Corrigé Partie A 1 La molécule d’eau 1.1 1.1.1 Nombre de protons du noyau dans l’un des représentants de l’élément (atome isolé ou combiné, ion) 2 2 4 11.1.2 O : 1s 2s 2p ; H : 1s 1.1.3 1.1.3.1 les orbitales sont classées par énergie croissante par valeurs de (n + l) croissantes ; à valeurs de (n + l) égales, l’énergie croit avec n. 1.1.3.2 L’ensemble des électrons dont le nombre quantique principal n est le plus élevé ou qui appartiennent à des sous-couches en cours de remplissage. 1.1.3.3 Le noyau et les orbitales de cœur sont représentés par le symbole de l’élément. Autour du symbole on répartit les électrons de valence. On représente les électrons, par un tiret si l’orbitale de valence est occupée par un doublet, par un point si elle est occupée par un Hélectron célibataire. O ;1.1.4 Les atomes d’hydrogène et d’oxygène dans leur état fondamental sont des radicaux car ils possèdent des électrons célibataires. 1 2 31.1.5 Les isotopes naturels de l’hydrogène sont H , deutérium H ; tritium H 1 1 1HOH1.1.6 1.1.7 On suppose que toutes les paires liantes ou non liantes ainsi que l’électron célibataire se répartissent à la surface d’une sphère dont le noyau de l’atome central est le centre, de façon à minimiser les répulsions électroniques. H O : type AX E ; la figure de répulsion est donc un 2 2 2 tétraèdre ; la géométrie est donc une molécule coudée dont l’angle entre les liaisons OH est inférieur à 109°28’. En effet, les répulsions entre ...
1.1.1 Nombre de protons du noyau dans lun des représentants de lélément (atome isolé ou combiné, ion)
1.1.2 O : 1s22s22p4; H : 1s1
1.1.3 1.1.3.1 les orbitales sont classées par énergie croissante par valeurs de (n + l) croissantes ; à valeurs de (n + l) égales, lénergie croit avec n. 1.1.3.2 Lensemble des électrons dont le nombre quantique principal n est le plus élevé ou qui appartiennent à des sous-couches en cours de remplissage. 1.1.3.3 Le noyau et les orbitales de cur sont représentés par le symbole de lélément. Autour du symbole on répartit les électrons de valence. On représente les électrons, par un tiret si lorbitale de valence est occupée par un doublet, par un point si elle est occupée par un électron célibataire.O ; H
1.1.4 Les atomes dhydrogène et doxygène dans leur état fondamental sont des radicaux car ils possèdent des électrons célibataires.
1.1.5
1.1.6
Les isotopes naturels de lhydrogène sont11H, deutérium21H; tritium13H
H
O
H
1.1.7 On suppose que toutes les paires liantes ou non liantes ainsi que lélectron célibataire se répartissent à la surface dune sphère dont le noyau de latome central est le centre, de façon à minimiser les répulsions électroniques. H2O : type AX2E2; la figure de répulsion est donc un tétraèdre ; la géométrie est donc une molécule coudée dont langle entre les liaisons OH est inférieur à 109°28. En effet, les répulsions entre doublets non liants sont plus fortes quentre doublets liants.
1.2
1.2.1 1.2.1.1 On électrise par frottements un double décimètre en plexiglas ; celui dévie alors un mince filet deau en écoulement. 1.2.1.2
H1
O
POH1
POH2
PH2O=POH1+POH2
H2α PH2O POH1=POH2=POHdoncPOH2=2⋅POH⋅cosα2on en déduitPOH=1,52D. Le pourcentage de caractère ionique de la liaison O-H, est tel quePOH= δ ⋅e⋅dOH, par
suiteδ= 0,327 = 32,7 %
Partie DIII cor écrit chimie.docPartie DIII cor chim.doc _ _ _
D28
1.2.2
1.2.3
Les trois types dinteractions regroupées sous le nom de forces de Van de Waals sont : - Interaction de type dipôle permanent - dipôle permanent (Keesom) - Interaction de type dipôle permanent - dipôle induit (Debye) - Interaction de type dipôle instantané - dipôle induit instantané(London) La valeur de lénergie associée à ces interactions es rdre de 0,1 à 10 kJ.mol-1.gétranémeleftnlbiaedeolLa seule interaction systématiquement présente est celle de London, car elle est liée aux polarisabilités des deux molécules et ne nécessite pas la présence dun moment dipolaire permanent. Les forces de Van der Waals sont attractives.
Observation 1 : Tebdiminue de la période 5 à la période 3. Interprétation sur lexemple de la colonne 16 : H2Te est plus polarisable que H2Se, elle-même plus polarisable que H2S. Les interactions de London et Debye sont donc plus importantes pour H2Te que pour H2Se par suite il est logique que Teb(H2Te) > Teb(H2Se). Observation 2:Tebaugmente de la période 3 à la période 2. Interprétation : Cest donc que les interactions moléculaires sont plus intenses pour H2O que pour H2que pour HCl etc.). Et donc quil existe un autre type dinteraction, laS, (pour HF liaison hydrogène plus intense que les interactions de type van der Waals. La liaison hydrogène résulte dune interaction entre un atome dhydrogène lié à un atome très électronégatif noté A (O, N, F) et un atome électronégatif noté B (N, O, F, Cl). On la représente : A-HB
1.2.4 Lénergie dune liaison hydrogène est de lordre de 30 kJ.mol-1 L 1.2.4.1 Le diiode est une molécule apolaire, tout comme benzène, par contre leau est une molécule polaire par suite le diiode est plus soluble dans le benzèneque dans leau. La solubilité du diiode dans le benzène sexplique aussi par lexistence de complexe de transfert de charge dans lequel le diiode joue le rôle daccepteur et le benzène de donneur, comme en témoigne la coloration rougeâtre prise par la solution. 1.2.4.2 Le saccharose est un soluté dont la cohésion à létat solide est assuré par des liaisons hydrogène, il est donc plus soluble dans des solvants à liaisons hydrogène comme leau. Le benzène étant apolaire et ne présentant pas de liaison H ne solubilisera pas le saccharose.
1.2.5 1.2.5.1 Rupturedune liaison A-B par le solvant 1.2.5.2 Etape ionisation solvatation : odipolaire est élevé plus il est ionisant son moment plusvrai o sa polarisabilité est élevée moins plusplusil est ionisantfaux o solvants bases de Lewis solvatent bien les ions lescations1.2.5.3 Létape de dissociation de la paire dions est caractérisée par la constante diélectrique du solvant. La force dattraction étantfπ⋅=q⋅1°ε⋅q22, plusεrest grand plus la paire est 4⋅ εr⋅r dissociée. 1.2.5.4 Lacide acétique est un solvant polaire protique non dissociant. Leau est un solvant polaire protique dissociant. Il y a donc essentiellement des paires dions dans lacide acétique (paires dions très solvatées). Lors de la solubilisation du chlorure, il y a une forte solvatation du cation et de lanion. Lanion est solvaté par liaison hydrogène, le cation grâce au site basique du solvant eau. 1.2.5.5 Unnucléophile est une espèce susceptible de céder un doublet délectron, une espèce est dautant meilleur nucléophile quelle cède rapidement son doublet. La nucléophilie est un concept cinétique, la basicité un concept thermodynamique. 1.2.5.6 a) > signifie meilleur nucléophile. La nucléophilie évolue souvent dans le même sens que la basicité : HO-> H2O b) Ces deux nucléophiles ont même atome centre nucléophile, ont des basicités voisines, et donc des nucléophilies comparables. Vis à vis de CH3I, il semble que HO-réagisse plus vite que HO- alors que lors dune SN sur aromatique (fluoroarènes), CH3O-réagit plus vite que HO-. Partie DIII cor écrit chimie.docPartie DIII cor chim.doc D29 _ _ _