QCM : Structure des édifices covalents — 23 questions

Explication

Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes mettent en commun des paires d’électrons de valence, lesquelles attirent simultanément leurs noyaux. La liaison ne repose donc pas sur un transfert complet d’électrons vers un seul atome.

Explication

Lorsqu’un seul atome apporte les deux électrons, il est appelé donneur de doublet et l’autre atome est l’accepteur. Cette situation se distingue du cas où chaque atome fournit un électron.

Explication

Le doublet liant est la paire d’électrons partagée entre deux atomes et se représente par un trait plein entre eux. Une paire localisée sur un seul atome correspond plutôt à un doublet non liant.

Explication

Le carbone, l’azote, l’oxygène et le fluor tendent à partager le nombre de doublets nécessaire pour être entourés de huit électrons de valence. La configuration à deux électrons caractérise plutôt l’hydrogène.

Explication

L’hydrogène suit la règle du duet, car sa première couche électronique peut contenir deux électrons. La règle de l’octet concerne généralement des atomes comme le carbone, l’azote, l’oxygène et le fluor.

Explication

La construction commence par le décompte des électrons de valence de tous les atomes, en intégrant la charge éventuelle. Les électrons sont ensuite répartis en respectant les règles du duet et de l’octet.

Explication

Une charge négative doit, si possible, être portée par l’atome le plus électronégatif, car celui-ci attire davantage les électrons. Le nombre de liaisons ou la position centrale ne constitue pas le critère principal pour cette attribution.

Explication

Un radical est caractérisé par la présence d’un électron célibataire, situation liée à un nombre impair d’électrons de valence. Une espèce dont tous les électrons sont appariés n’est pas un radical.

Explication

BH3 et AlCl3 présentent un déficit électronique, alors que SF6 et PCl5 sont hypervalents. La confusion fréquente consiste à inverser les espèces déficitaires et hypervalentes.

Explication

Une lacune électronique correspond à l’absence d’un doublet autour d’un atome, notamment le bore, qui peut alors accueillir ce doublet. Elle ne désigne pas la présence d’un électron célibataire, caractéristique d’un radical.

Explication

La longueur de liaison est la distance internucléaire séparant les noyaux des deux atomes à l’équilibre, souvent voisine de 100 pm. Elle ne correspond ni à une distance entre nuages électroniques ni à une énergie.

Explication

Le rayon covalent d’un atome identique vaut la moitié de la distance entre les deux noyaux, donc $R_{cov}(A)=\frac{1}{2}\times 200=100\ \mathrm{pm}$. La distance A-A correspond à deux rayons covalents et non à un seul.

Explication

Les longueurs sont respectivement 154 pm, 134 pm et 120 pm, tandis que la liaison évolue de simple à double puis triple. Ainsi, une multiplicité croissante s’accompagne ici d’une liaison plus courte.

Explication

L’énergie de liaison est l’énergie minimale à fournir pour rompre homolytiquement une mole de liaisons en phase gazeuse, ce qui explique sa valeur positive. La rupture ne se définit donc pas par une libération d’énergie, mais par un apport énergétique.

Explication

Le nuage électronique se déplace vers l’atome le plus électronégatif, qui porte alors $-\delta$, tandis que l’autre porte $+\delta$. Une charge partielle ne signifie pas que chaque atome acquiert une charge ionique entière.

Explication

Une molécule polarisée se comporte comme un dipôle et possède un moment dipolaire, exprimable en C×m ou en D. L’énergie de liaison renseigne sur la rupture de la liaison et ne mesure pas directement sa séparation de charges.

Explication

La différence d’électronégativité entre les deux atomes détermine essentiellement la nature de la liaison. Les autres propriétés peuvent caractériser la liaison ou la molécule, mais ne constituent pas le facteur principal indiqué ici.

Explication

Dans l’ion carbonate, les trois liaisons C–O sont expérimentalement équivalentes, avec une longueur de 129 pm et des angles de 120°. La représentation de Lewis dessinant des liaisons distinctes ne rend donc pas compte de cette équivalence observée.

Explication

La mésomérie utilise plusieurs formes limites pour représenter une structure réelle dans laquelle des doublets ou des électrons π sont délocalisés. Une forme limite est une représentation, et non une molécule distincte qui interconvertirait avec les autres.

Explication

Les formes les plus contributives respectent d’abord l’octet de C, N, O et F, puis minimisent les charges formelles et placent les charges de manière favorable. Une forme qui minimise les charges mais viole l’octet est donc généralement moins contributive qu’une forme respectant cette règle fondamentale.

Explication

Des formes mésomères différentes n’ont pas forcément la même importance et contribuent avec des poids différents à la structure réelle. Elles ne représentent pas pour autant des molécules distinctes en équilibre dans l’échantillon.

Explication

La délocalisation répartit des électrons sur plusieurs atomes, de sorte qu’une liaison peut présenter un caractère partiellement simple et partiellement double. Elle ne correspond donc ni à une liaison strictement simple ni à une liaison strictement double.

Explication

Les longueurs indiquées s’associent à $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{O_3}$ et $\mathrm{O_2^{2-}}$ dans cet ordre : 121 pm, 126 pm et 149 pm. Cette comparaison relie la longueur expérimentale au degré de liaison influencé par la délocalisation électronique.