Seconde · Physique-chimie

Stabilité, ions et molécules

Chapitre 5

15 questions originales à réponses multiples pour vérifier les notions, les méthodes et les points de vigilance du chapitre.

Ces 15 questions sur Stabilité, ions et molécules alternent observations, calculs et décisions expérimentales. Plusieurs propositions peuvent être exactes. Prévois du papier et un stylo.

Comment répondre ?

Prévois une feuille et un stylo pour poser tes calculs et rédiger tes étapes. Chaque QCM propose cinq affirmations. Une ou plusieurs réponses peuvent être exactes. Coche-les, vérifie, puis ouvre la correction pour comprendre chaque proposition. Tu obtiens un point seulement si tu coches toutes les bonnes réponses, sans cocher de réponse fausse.

0 question vérifiée sur 15

Question 1

Du cristal à la solution

Une portion de NaCl(s) se dissout totalement et représente 0,10 mol d’unités NaCl. Que peut-on déduire des ions apportés, sans inventer de molécules NaCl(aq) ?

Le soluté disparaît de l’eau parce que ses grains ne sont plus visibles. Les charges apportées par ces deux espèces se compensent. La portion apporte 0,10 mol d’ions Cl⁻. La portion apporte 0,10 mol d’ions Na⁺. La portion apporte 0,20 mol d’ions Cl⁻, car NaCl contient deux symboles chimiques.

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Réponse attendue : B, C, D

A — Faux. Non. Le solide se disperse sous forme d’ions hydratés ; l’absence de grains ne signifie pas absence de matière.
B — Vrai. Oui. Il y a autant d’ions Na⁺ de charge +e que d’ions Cl⁻ de charge −e ; la charge nette des ions apportés par ce sel est nulle.
C — Vrai. Oui. Une unité NaCl fournit un anion chlorure, soit 0,10 mol pour la portion indiquée. Le coefficient de l’ion chlorure est un dans la formule NaCl.
D — Vrai. Oui. Une unité NaCl fournit un cation sodium dans ce modèle ; le rapport 1:1 conserve 0,10 mol de Na⁺.
E — Faux. Non. Le nombre de symboles différents ne multiplie pas la quantité de chaque ion : une unité NaCl ne fournit qu’un ion Cl⁻.

Méthode à retenir. Lire la formule d’un solide ionique comme proportion d’ions, puis compter séparément chaque espèce en solution.

Question 2

Corriger une étiquette MgCl

Un flacon de solide porte l’étiquette « MgCl », mais la fiche fournit Mg²⁺ et Cl⁻. Quelles corrections sont nécessaires ?

Il faut transformer Mg²⁺ en Mg⁻ pour conserver MgCl. L’indice 2 de MgCl₂ indique deux ions magnésium pour un ion chlorure. 0,10 mol d’unités MgCl₂ fournit 0,10 mol d’ions chlorure. MgCl est neutre puisque Mg et Cl sont chacun représentés une fois. La formule neutre doit être MgCl₂.

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Réponse attendue : E

A — Faux. Non. Les charges des ions sont des données sur leurs électrons ; on ajuste la proportion d’ions, sans modifier arbitrairement les espèces.
B — Faux. L’indice suit Cl : l’unité de formule contient un ion magnésium et deux ions chlorure. Déplacer mentalement cet indice vers Mg renverserait le rapport et contredirait la neutralité.
C — Faux. Chaque unité MgCl₂ contient deux ions Cl⁻ : 0,10 mol d’unités donne 0,20 mol d’ions chlorure. Le facteur deux vient précisément de l’indice porté par Cl dans la formule correcte.
D — Faux. Non. Un Mg²⁺ et un Cl⁻ donnent +2e − e = +e : cette proportion ne constitue pas la formule neutre du sel.
E — Vrai. Oui. Un cation Mg²⁺ porte +2e et deux anions Cl⁻ portent ensemble −2e ; la somme est nulle.

Méthode à retenir. Tester la neutralité algébrique avant de choisir les indices ; si besoin, déduire les quantités d’ions des indices de la formule.

Question 3

Le fluorure de calcium

On étudie un solide contenant les deux ions indiqués. Le solide ionique réunit les ions Ca²⁺ (charge +2e) et F⁻ (charge −1e). On cherche la plus petite proportion entière électriquement neutre. Quelles conclusions sont justifiées ?

La charge d’un ion Ca²⁺ vaut +e. Une unité de formule CaF₂ associe 1 cation et 2 anions. La charge totale de 2 ions F⁻ vaut −2e. Pour CaF₂, la charge de l’ion F⁻ peut être ignorée dans le bilan. La formule CaF₂ est celle d’un ion de charge +2e.

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Réponse attendue : B, C

A — Faux. L’exposant 2+ signifie une charge +2e pour un ion calcium ; +e serait la charge d’un cation monovalent.
B — Vrai. Oui. 1 × (+2e) + 2 × (−1e) = 0 ; la formule CaF₂ exprime cette proportion minimale, sans décrire une molécule isolée.
C — Vrai. Oui. Chaque anion porte −1e, donc leur charge cumulée est −2e et compense les cations. Cette compensation est nécessaire pour que la formule du solide soit globalement neutre.
D — Faux. Non. Il faut prendre en compte les deux ions : 1 × (+2e) + 2 × (−1e) = 0. Omettre la charge anionique ferait conclure à tort que CaF₂ est chargé.
E — Faux. Non. Le solide ionique dans son ensemble est électriquement neutre ; CaF₂ indique les proportions de ses ions, sans charge globale.

Méthode à retenir. Additionner les charges algébriques puis chercher les plus petits nombres entiers qui donnent une somme nulle.

Question 4

Molécule ou sel ?

Une fiche montre le solide KF(s) et une molécule HCl(g). On précise que le cristal KF réunit K⁺ et F⁻, tandis que H et Cl partagent un doublet dans HCl. Quelles différences sont fondées ?

KF(s) est un solide ionique globalement neutre. HCl(g) est décrit ici par une liaison covalente. La présence d’un signe de charge explicite aide à reconnaître un ion individuel. La formule KF décrit un rapport d’un ion K⁺ pour un ion F⁻ dans le cristal. HCl(g) est nécessairement constitué d’ions H⁺ et Cl⁻ séparés dans le gaz décrit.

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Réponse attendue : A, B, C, D

A — Vrai. Oui. Il réunit des ions K⁺ et F⁻ en proportion 1:1 ; +e − e = 0 à l’échelle d’une unité de formule.
B — Vrai. Oui. Le doublet mis en commun entre H et Cl est la représentation de cette liaison dans la molécule.
C — Vrai. Oui. K⁺ et F⁻ portent une charge indiquée, tandis que les formules de l’ensemble KF et de la molécule HCl sont neutres.
D — Vrai. Un solide ionique est un réseau d’ions ; KF donne le rapport minimal K⁺:F⁻ = 1:1, sans molécule isolée.
E — Faux. Non. L’énoncé annonce une molécule avec un doublet partagé ; on ne doit pas lui substituer arbitrairement des ions isolés.

Méthode à retenir. Distinguer le rapport d’ions d’un cristal de la formule d’une molécule covalente en s’appuyant sur les entités effectivement décrites.

Question 5

Comparer deux sels de calcium

On donne deux solides : CaF₂ et CaCl₂. Les ions sont Ca²⁺, F⁻ et Cl⁻. Que peut-on conclure sur leurs unités de formule ?

Remplacer F⁻ par Cl⁻ change le rapport anions/cations de 2:1 à 1:1. Chaque unité comporte un cation calcium pour deux anions. CaCl₂ contient deux cations calcium parce que le chiffre 2 suit Cl. Une unité de formule de CaF₂ est électriquement neutre. CaF₂ et CaCl₂ sont la même espèce parce qu’ils ont les mêmes indices.

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Réponse attendue : B, D

A — Faux. F⁻ et Cl⁻ portent chacun −e : avec Ca²⁺, deux anions sont nécessaires dans les deux cas. L’échange d’espèce anionique change la substance, mais pas l’équilibre des charges.
B — Vrai. Oui. Le cation +2e se neutralise avec deux anions de charge −e, qu’il s’agisse de fluorure ou de chlorure.
C — Faux. Non. L’indice 2 concerne Cl : il indique deux ions chlorure pour un ion calcium dans la proportion écrite.
D — Vrai. Oui. La contribution +2e de Ca²⁺ et les deux contributions −e des F⁻ s’additionnent à zéro. Cette somme des charges justifie l’indice deux placé après le fluor.
E — Faux. Non. F et Cl sont des éléments chimiques différents ; leurs composés ont des espèces constitutives distinctes. La similitude des proportions ne rend pas interchangeables le fluorure et le chlorure.

Méthode à retenir. Pour comparer les sels, suivre d’abord le symbole de l’anion, puis contrôler la somme des charges et le sens de chaque indice.

Question 6

Lire le Lewis de l’eau

Le dessin donne le schéma de Lewis fourni de H₂O. Les points orange sont des électrons regroupés en doublets non liants. Quelles descriptions du dessin sont exactes ?

Schéma de Lewis plan H–O–H ; O porte un doublet orange au-dessus et un autre au-dessous. — Lewis de H₂O, représentation plane des doublets.

Chaque hydrogène porte deux doublets non liants. L’atome d’oxygène porte deux doublets non liants. Chaque hydrogène atteint le duet dans le modèle de Lewis. L’oxygène partage un doublet avec chaque hydrogène. Le dessin comporte deux doublets liants O–H et deux doublets non liants sur O.

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Réponse attendue : B, C, D, E

A — Faux. Non. Chaque H n’est relié que par un doublet liant et n’a pas de doublet libre dans ce schéma.
B — Vrai. Oui. Deux paires de points orange sont visibles autour de O, sans être placées entre O et H.
C — Vrai. Oui. Le doublet de la liaison O–H compte deux électrons autour de chaque H. Il n’a pas besoin d’un second doublet, puisque sa première couche est alors complète.
D — Vrai. Oui. Chaque trait O–H représente un doublet liant partagé par O et H : le dessin comporte deux liaisons simples.
E — Vrai. Chaque liaison O–H représente un doublet liant ; les quatre autres électrons de O forment deux doublets libres.

Méthode à retenir. Distinguer les traits entre atomes (doublets liants) et les paires de points sur O (doublets non liants) ; ne pas déduire une géométrie spatiale d’un Lewis plan.

Question 7

Lire le Lewis de l’ammoniac

Le schéma de Lewis fourni de NH₃ montre trois liaisons simples N–H et une paire de points orange au-dessus de N. Quelles conclusions sont valides ?

Schéma de Lewis plan : N lié à trois H (gauche, droite, bas), et un doublet orange au-dessus de N. — Lewis de NH₃ ; le doublet libre est dessiné sur l’azote.

La paire de points orange correspond à une quatrième liaison N–H. L’atome N est entouré de quatre doublets au total. Le dessin représente trois molécules de H₂ distinctes. La paire orange est un doublet non liant de N. L’azote présente trois doublets liants dans ce dessin.

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Réponse attendue : B, D, E

A — Faux. Non. Aucune quatrième liaison à un H n’est dessinée ; ce doublet reste sur l’azote. Une paire non liante appartient à l’atome qui la porte et ne relie aucun second atome.
B — Vrai. Oui. Trois doublets liants et un non liant donnent quatre paires, soit huit électrons autour de N dans le modèle de Lewis.
C — Faux. Non. Il représente une seule molécule de NH₃, avec trois atomes H liés au même atome N.
D — Vrai. Oui. Elle est portée par N sans relier deux atomes ; elle constitue un doublet libre. Elle complète les trois doublets liants dans le comptage des électrons autour de N.
E — Vrai. Oui. Les trois traits reliant N aux trois H correspondent chacun à un doublet partagé. Ces liaisons relient un seul atome d’azote aux trois hydrogènes de NH₃.

Méthode à retenir. Compter séparément les trois traits N–H et la paire libre portée par N ; vérifier l’octet de N.

Question 8

Lire le Lewis du dioxyde de carbone

Le schéma de Lewis fourni du dioxyde de carbone porte deux doubles liaisons C=O et, sur chaque oxygène terminal, deux paires de points orange. Quelles affirmations suivent du dessin ?

Schéma de Lewis plan O=C=O avec deux traits pour chaque liaison C–O ; deux doublets orange sur chacun des O. — Lewis de CO₂ ; les deux O terminaux portent chacun deux doublets libres.

Le schéma comporte quatre doublets liants au total. Le carbone central participe à deux doubles liaisons. Le carbone porte quatre doublets non liants. Chaque atome d’oxygène possède deux doublets non liants. Il s’agit de deux molécules CO indépendantes.

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Réponse attendue : A, B, D

A — Vrai. Oui. Chaque liaison double comporte deux doublets liants : 2 × 2 = 4. Les paires non liantes sur les oxygènes ne doivent pas entrer dans ce total.
B — Vrai. Oui. On observe deux traits entre C et chaque O ; chaque paire de traits figure deux doublets liants.
C — Faux. Non. Les quatre doublets qui entourent C sont les doublets partagés dans les deux doubles liaisons, pas des doublets libres du carbone.
D — Vrai. Oui. Sur chaque O, les deux paires de points hors des liaisons sont ses doublets libres.
E — Faux. Non. Le dessin O=C=O comporte un seul carbone lié à deux oxygènes : une molécule de CO₂.

Méthode à retenir. Dans une liaison double, compter deux doublets liants ; les paires placées sur les O à l’extérieur des liaisons sont non liantes.

Question 9

Comparer H₂ et deux atomes isolés

On compare deux atomes H isolés à une molécule H₂ où ils sont reliés par une liaison covalente. Lesquelles de ces interprétations du modèle de Lewis conviennent ?

Chaque H bénéficie alors du duet dans ce modèle. Pour rompre la liaison H–H, il faut fournir de l’énergie au système. La liaison H–H est une force gravitationnelle entre les deux atomes. H₂ contient deux molécules de H. Chaque H apporte un électron au doublet liant.

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Réponse attendue : A, B, E

A — Vrai. Oui. Le doublet partagé représente deux électrons autour de chaque H, configuration associée à l’hélium. Le partage évite donc de confondre un atome isolé avec la molécule stable représentée.
B — Vrai. Oui. Rompre une liaison stable nécessite un apport d’énergie, même si la transformation complète peut comporter d’autres échanges.
C — Faux. Non. Une liaison covalente est modélisée par le partage d’électrons ; ce n’est pas une interaction gravitationnelle usuelle.
D — Faux. Non. H₂ est une molécule unique composée de deux atomes d’hydrogène. L’indice deux compte les atomes de l’unique entité, pas le nombre d’entités.
E — Vrai. Oui. Les deux électrons de la paire partagée proviennent d’un électron de valence de chaque atome H.

Méthode à retenir. Passer des électrons de valence au doublet partagé, puis distinguer l’énergie de rupture d’une liaison de l’énergie d’une réaction complète.

Question 10

Former du chlorure d’hydrogène

Dans le modèle de Lewis fourni verbalement, un atome H et un atome Cl mettent en commun une paire d’électrons dans H–Cl. L’atome Cl possède en outre trois doublets non liants. Que conclure ?

La formule HCl signifie que H porte une charge +1 et Cl une charge −1 dans la molécule. Cl ne possède aucun doublet non liant dans H–Cl. La liaison H–Cl est représentée par un doublet liant. Cl est entouré de quatre doublets dans ce schéma. H atteint le duet grâce à la liaison.

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Réponse attendue : C, D, E

A — Faux. Non. La formule de la molécule ne porte pas de charges ioniques entières ; la liaison est covalente dans le modèle présenté.
B — Faux. Non. Le modèle précisé donne trois doublets non liants sur Cl, distincts de la liaison. Ces trois paires restent autour de Cl et ne sont pas partagées avec H.
C — Vrai. Oui. Le trait entre H et Cl représente les deux électrons mis en commun. Un trait unique dans le schéma de Lewis traduit ce partage entre les deux atomes.
D — Vrai. Oui. Il possède un doublet liant vers H et trois non liants : quatre doublets, soit huit électrons autour de Cl.
E — Vrai. Oui. Le doublet de la liaison H–Cl fournit deux électrons autour de H dans la représentation. Son unique couche ne peut accueillir que deux électrons dans ce modèle.

Méthode à retenir. Un trait = un doublet partagé ; compléter ce comptage par les doublets libres de Cl avant de juger l’octet ou le duet.

Question 11

Une représentation impossible de l’eau

Un brouillon dessine H–O–H avec quatre liaisons O–H supplémentaires imaginaires pour « remplir la couche » de l’oxygène. Quelles corrections sont nécessaires ?

La formule H₂O ne contient que deux hydrogènes. Un oxygène peut être entouré arbitrairement de six doublets dans ce modèle. Chaque H ne forme ici qu’une liaison simple. Il faut représenter deux doublets non liants sur O dans le Lewis usuel. Ajouter des traits crée automatiquement de nouveaux atomes H dans la formule.

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Réponse attendue : A, C, D

A — Vrai. Oui. L’indice 2 indique deux atomes H ; il n’y a pas d’hydrogènes disponibles pour six liaisons O–H.
B — Faux. Non. L’oxygène de la deuxième période suit l’octet dans ce cadre, soit quatre doublets autour de O, et non six.
C — Vrai. Oui. Une liaison simple constitue un doublet partagé et suffit au duet de chaque H.
D — Vrai. Oui. Avec deux liaisons simples O–H et deux doublets libres, O est entouré de quatre doublets. Dessiner ces paires sur O évite d’inventer des liaisons supplémentaires vers H.
E — Faux. Non. La formule fixe la composition ; on doit construire un dessin compatible avec elle, sans inventer des atomes.

Méthode à retenir. Contrôler simultanément la formule H₂O, le duet de chaque H et l’octet de O ; conserver les doublets libres visibles.

Question 12

Rupture ou formation d’une liaison

Deux atomes isolés s’associent et forment une liaison stable. On compare cette étape à la rupture de la même liaison. Quelles phrases décrivent qualitativement l’énergie ?

La rupture de la liaison demande un apport d’énergie. Il faut préciser le système et l’étape étudiée avant d’annoncer un échange d’énergie. La formation de la même liaison libère de l’énergie dans ce modèle. Rupture et formation de la même liaison absorbent toutes deux forcément de l’énergie. Le bilan énergétique d’une réaction entière se déduit du seul nombre de liaisons formées.

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Réponse attendue : A, B, C

A — Vrai. Oui. Séparer deux atomes liés nécessite de fournir l’énergie de liaison, dans le modèle considéré.
B — Vrai. Oui. Une étape de rupture peut absorber alors qu’une formation libère ; le signe dépend de ce que l’on considère.
C — Vrai. Oui. La formation inverse de la rupture d’une liaison stable rend l’énergie correspondante au milieu environnant.
D — Faux. Non. Les deux étapes sont inverses : si la rupture absorbe de l’énergie, la formation de la même liaison en libère.
E — Faux. Non. Il faut tenir compte des liaisons rompues et des liaisons formées ; on ne connaît pas ici toute la transformation.

Méthode à retenir. Isoler d’abord l’étape rupture ou formation ; pour une réaction complète, comparer toutes les ruptures et formations utiles.

Question 13

Ion ou molécule ?

Une fiche juxtapose les écritures Na⁺, Cl⁻, H₂O, CO₂ et NaCl(s). Quelles classifications sont exactes ?

Cl⁻ est un anion monoatomique. NaCl(s) est un ion unique portant la charge +e. L’indice 2 de CO₂ indique deux ions oxyde O²⁻ libres dans la molécule. Na⁺ est un cation monoatomique. H₂O et CO₂ désignent des molécules.

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Réponse attendue : A, D, E

A — Vrai. Oui. Un seul atome de chlore porte ici une charge totale −e. Le mot monoatomique précise qu’il ne réunit pas plusieurs atomes dans une même entité.
B — Faux. Non. Le chlorure de sodium solide est un assemblage ionique globalement neutre, de proportion 1:1 en Na⁺ et Cl⁻.
C — Faux. Non. CO₂ est une molécule covalente avec deux atomes O ; l’indice ne signale pas des ions oxyde indépendants.
D — Vrai. Oui. Il s’agit d’un ion d’un seul atome ayant une charge positive +e. Le signe plus indique un déficit d’un électron relativement à l’atome Na neutre.
E — Vrai. Oui. Chaque formule correspond à une entité neutre composée d’atomes liés, dans le modèle usuel.

Méthode à retenir. Séparer symbole d’ion avec charge, formule moléculaire neutre et formule statistique d’un solide ionique.

Question 14

La charge d’un cristal ionique

On compte, dans une portion d’un cristal de MgCl₂, 100 ions Mg²⁺ et 200 ions Cl⁻. Quelle vérification des charges est valide ?

La charge des anions vaut −200e. Le cristal porte +100e parce qu’il y a 100 ions Mg²⁺. La portion décrite est électriquement neutre. MgCl₂ désigne exactement 100 molécules identiques. La charge des cations vaut +200e.

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Réponse attendue : A, C, E

A — Vrai. Oui. Chacun des 200 ions chlorure porte une charge élémentaire négative ; leur contribution totale est 200 × (−e) = −200e.
B — Faux. Non. Il faut multiplier la charge de chaque Mg²⁺ et inclure les 200 chlorures : la charge totale vaut zéro.
C — Vrai. Oui. La somme vaut +200e − 200e = 0, ce qui est cohérent avec MgCl₂.
D — Faux. Non. MgCl₂ donne une proportion d’ions dans un réseau ; les 100 cations et 200 anions de l’exemple ne sont pas 100 molécules séparées.
E — Vrai. Oui. Chacun des 100 ions magnésium porte deux charges élémentaires positives ; leur contribution totale est 100 × (+2e) = +200e.

Méthode à retenir. Calculer séparément les deux contributions en unités de e, puis les additionner ; ne pas attribuer de molécules isolées à un cristal ionique.

Question 15

Les ions avant et après dissolution

Un élève dissout du fluorure de calcium solide CaF₂ dans l’eau et suppose qu’une partie du solide se dissout. Comment décrire les espèces de cette partie dissoute ?

Elle fournit des ions Ca²⁺ et F⁻ dans un rapport 1:2. Chaque ion fluorure prend la charge +e après dissolution. Elle fournit deux ions Ca²⁺ pour un F⁻. Un solide peut rester au fond si la solubilité est dépassée. La solution issue de la dissolution reste globalement électriquement neutre.

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Réponse attendue : A, D, E

A — Vrai. Oui. La formule CaF₂ impose un cation calcium pour deux anions fluorure, de sorte que les charges +2e et 2 × (−e) se compensent.
B — Faux. Non. F⁻ garde la charge −e ; la dissolution sépare les ions et ne change pas arbitrairement leur signe.
C — Faux. Non. Ce rapport donnerait +4e − e = +3e et contredit la formule CaF₂.
D — Vrai. Oui. L’énoncé dit seulement qu’une partie se dissout ; l’existence d’un résidu est compatible avec une limite de solubilité.
E — Vrai. Oui. Les ions présents en proportions compatibles compensent leurs charges à l’échelle macroscopique. Pour chaque Ca²⁺ dissous, deux F⁻ dissous compensent sa charge +2e.

Méthode à retenir. Écrire les ions et leur proportion depuis la formule du solide, puis contrôler la neutralité ; ne pas inventer une dissolution totale.

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