QCM : Géométrie et hybridation moléculaires — 22 questions

Explication

Le modèle des électrons localisés décrit les liaisons σ, alors que la théorie des orbitales moléculaires rend compte de la délocalisation des liaisons π. Inverser ces modèles attribue à tort la délocalisation aux liaisons σ.

Explication

BeCl2 possède deux domaines de liaison autour de l’atome central et adopte une forme linéaire, avec un angle de 180°. La géométrie trigonale plane correspond à une espèce AB3 comme BF3.

Explication

L’hybridation $sp^2$ mélange une orbitale $s$ et deux orbitales $p$ pour produire trois orbitales hybrides coplanaires, tandis qu’une orbitale $p$ reste non hybride. La formation de quatre orbitales tétraédriques relève de $sp^3$.

Explication

NH3 possède quatre doublets autour de l’azote, dont trois liants et un libre, ce qui donne une forme trigonale pyramidale et un angle HNH de 107,3°. La forme coudée avec deux doublets libres correspond à H2O.

Explication

CH4 possède quatre liaisons autour du carbone et adopte une géométrie tétraédrique, avec des angles d’environ 109,5°. La géométrie trigonale plane appartient aux molécules AB3 comme BF3.

Explication

Dans l’ozone, les deux liaisons O–O ont expérimentalement la même longueur, 0,128 nm, valeur intermédiaire entre celles d’une liaison simple et d’une liaison double. L’idée de deux longueurs différentes correspondrait à une structure de Lewis particulière plutôt qu’à la liaison délocalisée observée.

Explication

Dans CO2, les deux liaisons C=O sont polaires, mais la géométrie linéaire place leurs moments de même grandeur en sens opposés, ce qui annule leur somme. Une géométrie coudée produirait au contraire un moment résultant non nul, comme dans d’autres molécules.

Explication

La géométrie moléculaire décrit la disposition tridimensionnelle des atomes dans une molécule. La répartition des électrons relève plutôt de la structure de Lewis et ne décrit pas directement la forme moléculaire.

Explication

Une liaison $\sigma$ provient d’un recouvrement axial et concentre la densité électronique entre les noyaux, tandis qu’une liaison $\pi$ provient d’un recouvrement latéral d’orbitales $p$. La liaison $\sigma$ est présente dans les liaisons simples comme dans les liaisons multiples, alors que la liaison $\pi$ s’ajoute dans ces dernières.

Explication

Un doublet libre exerce une répulsion plus forte et demande davantage d’espace qu’un doublet liant, ce qui rapproche les liaisons voisines. Il ne transforme pas automatiquement l’arrangement électronique en structure linéaire.

Explication

Les orbitales moléculaires délocalisées représentent une liaison π étendue sur plusieurs liaisons dans une molécule présentant la résonance. La confusion courante consiste à attribuer cette délocalisation aux liaisons σ, qui sont décrites comme localisées.

Explication

BF3 possède trois liaisons disposées dans un même plan, formant une géométrie trigonale plane et des angles de 120°. Une géométrie tétraédrique, comme celle de CH4, comporte quatre domaines de liaison.

Explication

La méthode consiste à établir Lewis, compter les doublets autour de l’atome central, déterminer leur arrangement, placer les atomes et nommer la forme moléculaire. Les doublets libres participent à l’arrangement électronique, tandis que la forme moléculaire dépend de la position des atomes.

Explication

L’hybridation $sp^3$ associe une orbitale $s$ à trois orbitales $p$ et produit quatre orbitales hybrides de direction tétraédrique. La combinaison d’une orbitale $s$ avec deux orbitales $p$ correspond à $sp^2$, qui forme trois orbitales hybrides.

Explication

Le modèle RPEV place les doublets le plus loin possible afin de minimiser leur répulsion et l’énergie potentielle. La structure de Lewis représente les électrons, mais elle ne prédit pas à elle seule leur arrangement spatial.

Explication

Dans l’éthylène, chaque carbone utilise une hybridation $sp^2$ et les deux carbones sont reliés par une liaison $\sigma$ et une liaison $\pi$. Une triple liaison, comme celle de l’acétylène, associe une liaison $\sigma$ à deux liaisons $\pi$.

Explication

Le moment dipolaire moléculaire correspond à la somme vectorielle des moments de liaison, qui peuvent donc se renforcer ou s’annuler selon leur orientation. Les masses, les doublets pris isolément et le nombre total d’électrons ne fournissent pas cette grandeur vectorielle.

Explication

SO2 possède trois doublets autour du soufre, dont deux liants et un libre : l’arrangement est trigonal plan, mais la forme moléculaire est coudée avec un angle proche de 119,5°. La forme pyramidale et l’angle de 107,3° caractérisent NH3.

Explication

Une liaison homonucléaire implique des atomes de même électronégativité et ne crée pas de séparation durable des charges, alors qu’une liaison hétéronucléaire peut être polaire si les électronégativités diffèrent. L’idée d’un caractère ionique ou d’un nombre imposé de doublets ne permet pas de définir cette distinction.

Explication

H2O possède quatre doublets autour de l’oxygène, dont deux liants et deux libres, et sa forme moléculaire est coudée avec un angle HOH de 104,5°. NH3 ne possède qu’un doublet libre et adopte une forme trigonale pyramidale.

Explication

L’hybridation combine des orbitales atomiques non équivalentes appartenant au même atome et crée des orbitales hybrides adaptées à la description des liaisons covalentes. Le transfert d’électrons décrit plutôt une formation ionique, tandis que les autres propositions confondent hybridation et orbitales moléculaires.

Explication

Dans BeCl2, l’hybridation $sp$ résulte du mélange d’une orbitale $s$ et d’une orbitale $p$, ce qui produit deux orbitales orientées à 180 degrés. Les arrangements trigonal plan, tétraédrique et trigonal bipyramidal correspondent à d’autres hybridations.