espèces chimiques suivantes : H2+ ; H2 ; He2+ ; He2.
2. Calculer leur nombre de liaisons.
3. Attribuer à chaque molécule ou ion moléculaire, une longueur de liaison et une énergie de dissociation : l(Å) : 0,74 ; 1,06 ; 1,08 Ediss(J/mol) : 251 ; 256 ; 432
4. Classer ces espèces chimiques par ordre de stabilité.
Exercice V. 2. 3.
1. Donner le diagramme énergétique des orbitales moléculaires (OM) de la molécule homonucléaire de O2.
2. En déduire la structure électronique des ions moléculaires suivants : O2- ; O2+ et O22+
3. Comparer le nombre de liaisons et la longueur de liaison de ces ions avec
ceux de la molécule O2 et attribuer à chaque molécule ou ion moléculaire une des longueurs de liaison suivantes : 1, 49 Å ; 1,26 Å ; 1, 21 Å et 1, 12 Å.
4. Classer ces espèces chimiques par force de liaison croissante.
3. Comparer le nombre de liaisons et la longueur de liaison de ces ions avec
ceux de la molécule O2 et attribuer à chaque molécule ou ion moléculaire une des longueurs de liaison suivantes : 1, 49 Å ; 1,26 Å ; 1, 21 Å et 1, 12 Å.
4. Classer ces espèces chimiques par force de liaison croissante.
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