Chimie · Agronomie, vétérinaire & architecture — IAV Hassan II

Liaisons chimiques et géométrie des molécules

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

1. Modèle de Lewis et règle de l'Octet

Liaison covalente : Mise en commun de deux électrons de valence pour former un doublet liant.
Règle de l'Octet : Les atomes (C, N, O, F...) tendent à acquérir une structure électronique stable avec 8 électrons sur leur couche externe ( $ns^2 np^6$ ).
Exception : L'Hydrogène suit la règle du duet (2 électrons). Certains éléments comme le Bore ( $B$ ) peuvent être en sous-octet (lacune électronique).

2. Géométrie des molécules (Théorie VSEPR)

La méthode de Gillespie (VSEPR) permet de prévoir la géométrie à partir de la figure de répulsion $AX_nE_m$ :

$A$ : Atome central.
$X$ : Atomes liés (nombre $n$ ).
$E$ : Doublets non-liants sur l'atome central (nombre $m$ ).
Géométries de base :
- $AX_2$ : Linéaire (180°).
- $AX_3$ : Trigonale plane (120°).
- $AX_2E_1$ : Coudée ou en V (< 120°).
- $AX_4$ : Tétraédrique (109,5°).
- $AX_3E_1$ : Pyramidale trigonale (< 109,5°).
- $AX_2E_2$ : Coudée ou en V (< 109,5°).

3. Hybridation des orbitales atomiques

Pour expliquer la géométrie et la valence, on mélange les orbitales $s$ et $p$ :

$sp^3$ : 1 orbitale $s$ + 3 orbitales $p$ $\rightarrow$ 4 orbitales hybrides (Géométrie tétraédrique, ex: $CH_4$ ).
$sp^2$ : 1 orbitale $s$ + 2 orbitales $p$ $\rightarrow$ 3 orbitales hybrides + 1 orbitale $p$ pure (Géométrie trigonale plane, ex: $C_2H_4$ ).
$sp$ : 1 orbitale $s$ + 1 orbitale $p$ $\rightarrow$ 2 orbitales hybrides + 2 orbitales $p$ pures (Géométrie linéaire, ex: $C_2H_2$ ).

4. Polarité et forces intermoléculaires

Liaison polaire : Si la différence d'électronégativité $\Delta \chi > 0,4$ .
Molécule polaire : Si la somme vectorielle des moments dipolaires est non nulle ( $\sum \vec{\mu} \neq \vec{0}$ ).
Forces de Van der Waals : Interactions électrostatiques faibles entre molécules.
Liaison Hydrogène : Interaction forte entre un H lié à (O, N ou F) et un doublet non-liant d'un autre atome (O, N ou F).

Méthodes à maîtriser

Établir le schéma de Lewis : Calculer le nombre total d'électrons de valence $n_v$ , puis le nombre de doublets $n_d = n_v / 2$ .
Déterminer la figure VSEPR : Compter les voisins ( $X$ ) et les doublets non-liants ( $E$ ) sur l'atome central uniquement.
Identifier l'hybridation : Regarder le nombre de directions de liaisons (liaison simple, double ou triple compte pour 1 direction) + nombre de doublets non-liants.

Exemples corrigés

Molécule d'eau $H_2O$ : Atome central $O$ ( $Z=8 : 1s^2 2s^2 2p^4$ ). 6 électrons de valence. 2 liaisons avec $H$ et 2 doublets non-liants. Type $AX_2E_2$ . Géométrie coudée, angle $\approx 104,5^\circ$ . Hybridation $sp^3$ .
Ion Ammonium $NH_4^+$ : $N$ ( $Z=7$ ) a 5 électrons, $+1$ charge positive = 4 électrons disponibles. 4 liaisons avec $H$ . Type $AX_4$ . Géométrie tétraédrique.

Erreurs fréquentes

Confondre la géométrie de la figure de répulsion (ex: tétraèdre pour $AX_2E_2$ ) et la géométrie de la molécule (ex: coudée pour $AX_2E_2$ ).
Oublier de soustraire ou d'ajouter des électrons pour les ions lors du calcul de Lewis.
Croire qu'une molécule avec des liaisons polaires est forcément polaire (ex: $CO_2$ est apolaire car les moments s'annulent).

L'essentiel du cours

1. Modèle de Lewis et règle de l'Octet

Liaison covalente : Mise en commun de deux électrons de valence pour former un doublet liant.
Règle de l'Octet : Les atomes (C, N, O, F...) tendent à acquérir une structure électronique stable avec 8 électrons sur leur couche externe ($ns^2 np^6$).
Exception : L'Hydrogène suit la règle du duet (2 électrons). Certains éléments comme le Bore ($B$) peuvent être en sous-octet (lacune électronique).

2. Géométrie des molécules (Théorie VSEPR)

La méthode de Gillespie (VSEPR) permet de prévoir la géométrie à partir de la figure de répulsion $AX_nE_m$ :

$A$ : Atome central.
$X$ : Atomes liés (nombre $n$).
$E$ : Doublets non-liants sur l'atome central (nombre $m$).
Géométries de base :
- $AX_2$ : Linéaire (180°).
- $AX_3$ : Trigonale plane (120°).
- $AX_2E_1$ : Coudée ou en V (< 120°).
- $AX_4$ : Tétraédrique (109,5°).
- $AX_3E_1$ : Pyramidale trigonale (< 109,5°).
- $AX_2E_2$ : Coudée ou en V (< 109,5°).

3. Hybridation des orbitales atomiques

Pour expliquer la géométrie et la valence, on mélange les orbitales $s$ et $p$ :

$sp^3$ : 1 orbitale $s$ + 3 orbitales $p$ $\rightarrow$ 4 orbitales hybrides (Géométrie tétraédrique, ex: $CH_4$).
$sp^2$ : 1 orbitale $s$ + 2 orbitales $p$ $\rightarrow$ 3 orbitales hybrides + 1 orbitale $p$ pure (Géométrie trigonale plane, ex: $C_2H_4$).
$sp$ : 1 orbitale $s$ + 1 orbitale $p$ $\rightarrow$ 2 orbitales hybrides + 2 orbitales $p$ pures (Géométrie linéaire, ex: $C_2H_2$).

4. Polarité et forces intermoléculaires

Liaison polaire : Si la différence d'électronégativité $\Delta \chi > 0,4$.
Molécule polaire : Si la somme vectorielle des moments dipolaires est non nulle ($\sum \vec{\mu} \neq \vec{0}$).
Forces de Van der Waals : Interactions électrostatiques faibles entre molécules.
Liaison Hydrogène : Interaction forte entre un H lié à (O, N ou F) et un doublet non-liant d'un autre atome (O, N ou F).

Méthodes à maîtriser

Établir le schéma de Lewis : Calculer le nombre total d'électrons de valence $n_v$, puis le nombre de doublets $n_d = n_v / 2$.
Déterminer la figure VSEPR : Compter les voisins ($X$) et les doublets non-liants ($E$) sur l'atome central uniquement.
Identifier l'hybridation : Regarder le nombre de directions de liaisons (liaison simple, double ou triple compte pour 1 direction) + nombre de doublets non-liants.

Exemples corrigés

Molécule d'eau $H_2O$ : Atome central $O$ ($Z=8 : 1s^2 2s^2 2p^4$). 6 électrons de valence. 2 liaisons avec $H$ et 2 doublets non-liants. Type $AX_2E_2$. Géométrie coudée, angle $\approx 104,5^\circ$. Hybridation $sp^3$.
Ion Ammonium $NH_4^+$ : $N$ ($Z=7$) a 5 électrons, $+1$ charge positive = 4 électrons disponibles. 4 liaisons avec $H$. Type $AX_4$. Géométrie tétraédrique.

Erreurs fréquentes

Confondre la géométrie de la figure de répulsion (ex: tétraèdre pour $AX_2E_2$) et la géométrie de la molécule (ex: coudée pour $AX_2E_2$).
Oublier de soustraire ou d'ajouter des électrons pour les ions lors du calcul de Lewis.
Croire qu'une molécule avec des liaisons polaires est forcément polaire (ex: $CO_2$ est apolaire car les moments s'annulent).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Liaisons chimiques et géométrie des molécules

1/4

Quelle est la géométrie de la molécule de dioxyde de carbone $CO_2$ ?

❓ Questions fréquentes

Kifach n3ref l'atome central f chi molécule kbira?

Pour choisir l'atome central, on suit généralement ces règles simples :

C'est l'atome qui peut former le plus de liaisons (valence la plus élevée).
C'est souvent l'atome le moins électronégatif de la molécule (sauf pour l'Hydrogène qui est toujours périphérique car il ne fait qu'une liaison).
Dans les formules chimiques, il est souvent écrit en premier (ex: dans $PCl_3$ , c'est le $P$ ).
Le Carbone ( $C$ ) est presque toujours l'atome central dans les molécules organiques.

💡 À retenir : L'atome central est celui qui "tient" les autres, souvent le moins électronégatif et jamais l'Hydrogène.

Pour choisir l'atome central, on suit généralement ces règles simples :

C'est l'atome qui peut former le plus de liaisons (valence la plus élevée).
C'est souvent l'atome le moins électronégatif de la molécule (sauf pour l'Hydrogène qui est toujours périphérique car il ne fait qu'une liaison).
Dans les formules chimiques, il est souvent écrit en premier (ex: dans $PCl_3$, c'est le $P$).
Le Carbone ($C$) est presque toujours l'atome central dans les molécules organiques.

💡 À retenir : L'atome central est celui qui "tient" les autres, souvent le moins électronégatif et jamais l'Hydrogène.

Chno l'far9 bin liaison sigma (sigma) et liaison pi (pi)?

C'est une question de recouvrement d'orbitales :

Liaison $\sigma$ : C'est la première liaison qui se forme entre deux atomes. Elle résulte d'un recouvrement axial (dans l'axe). Elle est très solide et permet la rotation.
Liaison $\pi$ : Elle n'existe que si une liaison $\sigma$ est déjà là (liaisons doubles ou triples). Elle résulte d'un recouvrement latéral d'orbitales $p$ pures. Elle est plus fragile et empêche la rotation.

Liaison simple = $1\sigma$
Liaison double = $1\sigma + 1\pi$
Liaison triple = $1\sigma + 2\pi$

💡 À retenir : La liaison $\sigma$ est la base solide, la liaison $\pi$ vient en renfort pour les liaisons multiples.

C'est une question de recouvrement d'orbitales :

Liaison $\sigma$ : C'est la première liaison qui se forme entre deux atomes. Elle résulte d'un recouvrement axial (dans l'axe). Elle est très solide et permet la rotation.
Liaison $\pi$ : Elle n'existe que si une liaison $\sigma$ est déjà là (liaisons doubles ou triples). Elle résulte d'un recouvrement latéral d'orbitales $p$ pures. Elle est plus fragile et empêche la rotation.

Liaison simple = $1\sigma$
Liaison double = $1\sigma + 1\pi$
Liaison triple = $1\sigma + 2\pi$

💡 À retenir : La liaison $\sigma$ est la base solide, la liaison $\pi$ vient en renfort pour les liaisons multiples.

Kifach n-ferre9 bin sp, sp^2 et sp^3 f l'chimie organique?

Il suffit de regarder les liaisons autour de l'atome de Carbone :

$sp^3$ : Le carbone ne fait que des liaisons simples (4 liaisons $\sigma$ ). Sa géométrie est tétraédrique.
$sp^2$ : Le carbone fait une double liaison (3 liaisons $\sigma$ et 1 liaison $\pi$ ). Sa géométrie est trigonale plane.
$sp$ : Le carbone fait une triple liaison ou deux doubles liaisons (2 liaisons $\sigma$ et 2 liaisons $\pi$ ). Sa géométrie est linéaire.

💡 À retenir : Compte le nombre de voisins : 4 voisins $\rightarrow sp^3$ , 3 voisins $\rightarrow sp^2$ , 2 voisins $\rightarrow sp$ .

Il suffit de regarder les liaisons autour de l'atome de Carbone :

$sp^3$ : Le carbone ne fait que des liaisons simples (4 liaisons $\sigma$). Sa géométrie est tétraédrique.
$sp^2$ : Le carbone fait une double liaison (3 liaisons $\sigma$ et 1 liaison $\pi$). Sa géométrie est trigonale plane.
$sp$ : Le carbone fait une triple liaison ou deux doubles liaisons (2 liaisons $\sigma$ et 2 liaisons $\pi$). Sa géométrie est linéaire.

💡 À retenir : Compte le nombre de voisins : 4 voisins $\rightarrow sp^3$, 3 voisins $\rightarrow sp^2$, 2 voisins $\rightarrow sp$.

Pourquoi l'angle dans NH3 (107°) est plus petit que dans CH4 (109,5°)?

C'est à cause de la nature des doublets :

Dans $CH_4$ ( $AX_4$ ), il n'y a que des doublets liants qui se repoussent de manière égale.
Dans $NH_3$ ( $AX_3E_1$ ), il y a un doublet non-liant ( $E$ ) sur l'azote.
Un doublet non-liant est plus "volumineux" et exerce une répulsion plus forte sur les doublets liants voisins que ces derniers entre eux.
Cette poussée supplémentaire "comprime" les liaisons $N-H$ , ce qui réduit l'angle.

💡 À retenir : Les doublets non-liants prennent plus de place et ferment les angles de liaison.

C'est à cause de la nature des doublets :

Dans $CH_4$ ($AX_4$), il n'y a que des doublets liants qui se repoussent de manière égale.
Dans $NH_3$ ($AX_3E_1$), il y a un doublet non-liant ($E$) sur l'azote.
Un doublet non-liant est plus "volumineux" et exerce une répulsion plus forte sur les doublets liants voisins que ces derniers entre eux.
Cette poussée supplémentaire "comprime" les liaisons $N-H$, ce qui réduit l'angle.

💡 À retenir : Les doublets non-liants prennent plus de place et ferment les angles de liaison.

Est-ce que toutes les molécules avec des liaisons polaires sont polaires ?

Non, pas forcément. La polarité d'une molécule dépend de deux facteurs :

La polarité des liaisons : Il faut une différence d'électronégativité.
La géométrie : Si la molécule est parfaitement symétrique, les moments dipolaires des liaisons s'annulent (somme vectorielle nulle).

Exemple : $CO_2$ a deux liaisons $C=O$ très polaires, mais comme elle est linéaire ( $O=C=O$ ), les deux vecteurs tirent de chaque côté avec la même force et s'annulent. La molécule est apolaire.

💡 À retenir : Polarité = Liaisons polaires + Géométrie non-symétrique.

Non, pas forcément. La polarité d'une molécule dépend de deux facteurs :

La polarité des liaisons : Il faut une différence d'électronégativité.
La géométrie : Si la molécule est parfaitement symétrique, les moments dipolaires des liaisons s'annulent (somme vectorielle nulle).

Exemple : $CO_2$ a deux liaisons $C=O$ très polaires, mais comme elle est linéaire ($O=C=O$), les deux vecteurs tirent de chaque côté avec la même force et s'annulent. La molécule est apolaire.

💡 À retenir : Polarité = Liaisons polaires + Géométrie non-symétrique.

C'est quoi une lacune électronique ?

Une lacune électronique est une orbitale vide sur la couche de valence d'un atome qui n'a pas atteint l'octet.

On la représente souvent par un petit rectangle vide $\square$ .
L'exemple classique est le Bore ( $B$ ) dans $BH_3$ ou $BF_3$ . Le Bore n'a que 6 électrons autour de lui au lieu de 8.
Ces molécules sont des "Acides de Lewis" car elles cherchent désespérément un doublet d'électrons pour combler ce vide.

💡 À retenir : Lacune = manque de 2 électrons pour être stable (sous-octet).

Une lacune électronique est une orbitale vide sur la couche de valence d'un atome qui n'a pas atteint l'octet.

On la représente souvent par un petit rectangle vide $\square$.
L'exemple classique est le Bore ($B$) dans $BH_3$ ou $BF_3$. Le Bore n'a que 6 électrons autour de lui au lieu de 8.
Ces molécules sont des "Acides de Lewis" car elles cherchent désespérément un doublet d'électrons pour combler ce vide.

💡 À retenir : Lacune = manque de 2 électrons pour être stable (sous-octet).

Comment savoir si une molécule peut faire des liaisons Hydrogène ?

Pour qu'une molécule forme des liaisons hydrogène entre ses semblables, elle doit impérativement posséder :

Un atome d'Hydrogène lié directement à un atome très électronégatif et petit ( $F$ , $O$ , ou $N$ ).
Un atome très électronégatif ( $F$ , $O$ , ou $N$ ) possédant au moins un doublet non-liant.

Exemples : $H_2O$ , $NH_3$ , $CH_3OH$ peuvent. $CH_4$ ou $H_2S$ ne peuvent pas.

💡 À retenir : Liaison H = H lié à "FON" + présence de "FON".

Pour qu'une molécule forme des liaisons hydrogène entre ses semblables, elle doit impérativement posséder :

Un atome d'Hydrogène lié directement à un atome très électronégatif et petit ($F$, $O$, ou $N$).
Un atome très électronégatif ($F$, $O$, ou $N$) possédant au moins un doublet non-liant.

Exemples : $H_2O$, $NH_3$, $CH_3OH$ peuvent. $CH_4$ ou $H_2S$ ne peuvent pas.

💡 À retenir : Liaison H = H lié à "FON" + présence de "FON".

Quelle est la différence entre la géométrie électronique et la géométrie moléculaire ?

Géométrie électronique (ou figure de répulsion) : Elle prend en compte TOUS les doublets (liants $X$ et non-liants $E$ ). Si $n+m=4$ , c'est toujours un tétraèdre.
Géométrie moléculaire : C'est ce qu'on voit réellement au microscope (la position des atomes uniquement).

Pour $H_2O$ ( $AX_2E_2$ ), la géométrie électronique est tétraédrique, mais la géométrie moléculaire est coudée.

💡 À retenir : On ne "voit" pas les doublets non-liants, mais ils imposent la forme finale.

Géométrie électronique (ou figure de répulsion) : Elle prend en compte TOUS les doublets (liants $X$ et non-liants $E$). Si $n+m=4$, c'est toujours un tétraèdre.
Géométrie moléculaire : C'est ce qu'on voit réellement au microscope (la position des atomes uniquement).

Pour $H_2O$ ($AX_2E_2$), la géométrie électronique est tétraédrique, mais la géométrie moléculaire est coudée.

💡 À retenir : On ne "voit" pas les doublets non-liants, mais ils imposent la forme finale.

C'est quoi l'électronégativité selon l'échelle de Pauling ?

L'électronégativité ( $\chi$ ) est une grandeur sans unité qui mesure la force avec laquelle un atome attire le doublet d'une liaison covalente.

Dans le tableau périodique, elle augmente de gauche à droite et de bas en haut.
Le Fluor ( $F$ ) est l'élément le plus électronégatif ( $\chi \approx 4,0$ ).
Le Césium ( $Cs$ ) est l'un des moins électronégatifs.

💡 À retenir : Plus $\chi$ est grand, plus l'atome est "voleur" d'électrons.

L'électronégativité ($\chi$) est une grandeur sans unité qui mesure la force avec laquelle un atome attire le doublet d'une liaison covalente.

Dans le tableau périodique, elle augmente de gauche à droite et de bas en haut.
Le Fluor ($F$) est l'élément le plus électronégatif ($\chi \approx 4,0$).
Le Césium ($Cs$) est l'un des moins électronégatifs.

💡 À retenir : Plus $\chi$ est grand, plus l'atome est "voleur" d'électrons.

Comment dessiner les formes mésomères ?

La mésomérie survient quand on peut déplacer des électrons $\pi$ ou des doublets non-liants sans bouger les atomes.

Repérer les systèmes conjugués (ex: $\pi - \sigma - \pi$ ou $n - \sigma - \pi$ ).
Utiliser des flèches courbes pour montrer le déplacement d'un doublet.
Respecter toujours la valence (ne pas mettre 5 liaisons au Carbone !).
Relier les formes par une double flèche $\leftrightarrow$ .

💡 À retenir : La molécule réelle est une moyenne (hybride) de toutes ces formes.

La mésomérie survient quand on peut déplacer des électrons $\pi$ ou des doublets non-liants sans bouger les atomes.

Repérer les systèmes conjugués (ex: $\pi - \sigma - \pi$ ou $n - \sigma - \pi$).
Utiliser des flèches courbes pour montrer le déplacement d'un doublet.
Respecter toujours la valence (ne pas mettre 5 liaisons au Carbone !).
Relier les formes par une double flèche $\leftrightarrow$.

💡 À retenir : La molécule réelle est une moyenne (hybride) de toutes ces formes.

Pourquoi le point d'ébullition de l'eau (100^circ C) est plus haut que celui de H2S (-60^circ C)?

Pourtant $S$ est plus lourd que $O$ . La raison est la liaison Hydrogène.

Dans $H_2O$ , les molécules sont fortement attachées entre elles par des liaisons hydrogène (très difficiles à casser).
Dans $H_2S$ , il n'y a que des forces de Van der Waals (beaucoup plus faibles) car le Soufre n'est pas assez électronégatif.
Il faut donc beaucoup plus d'énergie (chaleur) pour séparer les molécules d'eau et les faire passer à l'état gazeux.

💡 À retenir : Liaison H $\rightarrow$ Cohésion forte $\rightarrow$ Température d'ébullition élevée.

Pourtant $S$ est plus lourd que $O$. La raison est la liaison Hydrogène.

Dans $H_2O$, les molécules sont fortement attachées entre elles par des liaisons hydrogène (très difficiles à casser).
Dans $H_2S$, il n'y a que des forces de Van der Waals (beaucoup plus faibles) car le Soufre n'est pas assez électronégatif.
Il faut donc beaucoup plus d'énergie (chaleur) pour séparer les molécules d'eau et les faire passer à l'état gazeux.

💡 À retenir : Liaison H $\rightarrow$ Cohésion forte $\rightarrow$ Température d'ébullition élevée.

Est-ce que l'hybridation existe vraiment dans l'atome seul ?

Non. L'hybridation est un modèle mathématique et physique utilisé pour expliquer la réalité observée des molécules.

Un atome de Carbone seul est $1s^2 2s^2 2p^2$ .
Mais pour faire 4 liaisons identiques dans $CH_4$ , il "mélange" ses orbitales au moment où il se lie aux Hydrogènes.
C'est un concept qui permet de justifier les angles et les longueurs de liaison mesurés expérimentalement.

💡 À retenir : L'hybridation est une réponse à la question "comment l'atome fait-il pour avoir cette forme ?".

Non. L'hybridation est un modèle mathématique et physique utilisé pour expliquer la réalité observée des molécules.

Un atome de Carbone seul est $1s^2 2s^2 2p^2$.
Mais pour faire 4 liaisons identiques dans $CH_4$, il "mélange" ses orbitales au moment où il se lie aux Hydrogènes.
C'est un concept qui permet de justifier les angles et les longueurs de liaison mesurés expérimentalement.

💡 À retenir : L'hybridation est une réponse à la question "comment l'atome fait-il pour avoir cette forme ?".

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Exercice 1 : Étude de la molécule de trifluorure d'azote ( $NF_3$ ) Le trifluorure d'azote est un gaz utilisé dans la fabrication des écrans plats. Données : $Z(N) = 7$ ; $Z(F) = 9$ .

Donner la configuration électronique de l'azote ( $N$ ) et du fluor ( $F$ ) dans leur état fondamental.
Déterminer le nombre total d'électrons de valence de la molécule $NF_3$ .
Représenter le schéma de Lewis de cette molécule.
En utilisant la théorie VSEPR, donner le type de la molécule sous la forme $AX_nE_m$ .
En déduire la géométrie de la molécule et donner une valeur approximative de l'angle de liaison $F-\hat{N}-F$ .
La molécule $NF_3$ est-elle polaire ? Justifier.

Exercice 1

Exercice 1 : Étude de la molécule de trifluorure d'azote ($NF_3$) Le trifluorure d'azote est un gaz utilisé dans la fabrication des écrans plats. Données : $Z(N) = 7$ ; $Z(F) = 9$.

Donner la configuration électronique de l'azote ($N$) et du fluor ($F$) dans leur état fondamental.
Déterminer le nombre total d'électrons de valence de la molécule $NF_3$.
Représenter le schéma de Lewis de cette molécule.
En utilisant la théorie VSEPR, donner le type de la molécule sous la forme $AX_nE_m$.
En déduire la géométrie de la molécule et donner une valeur approximative de l'angle de liaison $F-\hat{N}-F$.
La molécule $NF_3$ est-elle polaire ? Justifier.

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Exercice 2

Exercice 2 : Hybridation et structure de l'acrylonitrile L'acrylonitrile est un composé utilisé pour fabriquer des polymères. Sa formule semi-développée est : $H_2C=CH-C \equiv N$ .

Identifier le nombre de liaisons $\sigma$ et $\pi$ dans toute la molécule.
Déterminer l'état d'hybridation de chaque atome de carbone (notés $C_1, C_2, C_3$ de gauche à droite) et de l'atome d'azote.
Préciser la géométrie locale autour de chaque atome de carbone.
Donner la valeur des angles de liaison : a) $H-C_1-H$ b) $C_1-C_2-C_3$ c) $C_2-C_3-N$

Exercice 2

Exercice 2 : Hybridation et structure de l'acrylonitrile L'acrylonitrile est un composé utilisé pour fabriquer des polymères. Sa formule semi-développée est : $H_2C=CH-C \equiv N$.

Identifier le nombre de liaisons $\sigma$ et $\pi$ dans toute la molécule.
Déterminer l'état d'hybridation de chaque atome de carbone (notés $C_1, C_2, C_3$ de gauche à droite) et de l'atome d'azote.
Préciser la géométrie locale autour de chaque atome de carbone.
Donner la valeur des angles de liaison : a) $H-C_1-H$ b) $C_1-C_2-C_3$ c) $C_2-C_3-N$

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Exercice 3

Exercice 3 : Comparaison des propriétés physiques (Niveau BAC) On considère les trois corps purs suivants : le méthane ( $CH_4$ ), le méthanol ( $CH_3OH$ ) et le méthanethiol ( $CH_3SH$ ).

Dessiner les structures de Lewis de ces trois molécules.
Préciser, en justifiant, laquelle de ces molécules possède le moment dipolaire le plus élevé.
Les températures d'ébullition sous $1$ atm sont : $-161,5^\circ C$ ; $64,7^\circ C$ ; $6,2^\circ C$ . Attribuer, en justifiant rigoureusement, chaque température à la molécule correspondante.
Expliquer pourquoi le méthanol est très soluble dans l'eau alors que le méthane y est quasiment insoluble.

Exercice 3

Exercice 3 : Comparaison des propriétés physiques (Niveau BAC) On considère les trois corps purs suivants : le méthane ($CH_4$), le méthanol ($CH_3OH$) et le méthanethiol ($CH_3SH$).

Dessiner les structures de Lewis de ces trois molécules.
Préciser, en justifiant, laquelle de ces molécules possède le moment dipolaire le plus élevé.
Les températures d'ébullition sous $1$ atm sont : $-161,5^\circ C$ ; $64,7^\circ C$ ; $6,2^\circ C$. Attribuer, en justifiant rigoureusement, chaque température à la molécule correspondante.
Expliquer pourquoi le méthanol est très soluble dans l'eau alors que le méthane y est quasiment insoluble.

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