Ces exercices complètent le cours du Chapitre 2 — Structure des entités et polarité. Cherche d'abord seul, puis clique pour vérifier ta réponse. Voir aussi la série 1 (10 exercices).
Méthode : rédiger une réponse complète
- Comprendre : ce que l'on cherche, les données utiles et leurs unités.
- Choisir la relation adaptée et l'écrire d'abord en lettres.
- Isoler l'inconnue, puis convertir les unités (volumes en L).
- Calculer en remplaçant chaque symbole par sa valeur.
- Conclure par une phrase, avec l'unité et des chiffres significatifs cohérents.
- Vérifier l'ordre de grandeur et la cohérence physique.
Niveau 1 — Application directe
Exercice 1 — Schéma de Lewis de l'ion NH₄⁺
Établir le schéma de Lewis de l'ion ammonium NH₄⁺ (électrons de valence : N = 5, H = 1).
1) Compter les électrons de valence en tenant compte de la charge ; 2) relier l'atome central (N) à chaque H par un doublet liant ; 3) placer les doublets restants ; 4) vérifier octet et duet.
Électrons de valence : \(5+4\times1-1=8\) (la charge +1 retire un électron), soit 4 doublets.
Les 4 liaisons N–H utilisent les 4 doublets : il ne reste aucun doublet non liant.
NH₄⁺ : l'azote est lié à 4 H par 4 doublets liants, sans doublet non liant ; la charge + est portée par l'azote. Octet de N (4 doublets = 8 électrons) et duet de chaque H respectés. Géométrie : tétraédrique.
NH₄⁺ se forme quand NH₃ « donne » son doublet non liant à un ion H⁺ (qui n'a aucun électron) : c'est bien ce doublet qui devient la 4ᵉ liaison.
Exercice 2 — Polarisation d'une liaison
Sachant que χ(C) = 2,55 et χ(Cl) = 3,16, prédire la polarisation de la liaison C–Cl dans la molécule CH₃Cl.
\(\Delta\chi=3{,}16-2{,}55=0{,}61\) : écart nettement non nul.
La liaison C–Cl est polarisée : Cl, plus électronégatif, porte \(\delta^-\) ; C porte \(\delta^+\).
Exercice 3 — Cohésion d'un solide
Quelle interaction assure la cohésion du chlorure de potassium solide KCl(s) ?
Identifier la nature des entités du solide : ions, molécules polaires (avec ou sans H lié à O/N/F) ou molécules apolaires.
KCl est formé d'ions \(\text{K}^+\) et \(\text{Cl}^-\) : c'est un solide ionique, dont la cohésion est assurée par l'interaction électrostatique entre ions de charges opposées (interaction ionique), la plus forte des interactions étudiées.
Exercice 4 — Concentration des ions
On dissout n = 0,020 mol de sulfate de potassium K₂SO₄ (K⁺, SO₄²⁻) dans V = 200 mL d'eau. Écrire l'équation de dissolution et calculer [K⁺] et [SO₄²⁻].
Écrire l'équation de dissolution (électroneutralité : 2 K⁺ pour 1 SO₄²⁻), calculer la concentration en soluté apporté \(C=n/V\), puis multiplier par le coefficient de chaque ion.
\(\text{K}_2\text{SO}_4\text{(s)}\longrightarrow2\,\text{K}^+\text{(aq)}+\text{SO}_4^{2-}\text{(aq)}\)
\(C=\dfrac{n}{V}=\dfrac{0{,}020}{0{,}200}=0{,}10\ \text{mol/L}\)
\([\text{K}^+]=2C=0{,}20\ \text{mol/L}\) ; \([\text{SO}_4^{2-}]=C=0{,}10\ \text{mol/L}\).
Électroneutralité : charges positives \(1\times0{,}20=0{,}20\) ; charges négatives \(2\times0{,}10=0{,}20\) ✓.
Niveau 2 — Approfondissement
Exercice 5 — Une molécule tétraédrique peut-elle être polaire ?
Justifier que le trichlorométhane CHCl₃ est une molécule polaire, bien que sa géométrie soit tétraédrique — comme celle de CH₄, qui est apolaire.
Une molécule est apolaire si ses liaisons polarisées se compensent par symétrie ; pour cela, il faut des liaisons identiques réparties symétriquement.
CH₄ : 4 liaisons C–H identiques (et très peu polarisées, \(\Delta\chi=0{,}35\)), placées symétriquement aux sommets d'un tétraèdre : leurs effets se compensent → apolaire.
CHCl₃ : même géométrie tétraédrique, mais 3 liaisons C–Cl polarisées (\(\Delta\chi=0{,}61\)) et 1 liaison C–H quasi apolaire. Les 4 liaisons ne sont plus identiques : leurs effets ne se compensent pas, le centre des charges \(\delta^-\) (côté des Cl) ne coïncide pas avec celui des \(\delta^+\). CHCl₃ est polaire.
Une géométrie symétrique ne suffit pas : il faut aussi que les atomes liés à l'atome central soient identiques.
Exercice 6 — Dissolution du chlorure d'aluminium
On dissout n = 0,020 mol de chlorure d'aluminium AlCl₃ dans V = 200 mL d'eau. Écrire l'équation de dissolution et calculer la concentration de chaque ion.
\(\text{AlCl}_3\text{(s)}\longrightarrow\text{Al}^{3+}\text{(aq)}+3\,\text{Cl}^-\text{(aq)}\)
\(C=\dfrac{0{,}020}{0{,}200}=0{,}10\ \text{mol/L}\)
\([\text{Al}^{3+}]=C=0{,}10\ \text{mol/L}\) ; \([\text{Cl}^-]=3C=0{,}30\ \text{mol/L}\).
Électroneutralité : \(3\times0{,}10=0{,}30\) charges + et \(1\times0{,}30=0{,}30\) charges − par litre ✓.
Exercice 7 — Choisir un solvant d'extraction
Pour extraire un arôme apolaire dissous dans l'eau, on hésite entre l'éthanol (miscible à l'eau) et le dichlorométhane (non miscible, densité 1,33, peu polaire). Justifier le choix du solvant et prédire la position des phases après décantation.
Un solvant extracteur doit remplir deux conditions : être non miscible avec l'eau (pour former deux phases) et dissoudre l'espèce visée mieux que l'eau.
L'éthanol est miscible à l'eau : une seule phase, aucune séparation possible → écarté.
Le dichlorométhane convient : non miscible avec l'eau et peu polaire, il dissout bien l'arôme apolaire. Sa densité (1,33 > 1) le place en dessous : la phase organique, contenant l'arôme, est la phase inférieure de l'ampoule à décanter.
Ne pas supposer que la phase organique est toujours au-dessus : c'est la densité qui décide.
Niveau 3 — Type bac
Exercice 8 — Dissolution du chlorure d'hydrogène
Le chlorure d'hydrogène HCl est un gaz qui, dissous dans l'eau, forme une solution d'ions H₃O⁺ et Cl⁻ (électronégativités : χ(H) = 2,20, χ(Cl) = 3,16).
1. Établir le schéma de Lewis de HCl, puis celui de l'ion Cl⁻.
2. Justifier que la molécule HCl est polaire.
3. Expliquer pourquoi HCl est très soluble dans l'eau.
4. On dissout n = 0,50 mol de HCl(g) dans l'eau pour obtenir V = 500 mL de solution (équation : HCl(g) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl⁻(aq)). Calculer [H₃O⁺] et [Cl⁻].
HCl : \(1+7=8\) électrons de valence, soit 4 doublets : 1 doublet liant H–Cl et 3 doublets non liants sur Cl. Cl⁻ : \(7+1=8\) électrons, soit 4 doublets non liants autour de Cl.
\(\Delta\chi=3{,}16-2{,}20=0{,}96\) : liaison polarisée (\(\delta^-\) sur Cl). Une molécule diatomique n'a qu'une liaison : rien ne peut en compenser l'effet, donc HCl est polaire.
HCl et H₂O sont tous deux polaires (« qui se ressemble s'assemble »). De plus, HCl réagit avec l'eau pour former des ions \(\text{H}_3\text{O}^+\) et \(\text{Cl}^-\), eux-mêmes solvatés : c'est ce qui rend sa solubilité exceptionnellement élevée.
\(C=\dfrac{n}{V}=\dfrac{0{,}50}{0{,}500}=1{,}0\ \text{mol/L}\) ; coefficients 1 : 1 : 1 dans l'équation.
\([\text{H}_3\text{O}^+]=[\text{Cl}^-]=1{,}0\ \text{mol/L}\).
Exercice 9 — Extraction et cohésion combinées
Une solution aqueuse contient un colorant apolaire à extraire. On dispose de trois solvants : éthanol (miscible à l'eau), cyclohexane (non miscible, densité 0,78, apolaire), dichlorométhane (non miscible, densité 1,33, faiblement polaire).
1. Lequel de ces solvants est le mieux adapté pour extraire ce colorant apolaire ? Justifier en deux points.
2. Après extraction et décantation, où se trouve la phase organique contenant le colorant ?
3. Ce colorant est un solide moléculaire apolaire à température ambiante. Quelle interaction assure sa cohésion à l'état solide ?
L'éthanol est écarté (miscible à l'eau). Le cyclohexane est non miscible à l'eau et apolaire : c'est le meilleur choix pour un colorant apolaire. Le dichlorométhane, peu polaire, conviendrait aussi mais moins bien ; il est en outre plus toxique.
Densité du cyclohexane 0,78 < 1 : la phase organique (colorée) est au-dessus de la phase aqueuse.
Molécules apolaires : pas d'ions, pas de H lié à O/N/F, donc ni interaction ionique ni liaison hydrogène. Seules les interactions de Van der Waals assurent la cohésion du solide.