Na⁺ Cl⁻ H–O–H
Seconde · Chapitre 6 · 10 exercices corrigés

Exercices — Ions, molécules et schémas de Lewis

De la charge d'un ion jusqu'à l'énergie cachée dans un gramme de méthane. Cherche d'abord seul : les corrections sont masquées et détaillent chaque étape.

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Données utiles pour tous les exercices

Numéros atomiques : H 1 · Li 3 · C 6 · N 7 · O 8 · F 9 · Na 11 · Mg 12 · Al 13 · P 15 · S 16 · Cl 17 · K 19 · Ca 20.

Énergies de liaison (en eV) : H–H 4,5 · C–H 4,3 · O–H 4,8 · O=O 5,2 · C=O (dans CO₂) 8,3 · N≡N 9,8.  \(1\ \text{eV} = 1{,}60\times10^{-19}\ \text{J}\).

Rédige ta réponse avant d'ouvrir la correction, puis compare ta démarche étape par étape.

0Premiers pas : trois exercices guidés

Pour démarrer en douceur : chaque exercice est découpé en petites étapes. Si tu bloques sur les exercices suivants, reviens ici.

Premier pas 1 — Prévoir la charge d'un ion Guidé☆

Le sodium a 1 électron de valence, le chlore 7. Quels ions forment-ils ?

  1. Un atome gagne ou perd des électrons pour avoir 8 électrons de valence (comme un gaz noble).
  2. Perdre 1 électron donne une charge +1 ; en gagner 1 donne −1.
Correction
Réponse
Sodium : \(\text{Na}^{+}\) (perd 1 électron). Chlore : \(\text{Cl}^{-}\) (gagne 1 électron).
Premier pas 2 — Formule d'un composé ionique Guidé☆

Écris la formule du chlorure de magnésium, formé des ions \(\text{Mg}^{2+}\) et \(\text{Cl}^{-}\).

  1. Le composé est électriquement neutre.
  2. Combien d'ions \(\text{Cl}^{-}\) faut-il pour compenser une charge +2 ?
Correction
Réponse
Deux ions chlorure pour un ion magnésium : \(\text{MgCl}_2\).
Premier pas 3 — Nombre de liaisons Guidé☆

Combien de liaisons covalentes forment H, O, N et C ? Déduis-en le schéma de Lewis de l'eau.

  1. Nombre de liaisons = nombre d'électrons manquants pour avoir 2 (H) ou 8 électrons.
  2. L'oxygène forme 2 liaisons et garde 2 doublets non liants.
Correction
Réponse
H : 1 ; O : 2 ; N : 3 ; C : 4. Eau : H–O–H, avec deux doublets non liants sur l'oxygène.
Exercice 1 — Le bon mot Connaissances★★★★★

Compléter chaque phrase avec le mot qui convient.

  1. Les gaz nobles sont chimiquement stables : leur couche externe contient 2 électrons (règle du …) ou 8 électrons (règle de l'…).
  2. Un ion chargé positivement est un … ; un ion chargé négativement est un ….
  3. Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons : elle forme un doublet ….
  4. Une paire d'électrons de valence qui ne participe à aucune liaison est un doublet ….
  5. L'énergie qu'il faut fournir pour casser une liaison s'appelle l'énergie de ….
Correction
Réponses

1. Règle du duet (2 électrons, comme l'hélium) ; règle de l'octet (8 électrons, comme le néon ou l'argon).

2. Un cation (positif) ; un anion (négatif).

3. Un doublet liant.

4. Un doublet non liant.

5. L'énergie de liaison.

Erreur à éviter
Croire qu'un cation a gagné des électrons parce qu'il est « plus ». Il en a perdu : il lui manque des charges négatives.
Exercice 2 — Prévoir la charge d'un ion Application directe★★★★★

Pour chacun des éléments suivants, écrire la configuration électronique de l'atome, puis prévoir la formule de l'ion monoatomique qu'il forme.

Li (Z = 3) · Na (Z = 11) · Mg (Z = 12) · Al (Z = 13) · O (Z = 8) · F (Z = 9) · S (Z = 16) · Cl (Z = 17)

Correction
Méthode
On compte les électrons de valence (couche de numéro le plus grand). Avec 1, 2 ou 3 électrons de valence, l'atome les perd ; avec 5, 6 ou 7, il gagne ce qui manque pour arriver à 8. Il obtient ainsi la configuration du gaz noble le plus proche.
Résultats
AtomeConfigurationValenceIon
Li\(1\text{s}^2\,2\text{s}^1\)1\(\text{Li}^{+}\)
Na\(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^1\)1\(\text{Na}^{+}\)
Mg\(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\)2\(\text{Mg}^{2+}\)
Al\(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^1\)3\(\text{Al}^{3+}\)
O\(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^4\)6\(\text{O}^{2-}\)
F\(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^5\)7\(\text{F}^{-}\)
S\(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^4\)6\(\text{S}^{2-}\)
Cl\(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^5\)7\(\text{Cl}^{-}\)
Interprétation
Li⁺ imite l'hélium ; Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺, O²⁻ et F⁻ imitent le néon ; S²⁻ et Cl⁻ imitent l'argon.
Erreur à éviter
Écrire \(\text{O}^{6+}\) : perdre 6 électrons demanderait beaucoup trop d'énergie. L'atome choisit le chemin le plus court : gagner 2 électrons.
Exercice 3 — Compter les électrons d'un ion Raisonnement★★★★★
  1. Combien d'électrons possèdent les ions \(\text{Na}^{+}\), \(\text{Cl}^{-}\), \(\text{Mg}^{2+}\), \(\text{O}^{2-}\) et \(\text{K}^{+}\) ?
  2. Un ion porte la charge \(2+\) et possède 18 électrons. Identifier l'élément.
  3. Un ion porte la charge \(2-\) et possède 10 électrons. Identifier l'élément.
Question 1
Comprendre
Un atome est neutre : il a \(Z\) électrons. L'ion \(\text{X}^{n+}\) en a perdu \(n\), l'ion \(\text{X}^{n-}\) en a gagné \(n\). Le noyau, lui, ne change pas.
Relation
Nombre d'électrons \(= Z - (\text{charge})\), avec la charge comptée positivement pour un cation et négativement pour un anion.
Calculs
\(\text{Na}^{+} : 11 - 1 = 10\) \(\text{Cl}^{-} : 17 + 1 = 18\) \(\text{Mg}^{2+} : 12 - 2 = 10\) \(\text{O}^{2-} : 8 + 2 = 10\) \(\text{K}^{+} : 19 - 1 = 18\)
Résultat
Na⁺, Mg²⁺ et O²⁻ ont 10 électrons (comme le néon) ; Cl⁻ et K⁺ en ont 18 (comme l'argon).
Questions 2 et 3
Méthode
On remonte à l'atome : \(Z = \text{nombre d'électrons} + \text{charge}\).
Calculs
Question 2 : \(Z = 18 + 2 = 20\) Question 3 : \(Z = 10 - 2 = 8\)
Résultat
Q2 : ion calcium \(\text{Ca}^{2+}\)   Q3 : ion oxyde \(\text{O}^{2-}\)
Erreur à éviter
Conclure « 18 électrons, donc argon ». L'élément est fixé par le noyau (\(Z\)), pas par le nombre d'électrons : un ion calcium a la configuration de l'argon, mais reste du calcium.
Exercice 4 — Formules des solides ioniques Application · neutralité★★★★★

Un solide ionique est électriquement neutre. Utiliser les charges trouvées à l'exercice 2 (et \(\text{Ca}^{2+}\), \(\text{K}^{+}\)).

  1. Écrire la formule du chlorure de sodium, du chlorure de magnésium, de l'oxyde de sodium, de l'oxyde d'aluminium et du fluorure de calcium.
  2. Le sulfure de potassium a pour formule \(\text{K}_2\text{S}\). En déduire la charge de l'ion sulfure et vérifier qu'elle est cohérente avec l'exercice 2.
Question 1
Méthode
On cherche les plus petits nombres de cations et d'anions dont les charges s'annulent, puis on écrit la formule sans les charges, cation en premier.
Calculs
\(\text{Na}^{+} + \text{Cl}^{-} : (+1) + (-1) = 0\)\(\Rightarrow\; \text{NaCl}\) \(\text{Mg}^{2+} + 2\,\text{Cl}^{-} : (+2) + 2(-1) = 0\)\(\Rightarrow\; \text{MgCl}_2\) \(2\,\text{Na}^{+} + \text{O}^{2-} : 2(+1) + (-2) = 0\)\(\Rightarrow\; \text{Na}_2\text{O}\) \(2\,\text{Al}^{3+} + 3\,\text{O}^{2-} : 2(+3) + 3(-2) = 0\) \(\Rightarrow\; \text{Al}_2\text{O}_3\) \(\text{Ca}^{2+} + 2\,\text{F}^{-} : (+2) + 2(-1) = 0\)\(\Rightarrow\; \text{CaF}_2\)
Résultat
\(\text{NaCl}\) · \(\text{MgCl}_2\) · \(\text{Na}_2\text{O}\) · \(\text{Al}_2\text{O}_3\) · \(\text{CaF}_2\)
Erreur à éviter
Pour l'oxyde d'aluminium, écrire \(\text{AlO}\) : \(+3 - 2 = +1\), ce n'est pas neutre. Astuce : 2 × 3 = 3 × 2 = 6 charges de chaque signe.
Question 2
Raisonnement
Deux ions \(\text{K}^{+}\) apportent \(+2\). Pour que l'ensemble soit neutre, l'ion sulfure porte \(-2\).
Résultat
\(\text{S}^{2-}\) : c'est bien l'ion prévu à l'exercice 2 (6 électrons de valence, il en gagne 2).
Exercice 5 — Lewis de l'eau et de l'ammoniac Méthode · schéma de Lewis★★★★★

On étudie la molécule d'eau \(\text{H}_2\text{O}\) et la molécule d'ammoniac \(\text{NH}_3\).

  1. Donner le nombre d'électrons de valence de H, O et N.
  2. Calculer, pour chaque molécule, le nombre total d'électrons de valence, puis le nombre de doublets.
  3. Établir le schéma de Lewis de chaque molécule.
  4. Vérifier que chaque atome respecte la règle du duet ou de l'octet.
Question 1
Données
H : \(1\text{s}^1\) → 1 électron de valence ; O : \(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^4\) → 6 ; N : \(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^3\) → 5.
Question 2
Calculs
\(\text{H}_2\text{O} : 2\times1 + 6 = 8\) électrons, soit \(8/2 = 4\) doublets \(\text{NH}_3 : 5 + 3\times1 = 8\) électrons, soit \(8/2 = 4\) doublets
Question 3
Méthode
O doit former 2 liaisons (il lui manque 2 électrons pour l'octet), N en forme 3, H en forme 1. Les doublets restants sont non liants : \(\text{H}_2\text{O}\) : 4 − 2 = 2 doublets non liants sur O ; \(\text{NH}_3\) : 4 − 3 = 1 doublet non liant sur N.
Résultat
OHH
Eau
NHHH
Ammoniac
Question 4
Vérification
Chaque H : 1 doublet liant = 2 électrons → duet. O : 2 liants + 2 non liants = 4 doublets = 8 électrons → octet. N : 3 liants + 1 non liant = 8 électrons → octet.
Erreur à éviter
Oublier les doublets non liants : sans eux, O n'aurait que 4 électrons autour de lui. Un schéma de Lewis montre tous les doublets de valence.
Exercice 6 — Prévoir la formule d'une molécule Raisonnement · tableau périodique★★★★★

Chaque atome forme autant de liaisons covalentes qu'il lui manque d'électrons pour atteindre l'octet (ou le duet pour H).

  1. Combien de liaisons forment C, N, O et F ? En déduire la formule de la molécule formée par chacun de ces atomes avec des atomes d'hydrogène uniquement.
  2. Le phosphore P (Z = 15) et le soufre S (Z = 16) sont situés sous N et O dans le tableau périodique. Prévoir la formule de leur molécule avec l'hydrogène.
Question 1
Relation
Nombre de liaisons \(= 8 - (\text{électrons de valence})\), et 1 pour l'hydrogène.
Calculs
C : \(8 - 4 = 4\) liaisons → \(\text{CH}_4\) (méthane) N : \(8 - 5 = 3\) liaisons → \(\text{NH}_3\) (ammoniac) O : \(8 - 6 = 2\) liaisons → \(\text{H}_2\text{O}\) (eau) F : \(8 - 7 = 1\) liaison → \(\text{HF}\) (fluorure d'hydrogène)
Résultat
CHHHH
CH₄
HF
HF
Question 2
Données
P : \(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^3\) → 5 électrons de valence ; S : \(\dots 3\text{s}^2\,3\text{p}^4\) → 6.
Résultat
\(\text{PH}_3\) (comme \(\text{NH}_3\)) et \(\text{H}_2\text{S}\) (comme \(\text{H}_2\text{O}\)).
Interprétation
Les éléments d'une même colonne ont le même nombre d'électrons de valence : ils forment le même nombre de liaisons. C'est tout l'intérêt de la classification périodique.
Erreur à éviter
Confondre le nombre d'électrons de valence (5 pour N) et le nombre de liaisons (3 pour N).
Exercice 7 — Liaisons doubles et triples Lewis · énergie de liaison★★★★★

Le dioxyde de carbone \(\text{CO}_2\) et le diazote \(\text{N}_2\) contiennent des liaisons multiples. Le diazote représente 78 % de l'air, mais il ne réagit presque jamais à température ordinaire.

  1. Le carbone doit former 4 liaisons et l'oxygène 2. Proposer un schéma de Lewis de \(\text{CO}_2\) (l'atome de carbone est au centre).
  2. Chaque atome d'azote doit former 3 liaisons. Proposer un schéma de Lewis de \(\text{N}_2\).
  3. Calculer l'énergie qu'il faut fournir pour casser toutes les liaisons d'une molécule de \(\text{CO}_2\).
  4. Comparer l'énergie de la liaison N≡N à celle de la liaison O=O. Proposer une explication au fait que le diazote réagit très peu.
Questions 1 et 2
Comptage
\(\text{CO}_2 : 4 + 2\times6 = 16\) électrons → 8 doublets. Deux liaisons doubles C=O utilisent 4 doublets ; il en reste 4, soit 2 doublets non liants sur chaque O.
\(\text{N}_2 : 2\times5 = 10\) électrons → 5 doublets. Une liaison triple utilise 3 doublets ; il reste 1 doublet non liant sur chaque N.
Résultat
OCO
CO₂
NN
N₂
Vérification
C : 4 doublets liants = 8 électrons. Chaque O : 2 liants + 2 non liants = 8. Chaque N : 3 liants + 1 non liant = 8. Tous respectent l'octet.
Question 3
Calculs
\(E = 2 \times 8{,}3 = 16{,}6\ \text{eV}\)
Conversion
\(16{,}6 \times 1{,}60\times10^{-19} = 2{,}66\times10^{-18}\ \text{J}\)
Résultat
\(E \approx 16{,}6\ \text{eV} \approx 2{,}66\times10^{-18}\ \text{J}\) par molécule.
Question 4
Calculs
\(\dfrac{9{,}8}{5{,}2} \approx 1{,}9\)
Interprétation
La liaison triple N≡N est presque deux fois plus solide que la liaison O=O. Pour que le diazote réagisse, il faut d'abord casser cette liaison très solide : c'est très difficile à température ordinaire. Le dioxygène, avec une liaison plus faible, réagit beaucoup plus facilement (combustions, rouille).
Erreur à éviter
Croire qu'une liaison triple vaut exactement trois liaisons simples. L'énergie augmente avec l'ordre de la liaison, mais pas de façon proportionnelle.
Exercice 8 — Corriger le schéma de Lucas Esprit critique★★★★★

Lucas propose le schéma de Lewis ci-dessous pour la molécule de cyanure d'hydrogène \(\text{HCN}\) (l'atome de carbone est au centre).

HCN
Schéma proposé par Lucas
  1. Compter les électrons autour de chaque atome dans le schéma de Lucas. Quelles règles ne sont pas respectées ?
  2. Calculer le nombre total de doublets de valence de HCN. Le schéma de Lucas en contient-il le bon nombre ?
  3. Proposer le schéma de Lewis correct.
Question 1
Comptage
H : 2 doublets liants → 4 électrons C : 3 liants + 2 non liants → 10 électrons N : 1 liant + 3 non liants → 8 électrons
Réponse
L'hydrogène dépasse le duet (il ne peut former qu'une liaison) et le carbone dépasse l'octet. Seul N est correct.
Question 2
Calculs
\(1 + 4 + 5 = 10\) électrons de valence, soit 5 doublets.
Réponse
Lucas a dessiné 3 doublets liants + 5 non liants = 8 doublets : il en a 3 de trop.
Question 3
Méthode
H forme 1 liaison, C en forme 4, N en forme 3. H–C utilise une liaison du carbone, il lui en reste 3 : une liaison triple C≡N, qui donne aussi ses 3 liaisons à N. Doublets liants : 1 + 3 = 4 ; il reste 5 − 4 = 1 doublet non liant, sur N.
Résultat
HCN
Schéma correct de HCN
Vérification
H : 2 électrons ; C : 4 liants = 8 ; N : 3 liants + 1 non liant = 8. Total : 5 doublets. ✔
Erreur à éviter
Placer les doublets « au hasard » pour compléter les octets : il faut toujours commencer par compter le nombre total de doublets disponibles.
Exercice 9 — Méthanol et eau oxygénée Synthèse★★★★★

Le méthanol \(\text{CH}_4\text{O}\) est un solvant ; l'eau oxygénée contient du peroxyde d'hydrogène \(\text{H}_2\text{O}_2\), utilisé comme désinfectant.

  1. Pour le méthanol, calculer le nombre total de doublets de valence.
  2. Dans le méthanol, l'atome de carbone est lié à trois atomes d'hydrogène et à l'atome d'oxygène. Établir le schéma de Lewis et indiquer où se trouvent les doublets non liants.
  3. Dans le peroxyde d'hydrogène, les deux atomes d'oxygène sont liés entre eux et chacun porte un atome d'hydrogène. Établir son schéma de Lewis.
  4. Pourquoi le peroxyde d'hydrogène ne peut-il pas s'écrire H–H–O–O ?
Question 1
Calculs
\(4 + 4\times1 + 6 = 14\) électrons, soit \(14/2 = 7\) doublets.
Question 2
Méthode
C forme 4 liaisons (3 avec H, 1 avec O). O forme 2 liaisons : avec C et avec le dernier H. Liaisons : 3 + 1 + 1 = 5 doublets liants. Il reste 7 − 5 = 2 doublets non liants, placés sur O (C a déjà son octet).
Résultat
COHHHH
Méthanol CH₃–OH
Question 3
Comptage
\(2\times1 + 2\times6 = 14\) électrons → 7 doublets. Liaisons H–O, O–O, O–H : 3 doublets liants. Il reste 4 doublets non liants : 2 sur chaque O.
Résultat
OOHH
H–O–O–H
Vérification
Chaque O : 2 liants + 2 non liants = 8 électrons ; chaque H : 2 électrons.
Question 4
Réponse
Dans H–H–O–O, l'atome d'hydrogène du milieu formerait 2 liaisons, soit 4 électrons : impossible, l'hydrogène ne forme qu'une seule liaison (règle du duet). Un atome d'hydrogène est toujours en bout de chaîne.
Erreur à éviter
Recopier la formule brute dans l'ordre des lettres pour dessiner la molécule. La formule \(\text{CH}_4\text{O}\) ne dit pas qui est lié à qui.
Exercice 10 — L'énergie cachée dans un gramme de méthane Problème · conversions★★★★★

Le méthane \(\text{CH}_4\) est le principal constituant du gaz de ville. On cherche l'énergie nécessaire pour casser toutes les liaisons d'un gramme de méthane.

Masse d'une molécule de méthane : \(m_{\text{CH}_4} = 2{,}66\times10^{-26}\ \text{kg}\) · Il faut 4,18 kJ pour chauffer 1 L d'eau de 1 °C.
  1. Combien de liaisons C–H contient une molécule de méthane ?
  2. Calculer l'énergie nécessaire pour casser toutes les liaisons d'une molécule, en eV puis en joules.
  3. Calculer le nombre de molécules contenues dans 1,0 g de méthane.
  4. En déduire l'énergie nécessaire pour casser toutes les liaisons de 1,0 g de méthane, en kJ.
  5. De combien de degrés cette énergie permettrait-elle de chauffer 1 L d'eau ?
Question 1
Réponse
Le carbone forme 4 liaisons, chacune avec un H : 4 liaisons C–H.
Question 2
Calculs
\(E_1 = 4 \times 4{,}3 = 17{,}2\ \text{eV}\)
Conversion
\(E_1 = 17{,}2 \times 1{,}60\times10^{-19} = 2{,}75\times10^{-18}\ \text{J}\)
Résultat
\(E_1 \approx 2{,}75\times10^{-18}\ \text{J}\) par molécule.
Question 3
Conversions
\(m = 1{,}0\ \text{g} = 1{,}0\times10^{-3}\ \text{kg}\)
Relation
\(N = \dfrac{m}{m_{\text{CH}_4}}\)
Calculs
\(N = \dfrac{1{,}0\times10^{-3}}{2{,}66\times10^{-26}} = 3{,}76\times10^{22}\)
Résultat
\(N \approx 3{,}8\times10^{22}\) molécules : un nombre gigantesque dans un seul gramme.
Question 4
Calculs
\(E = N \times E_1 = 3{,}76\times10^{22} \times 2{,}75\times10^{-18}\)\(E = 1{,}03\times10^{5}\ \text{J}\)
Résultat
\(E \approx 1{,}0\times10^{2}\ \text{kJ}\) (environ 100 kJ).
Question 5
Calculs
\(\dfrac{103}{4{,}18} \approx 25\ ^{\circ}\text{C}\)
Interprétation
L'énergie des liaisons d'un seul gramme de méthane suffirait à chauffer 1 L d'eau d'environ 25 °C. À l'échelle d'une molécule l'énergie est minuscule (\(10^{-18}\) J), mais le nombre de molécules est si grand que le total devient important.
Erreur à éviter
Oublier de convertir 1,0 g en kilogrammes : on trouverait \(3{,}8\times10^{25}\) molécules, mille fois trop.
Cours
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Revoir une notion avant de reprendre un exercice.
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