QCM : Liaisons fortes et orbitales moléculaires (14 questions)

Explication

L’ordre de liaison vaut $\frac{1}{2}(n_{e^-\,liants}-n_{e^-\,antiliants})$, ce qui explique l’ordre nul de He₂ lorsque les populations se compensent. Pour O₂, l’ordre est 2 et les orbitales antiliantes occupées contiennent deux électrons. O₂⁺ a un ordre de 2,5 et une longueur de 1,12 Å ; N₂⁺ a un ordre de 2,5 et une longueur de 1,12 Å.

Explication

La théorie de liaison de valence considère chaque molécule comme une suite de liaisons indépendantes et traite notamment la liaison O–H des fonctions alcool comme indépendante. Elle ne décrit pas correctement les systèmes conjugués. La liaison C–O n’est pas celle visée pour l’exemple de la fonction alcool, et la molécule n’est pas considérée comme un ensemble d’orbitales délocalisées.

Explication

Dans un amide, le doublet libre de l’azote lié au carbone sp² peut participer à la délocalisation, ce qui s’accompagne d’une structure plane et d’une rotation bloquée. Le caractère ionique partiel dépend de la différence d’électronégativité, et non de sa somme ; la délocalisation ne favorise donc pas la rotation dans cet exemple.

Explication

Le caractère s augmente de sp³ à sp² puis à sp ; l’électron est alors plus proche du noyau et plus retenu. Les électronégativités du carbone correspondantes sont 2,5, 2,8 et 3,1, tandis que l’hydrogène terminal reste non hybridé avec son électron en 1s. Les deux autres propositions inversent respectivement l’évolution du caractère s et les valeurs d’électronégativité.

Explication

Dans CH₄, les orbitales sp³ sont dirigées vers les sommets d’un tétraèdre et forment un angle de 109°28′. NH₃ présente une géométrie pyramidale avec un angle expérimental de 107°, et non une géométrie tétraédrique à 109°28′ ; la disposition coplanaire à 120° correspond à une autre hybridation.

Explication

L’hybridation peut combiner des orbitales s et p afin d’orienter les orbitales hybrides pour permettre le maximum de liaisons. Dans H₂O, deux doublets sont non liants ; le nombre n’est pas un, et la combinaison décrite ici porte sur les orbitales s et p, non p et d.

Explication

Des énergies voisines, un recouvrement important et des symétries compatibles favorisent la combinaison. Deux orbitales atomiques donnent deux orbitales moléculaires ; un faible recouvrement, des symétries incompatibles ou des énergies éloignées ne favorisent pas cette combinaison.

Explication

Une molécule polyatomique comporte plus de deux atomes et plus d’une liaison, et chaque électron subit l’influence de tous les noyaux. La théorie de liaison de valence traite la molécule comme une suite de liaisons indépendantes, chacune formée par deux orbitales atomiques ; le calcul des orbitales moléculaires polyatomiques est mathématiquement complexe.

Explication

F₂ a un ordre de liaison de 1 et une longueur de 1,41 Å. Dans cette série, l’augmentation de l’ordre de liaison est associée à une liaison plus courte et à une énergie de dissociation plus élevée ; O₂⁺ a un ordre de 2,5, tandis que N₂ a un ordre de 3.

Explication

Dans l’acétylène, chaque carbone est hybridé sp et forme deux liaisons σ et deux liaisons π ; la géométrie est colinéaire, à 180°. Les angles de 120° et l’hybridation sp² correspondent à l’éthylène, et non à l’acétylène.

Explication

Dans H₂, l’addition des fonctions 1s donne l’orbitale liante et leur soustraction donne l’orbitale antiliante. Le plan nodal entre les noyaux caractérise l’orbitale antiliante, et une surface limite correspond à environ 90 % de probabilité de présence.

Explication

À l’état fondamental, les deux électrons remplissent l’orbitale liante σ₁s, qui est la plus basse en énergie. À la distance d’équilibre, l’énergie de H₂ est inférieure à celle des atomes séparés, tandis que l’état antiliant a une énergie supérieure à cette référence et à celle de l’orbitale liante.

Explication

Le recouvrement latéral de deux orbitales p parallèles forme la liaison π, qui bloque la rotation autour de C=C. Dans l’éthylène, chaque carbone forme trois liaisons σ et une liaison π, avec des axes sp² coplanaires à 120° ; le recouvrement coaxial concerne les liaisons σ, non la liaison π.

Explication

Une double liaison met en commun deux doublets et une triple liaison en met en commun trois. Les distances C–C et C=C sont respectivement d’environ 1,54 Å et 1,34 Å ; les valeurs 1,34 Å et 610 kJ·mol⁻¹ correspondent à C=C, tandis que C≡C mesure environ 1,21 Å et vaut environ 810 kJ·mol⁻¹.