Nature des liaisons et règle de l'octet

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Facile15 exercices

Exercice 1covalente ou ionique ?

Indique si la liaison est plutôt covalente ou ionique.

a)
$\ce{Cl2}$
Deux atomes identiques ou deux non-métaux $\Rightarrow$ covalente ; un métal $+$ un non-métal $\Rightarrow$ ionique.
$\ce{Cl2}$ : covalente (deux atomes identiques, aucun n'est plus avide d'électrons).
b)
$\ce{KCl}$
$\ce{KCl}$ : ionique ( $\ce{K}$ métal $+$ $\ce{Cl}$ non-métal, fort écart).
c)
$\ce{O2}$
$\ce{O2}$ : covalente (deux atomes identiques).
d)
$\ce{MgO}$
$\ce{MgO}$ : ionique ( $\ce{Mg}$ métal $+$ $\ce{O}$ non-métal).
e)
$\ce{HCl}$
$\ce{HCl}$ : covalente (deux non-métaux ; liaison polarisée mais non ionique).

Exercice 2électrons de valence d'un atome

Donne le nombre d'électrons de valence de chaque atome (utilise le numéro de colonne).

a)
$\ce{N}$
Le nombre d'électrons de valence est le numéro de colonne de l'atome.
$\ce{N}$ : $\mathbf{5}$ .
b)
$\ce{O}$
$\ce{O}$ : $\mathbf{6}$ .
c)
$\ce{C}$
$\ce{C}$ : $\mathbf{4}$ .
d)
$\ce{Cl}$
$\ce{Cl}$ : $\mathbf{7}$ .
e)
$\ce{H}$
$\ce{H}$ : $\mathbf{1}$ .

Exercice 3octet ou duet ?

Chaque atome cherche à respecter soit l'octet, soit le duet. Précise lequel.

a)
$\ce{H}$
Seuls $\ce{H}$ et $\ce{He}$ visent le duet ( $2$ e $^-$ ) ; tous les autres visent l'octet ( $8$ e $^-$ ).
$\ce{H}$ : duet.
b)
$\ce{C}$
$\ce{C}$ : octet.
c)
$\ce{O}$
$\ce{O}$ : octet.
d)
$\ce{He}$
$\ce{He}$ : duet.
e)
$\ce{F}$
$\ce{F}$ : octet.

Exercice 4l'octet est-il respecté ?

Pour chaque atome central décrit, compte le nombre total d'électrons qui l'entourent, puis dis s'il respecte l'octet (ou le duet).

a)
$\ce{N}$ dans $\ce{NH3}$ : $3$ liaisons et $1$ doublet non liant.
On compte $2$ e $^-$ par liaison et $2$ e $^-$ par doublet non liant.
$\ce{N}$ : $3\times 2 + 2 = 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.
b)
$\ce{C}$ dans $\ce{CH4}$ : $4$ liaisons, aucun doublet non liant.
$\ce{C}$ : $4\times 2 = 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.
c)
$\ce{O}$ dans $\ce{H2O}$ : $2$ liaisons et $2$ doublets non liants.
$\ce{O}$ : $2\times 2 + 2\times 2 = 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.
d)
$\ce{H}$ dans $\ce{HCl}$ : $1$ liaison.
$\ce{H}$ : $1\times 2 = 2$ e $^-$ $\Rightarrow$ duet respecté.

Exercice 5doublets liants et non liants

Voici la structure de Lewis de l'ammoniac $\ce{NH3}$ .

a)
Combien de doublets liants entourent l'azote ?
On lit directement la structure de Lewis.
$\mathbf{3}$ doublets liants (les trois liaisons $\ce{N-H}$ ).
b)
Combien de doublets non liants porte-t-il ?
$\mathbf{1}$ doublet non liant (le lobe violet sur l'azote).
c)
L'azote respecte-t-il l'octet ?
Oui : $3\times 2 + 2 = 8$ e $^-$ autour de $\ce{N}$ , l'octet est respecté.

Exercice 6le bon type de liaison

Pour chaque description, nomme le type de liaison : covalente, ionique ou covalente de coordination (dative).

a)
Mise en commun d'un doublet, chaque atome fournissant un électron.
On reconnaît chaque type à la façon dont les électrons sont mis en jeu.
Covalente (chaque atome apporte un électron du doublet partagé).
b)
Transfert total d'un électron d'un atome vers un autre, puis attraction des ions.
Ionique (transfert total, puis attraction électrostatique des ions).
c)
Partage d'un doublet dont les deux électrons proviennent d'un seul atome.
Covalente de coordination (dative : le doublet vient d'un seul atome).

Exercice 7électrons de valence : métal ou non-métal ?

Donne le nombre d'électrons de valence (numéro de colonne) de chaque atome, et précise s'il s'agit d'un métal ou d'un non-métal.

a)
$\ce{Na}$
Le nombre d'électrons de valence est le numéro de colonne ; les métaux sont à gauche du tableau.
$\ce{Na}$ : $\mathbf{1}$ électron de valence, métal.
b)
$\ce{Mg}$
$\ce{Mg}$ : $\mathbf{2}$ , métal.
c)
$\ce{Al}$
$\ce{Al}$ : $\mathbf{3}$ , métal.
d)
$\ce{P}$
$\ce{P}$ : $\mathbf{5}$ , non-métal.
e)
$\ce{S}$
$\ce{S}$ : $\mathbf{6}$ , non-métal.

Exercice 8cation ou anion ?

Dans chacun de ces composés ioniques, indique quel atome devient un cation et lequel devient un anion, en précisant leur charge.

a)
$\ce{NaCl}$
Le métal (peu électronégatif) cède ses électrons et devient un cation ; le non-métal les capte et devient un anion.
$\ce{NaCl}$ : $\ce{Na -> Na+}$ (cation) et $\ce{Cl -> Cl-}$ (anion).
b)
$\ce{MgO}$
$\ce{MgO}$ : $\ce{Mg -> Mg^2+}$ (cation) et $\ce{O -> O^2-}$ (anion).
c)
$\ce{KBr}$
$\ce{KBr}$ : $\ce{K -> K+}$ (cation) et $\ce{Br -> Br-}$ (anion).
d)
$\ce{CaF2}$
$\ce{CaF2}$ : $\ce{Ca -> Ca^2+}$ (cation) et deux $\ce{F -> F-}$ (anions).

Exercice 9quel gaz rare l'atome vise-t-il ?

En formant ses liaisons, chaque atome cherche à imiter la configuration du gaz rare le plus proche. Indique lequel : $\ce{He}$ , $\ce{Ne}$ ou $\ce{Ar}$ .

a)
$\ce{H}$
Chaque atome complète sa couche externe pour ressembler au gaz rare voisin.
$\ce{H}$ $\to$ $\ce{He}$ (duet).
b)
$\ce{C}$
$\ce{C}$ $\to$ $\ce{Ne}$ .
c)
$\ce{O}$
$\ce{O}$ $\to$ $\ce{Ne}$ .
d)
$\ce{Na}$
$\ce{Na}$ $\to$ $\ce{Ne}$ (en cédant son électron).
e)
$\ce{Cl}$
$\ce{Cl}$ $\to$ $\ce{Ar}$ .

Exercice 10liaison simple, double ou triple ?

Dans chaque molécule, les deux atomes mettent en commun un, deux ou trois doublets. Précise s'il s'agit d'une liaison simple, double ou triple.

a)
$\ce{Cl2}$
Le nombre de doublets partagés donne l'ordre de la liaison.
$\ce{Cl2}$ : liaison simple ( $1$ doublet partagé).
b)
$\ce{O2}$
$\ce{O2}$ : liaison double ( $2$ doublets).
c)
$\ce{N2}$
$\ce{N2}$ : liaison triple ( $3$ doublets).
d)
$\ce{HCl}$
$\ce{HCl}$ : liaison simple ( $1$ doublet).

Exercice 11nombre total d'électrons de valence

Ces molécules sont neutres. Donne le nombre total d'électrons de valence (somme des numéros de colonne).

a)
$\ce{H2O}$
On additionne les numéros de colonne ( $\ce{H}$ =1, $\ce{C}$ =4, $\ce{N}$ =5, $\ce{O}$ =6, $\ce{F}$ =7).
$\ce{H2O}$ : $6 + 2\times 1 = \mathbf{8}$ .
b)
$\ce{NH3}$
$\ce{NH3}$ : $5 + 3\times 1 = \mathbf{8}$ .
c)
$\ce{CH4}$
$\ce{CH4}$ : $4 + 4\times 1 = \mathbf{8}$ .
d)
$\ce{HF}$
$\ce{HF}$ : $7 + 1 = \mathbf{8}$ .

Exercice 12compter les électrons autour de l'atome central

Pour chaque atome central décrit, compte le nombre total d'électrons qui l'entourent (chaque liaison, simple, double ou triple, apporte $2$ e $^-$ par doublet partagé), puis dis s'il respecte l'octet (ou le duet).

a)
$\ce{F}$ dans $\ce{HF}$ : $1$ liaison simple et $3$ doublets non liants.
On compte $2$ e $^-$ par doublet partagé et $2$ e $^-$ par doublet non liant.
$\ce{F}$ : $1\times 2 + 3\times 2 = 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.
b)
$\ce{N}$ dans $\ce{N2}$ : $1$ liaison triple et $1$ doublet non liant.
$\ce{N}$ : $3\times 2 + 2 = 8$ e $^-$ (la triple liaison vaut $3$ doublets) $\Rightarrow$ octet respecté.
c)
$\ce{C}$ dans $\ce{CO2}$ : $2$ liaisons doubles, aucun doublet non liant.
$\ce{C}$ : $2\times(2\times 2) = 8$ e $^-$ (deux liaisons doubles) $\Rightarrow$ octet respecté.
d)
$\ce{P}$ dans $\ce{PH3}$ : $3$ liaisons simples et $1$ doublet non liant.
$\ce{P}$ : $3\times 2 + 2 = 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.

Exercice 13lire une structure de Lewis

Voici la structure de Lewis de l'eau $\ce{H2O}$ (les points violets sont les doublets non liants de l'oxygène).

a)
Combien de doublets liants entourent l'oxygène ?
On lit directement la figure.
$\mathbf{2}$ doublets liants (les deux liaisons $\ce{O-H}$ ).
b)
Combien de doublets non liants porte-t-il ?
$\mathbf{2}$ doublets non liants (les deux paires violettes).
c)
L'oxygène respecte-t-il l'octet ?
Oui : $2\times 2 + 2\times 2 = 8$ e $^-$ autour de $\ce{O}$ , l'octet est respecté.

Exercice 14donneur ou accepteur ?

Pour former une liaison dative, il faut un donneur (qui possède un doublet non liant) et un accepteur (qui possède une case vide). Pour chaque espèce, dis quel rôle elle peut jouer.

a)
Le proton $\ce{H+}$ (aucun électron).
Le donneur possède un doublet non liant ; l'accepteur possède une case vide.
$\ce{H+}$ : accepteur (aucun électron, une case vide).
b)
L'azote de $\ce{NH3}$ (un doublet non liant).
$\ce{N}$ de $\ce{NH3}$ : donneur (il partage son doublet non liant).
c)
L'oxygène de $\ce{H2O}$ (deux doublets non liants).
$\ce{O}$ de $\ce{H2O}$ : donneur (il partage un de ses deux doublets libres).
d)
Le bore de $\ce{BF3}$ (seulement $6$ e $^-$ autour de lui, une case vide).
$\ce{B}$ de $\ce{BF3}$ : accepteur (octet incomplet, une case vide).

Exercice 15combien de doublets non liants ?

Dans chaque molécule, donne le nombre de doublets non liants portés par l'atome central.

a)
$\ce{O}$ dans $\ce{H2O}$
On retranche les doublets liants du total ; le reste est non liant.
$\ce{O}$ dans $\ce{H2O}$ : $\mathbf{2}$ doublets non liants.
b)
$\ce{N}$ dans $\ce{NH3}$
$\ce{N}$ dans $\ce{NH3}$ : $\mathbf{1}$ doublet non liant.
c)
$\ce{C}$ dans $\ce{CH4}$
$\ce{C}$ dans $\ce{CH4}$ : $\mathbf{0}$ doublet non liant.
d)
$\ce{F}$ dans $\ce{HF}$
$\ce{F}$ dans $\ce{HF}$ : $\mathbf{3}$ doublets non liants.

Moyen15 exercices

Exercice 1repérer la liaison dative

Ces deux ions se forment par capture d'un proton $\ce{H+}$ . Pour chacun, indique quelle liaison est dative, quel atome est le donneur et lequel est l'accepteur.

a)
$\ce{NH4+}$ (formé à partir de $\ce{NH3}$ $+$ $\ce{H+}$ ).
Le proton $\ce{H+}$ n'a aucun électron (case vide) : c'est toujours l'accepteur. L'atome qui possède un doublet non liant est le donneur.
$\ce{NH4+}$ : une des quatre liaisons $\ce{N-H}$ est dative. Donneur $=$ azote (il apporte son doublet non liant) ; accepteur $=$ $\ce{H+}$ . Les quatre liaisons deviennent ensuite identiques.
b)
$\ce{H3O+}$ (formé à partir de $\ce{H2O}$ $+$ $\ce{H+}$ ).
$\ce{H3O+}$ : une des trois liaisons $\ce{O-H}$ est dative. Donneur $=$ oxygène (un de ses doublets libres) ; accepteur $=$ $\ce{H+}$ .

Exercice 2nombre total d'électrons de valence

Calcule le nombre total d'électrons de valence de chaque édifice (attention à la charge).

a)
$\ce{CO2}$
On additionne les électrons de valence de tous les atomes, puis on retranche la charge $q$ (on ajoute $|q|$ pour un anion, on retranche $q$ pour un cation).
$\ce{CO2}$ : $4 + 2\times 6 = \mathbf{16}$ .
b)
$\ce{NH4+}$
$\ce{NH4+}$ : $5 + 4\times 1 - 1 = \mathbf{8}$ (cation : $-1$ ).
c)
$\ce{SO4^2-}$
$\ce{SO4^2-}$ : $6 + 4\times 6 + 2 = \mathbf{32}$ (anion : $+2$ ).
d)
$\ce{CH4}$
$\ce{CH4}$ : $4 + 4\times 1 = \mathbf{8}$ .

Exercice 3octet, lacune ou octet étendu ?

Pour l'atome central souligné, dis s'il respecte l'octet, présente une lacune (sous-octet) ou un octet étendu.

a)
$\ce{C}$ dans $\ce{CH4}$
On compte les électrons autour de l'atome central ( $2$ par liaison).
$\ce{C}$ dans $\ce{CH4}$ : $4$ liaisons $= 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet.
b)
$\ce{B}$ dans $\ce{BF3}$
$\ce{B}$ dans $\ce{BF3}$ : $3$ liaisons $= 6$ e $^-$ $\Rightarrow$ lacune (sous-octet).
c)
$\ce{S}$ dans $\ce{SF6}$
$\ce{S}$ dans $\ce{SF6}$ : $6$ liaisons $= 12$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet étendu.
d)
$\ce{P}$ dans $\ce{PCl5}$
$\ce{P}$ dans $\ce{PCl5}$ : $5$ liaisons $= 10$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet étendu.
e)
$\ce{Be}$ dans $\ce{BeCl2}$
$\ce{Be}$ dans $\ce{BeCl2}$ : $2$ liaisons $= 4$ e $^-$ $\Rightarrow$ lacune.

Exercice 4qui peut dépasser l'octet ?

Parmi ces atomes centraux, lesquels peuvent dépasser l'octet ? Justifie par leur période dans le tableau périodique.

a)
$\ce{N}$
Seuls les éléments de la 3^e période et au-delà (orbitales $d$ accessibles) peuvent dépasser l'octet.
$\ce{N}$ : non ( $2^{\text{e}}$ période, strictement $8$ e $^-$ ).
b)
$\ce{S}$
$\ce{S}$ : oui ( $3^{\text{e}}$ période).
c)
$\ce{O}$
$\ce{O}$ : non ( $2^{\text{e}}$ période).
d)
$\ce{Cl}$
$\ce{Cl}$ : oui ( $3^{\text{e}}$ période).
e)
$\ce{C}$
$\ce{C}$ : non ( $2^{\text{e}}$ période).

Exercice 5électronégativité et caractère ionique

On donne les électronégativités : $\ce{H}$ $2{,}2$ ; $\ce{Cl}$ $3{,}2$ ; $\ce{Na}$ $0{,}9$ ; $\ce{F}$ $4{,}0$ . Classe les liaisons suivantes de la moins polaire à la plus polaire (caractère ionique croissant).

\ce{Cl2}\;,\quad \ce{HCl}\;,\quad \ce{NaCl}\;,\quad \ce{NaF}.

Le caractère ionique croît avec la différence d'électronégativité $\Delta\chi$ .

\ce{Cl2} : \Delta\chi = 0 \;<\; \ce{HCl} : |3{,}2-2{,}2| = 1{,}0 \;<\; \ce{NaCl} : |3{,}2-0{,}9| = 2{,}3 \;<\; \ce{NaF} : |4{,}0-0{,}9| = 3{,}1.

Classement final : $\ce{Cl2} < \ce{HCl} < \ce{NaCl} < \ce{NaF}$ . La liaison $\ce{Cl2}$ est purement covalente ( $\Delta\chi = 0$ ), $\ce{NaF}$ est la plus ionique.

Exercice 6nombre total d'électrons de valence d'un ion

Calcule le nombre total d'électrons de valence de chaque ion (tiens compte de la charge : on ajoute $|q|$ pour un anion, on retranche $q$ pour un cation). On donne $\ce{H}$ =1, $\ce{C}$ =4, $\ce{N}$ =5, $\ce{O}$ =6, $\ce{S}$ =6, $\ce{P}$ =5, $\ce{Cl}$ =7.

a)
$\ce{NO3-}$
On somme les électrons de valence de tous les atomes, puis on corrige la charge.
$\ce{NO3-}$ : $5 + 3\times 6 + 1 = \mathbf{24}$ (anion : $+1$ ).
b)
$\ce{CO3^2-}$
$\ce{CO3^2-}$ : $4 + 3\times 6 + 2 = \mathbf{24}$ (anion : $+2$ ).
c)
$\ce{PO4^3-}$
$\ce{PO4^3-}$ : $5 + 4\times 6 + 3 = \mathbf{32}$ (anion : $+3$ ).
d)
$\ce{ClO4-}$
$\ce{ClO4-}$ : $7 + 4\times 6 + 1 = \mathbf{32}$ (anion : $+1$ ).
e)
$\ce{H2SO4}$
$\ce{H2SO4}$ : $2\times 1 + 6 + 4\times 6 = \mathbf{32}$ (édifice neutre).

Exercice 7octet, lacune ou octet étendu ?

Pour l'atome central indiqué, compte les électrons qui l'entourent (liaisons et doublets non liants) et conclus : octet, lacune (sous-octet) ou octet étendu.

a)
$\ce{Al}$ dans $\ce{AlCl3}$ ( $3$ liaisons, $0$ doublet non liant).
On compte $2$ e $^-$ par liaison et $2$ e $^-$ par doublet non liant.
$\ce{Al}$ : $3\times 2 = 6$ e $^-$ $\Rightarrow$ lacune (sous-octet).
b)
$\ce{Xe}$ dans $\ce{XeF4}$ ( $4$ liaisons, $2$ doublets non liants).
$\ce{Xe}$ : $4\times 2 + 2\times 2 = 12$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet étendu.
c)
$\ce{P}$ dans $\ce{PCl3}$ ( $3$ liaisons, $1$ doublet non liant).
$\ce{P}$ : $3\times 2 + 2 = 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet (le doublet libre suffit).
d)
$\ce{Cl}$ dans $\ce{ClF3}$ ( $3$ liaisons, $2$ doublets non liants).
$\ce{Cl}$ : $3\times 2 + 2\times 2 = 10$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet étendu.
e)
$\ce{C}$ dans $\ce{CO2}$ ( $2$ liaisons doubles, $0$ doublet non liant).
$\ce{C}$ : $2\times(2\times 2) = 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet.

Exercice 8polarité et sens du dipôle

On donne les électronégativités : $\ce{H}$ $2{,}2$ ; $\ce{C}$ $2{,}5$ ; $\ce{O}$ $3{,}4$ ; $\ce{Cl}$ $3{,}2$ ; $\ce{F}$ $4{,}0$ . Pour chaque liaison, dis si elle est polaire ou non polaire et, si elle l'est, quel atome porte la charge partielle négative $\delta^-$ .

a)
$\ce{H-Cl}$
La liaison est polaire dès que $\Delta\chi \neq 0$ ; le $\delta^-$ se porte sur l'atome le plus électronégatif.
$\ce{H-Cl}$ : polaire, $\delta^-$ sur $\ce{Cl}$ ( $\Delta\chi = 1{,}0$ ).
b)
$\ce{H-F}$
$\ce{H-F}$ : polaire, $\delta^-$ sur $\ce{F}$ ( $\Delta\chi = 1{,}8$ ).
c)
la liaison $\ce{C-O}$
$\ce{C-O}$ : polaire, $\delta^-$ sur $\ce{O}$ ( $\Delta\chi = 0{,}9$ ).
d)
la liaison $\ce{C-H}$
$\ce{C-H}$ : faiblement polaire, $\delta^-$ sur $\ce{C}$ ( $\Delta\chi = 0{,}3$ ).
e)
$\ce{Cl-Cl}$
$\ce{Cl-Cl}$ : non polaire ( $\Delta\chi = 0$ , aucune charge partielle).

Exercice 9compléter l'octet avec l'hydrogène

Un non-métal forme le nombre de liaisons covalentes simples qui complète son octet (règle « $8-N$ », où $N$ est le nombre d'électrons de valence). Donne ce nombre de liaisons, puis la formule de l'hydrure correspondant (composé avec $\ce{H}$ ).

a)
$\ce{N}$ ( $N=5$ )
Nombre de liaisons $= 8 - N$ ; on ajoute autant d'atomes $\ce{H}$ .
$\ce{N}$ : $8-5 = 3$ liaisons $\Rightarrow$ $\ce{NH3}$ .
b)
$\ce{O}$ ( $N=6$ )
$\ce{O}$ : $8-6 = 2$ liaisons $\Rightarrow$ $\ce{H2O}$ .
c)
$\ce{C}$ ( $N=4$ )
$\ce{C}$ : $8-4 = 4$ liaisons $\Rightarrow$ $\ce{CH4}$ .
d)
$\ce{S}$ ( $N=6$ )
$\ce{S}$ : $8-6 = 2$ liaisons $\Rightarrow$ $\ce{H2S}$ .
e)
$\ce{Cl}$ ( $N=7$ )
$\ce{Cl}$ : $8-7 = 1$ liaison $\Rightarrow$ $\ce{HCl}$ .

Exercice 10liaisons datives moins classiques

Chaque édifice ci-dessous se forme par création d'une liaison dative. Indique l'atome donneur, l'atome accepteur, et ce qui rend l'accepteur capable de recevoir le doublet.

a)
L'adduit $\ce{H3N}\rightarrow\ce{BF3}$ (à partir de $\ce{NH3}$ et $\ce{BF3}$ ).
Le donneur apporte un doublet non liant ; l'accepteur offre une case vide (souvent un atome à lacune électronique).
$\ce{H3N}\rightarrow\ce{BF3}$ : donneur $=$ azote (doublet non liant) ; accepteur $=$ bore (il n'avait que $6$ e $^-$ , une case vide $\Rightarrow$ il atteint l'octet).
b)
L'ion $\ce{AlCl4-}$ (à partir de $\ce{AlCl3}$ et $\ce{Cl-}$ ).
$\ce{AlCl4-}$ : donneur $=$ ion $\ce{Cl-}$ (un de ses doublets libres) ; accepteur $=$ aluminium (lacune, $6$ e $^-$ $\to$ $8$ ).
c)
L'ion $\ce{H3O+}$ (à partir de $\ce{H2O}$ et $\ce{H+}$ ).
$\ce{H3O+}$ : donneur $=$ oxygène (un doublet libre) ; accepteur $=$ $\ce{H+}$ (case vide, aucun électron).

Exercice 11covalente pure, covalente polaire ou ionique ?

On classe une liaison d'après la différence d'électronégativité $\Delta\chi$ : covalente non polaire si $\Delta\chi < 0{,}4$ ; covalente polaire si $0{,}4 \le \Delta\chi < 1{,}7$ ; ionique si $\Delta\chi \ge 1{,}7$ . On donne $\ce{H}$ $2{,}2$ ; $\ce{Br}$ $3{,}0$ ; $\ce{O}$ $3{,}4$ ; $\ce{Cl}$ $3{,}2$ ; $\ce{F}$ $4{,}0$ ; $\ce{K}$ $0{,}8$ ; $\ce{Cs}$ $0{,}8$ . Qualifie chaque liaison.

a)
$\ce{F2}$
On calcule $\Delta\chi$ et on applique les seuils.
$\ce{F2}$ : $\Delta\chi = 0 < 0{,}4$ $\Rightarrow$ covalente non polaire.
b)
$\ce{H-Br}$
$\ce{H-Br}$ : $|3{,}0-2{,}2| = 0{,}8$ $\Rightarrow$ covalente polaire.
c)
$\ce{KCl}$
$\ce{KCl}$ : $|3{,}2-0{,}8| = 2{,}4 \ge 1{,}7$ $\Rightarrow$ ionique.
d)
la liaison $\ce{O-H}$ (dans $\ce{H2O}$ )
$\ce{O-H}$ : $|3{,}4-2{,}2| = 1{,}2$ $\Rightarrow$ covalente polaire.
e)
$\ce{CsF}$
$\ce{CsF}$ : $|4{,}0-0{,}8| = 3{,}2$ $\Rightarrow$ ionique.

Exercice 12lacune électronique et acidité de Lewis

Ces trois atomes centraux présentent une lacune électronique. Pour chacun :

a)
compte les électrons autour de l'atome central ;
Le nombre d'électrons manquants vaut $8$ moins le décompte ; chaque liaison dative apporte $2$ e $^-$ .
$\ce{B}$ dans $\ce{BH3}$ : $6$ e $^-$ ; il en manque $2$ $\Rightarrow$ il peut accepter $\mathbf{1}$ liaison dative (ex. $\ce{BH4-}$ ).
b)
donne le nombre d'électrons qui lui manquent pour atteindre l'octet ;
$\ce{Be}$ dans $\ce{BeCl2}$ : $4$ e $^-$ ; il en manque $4$ $\Rightarrow$ il peut accepter $\mathbf{2}$ liaisons datives (ex. $\ce{BeCl4^2-}$ ).
c)
déduis-en combien de liaisons datives supplémentaires il peut accepter.
Applique à :
1. $\ce{B}$ dans $\ce{BH3}$
2. $\ce{Be}$ dans $\ce{BeCl2}$
3. $\ce{Al}$ dans $\ce{AlCl3}$
$\ce{Al}$ dans $\ce{AlCl3}$ : $6$ e $^-$ ; il en manque $2$ $\Rightarrow$ il peut accepter $\mathbf{1}$ liaison dative (ex. $\ce{AlCl4-}$ ).

Exercice 13molécule covalente ou solide ionique ?

D'après la nature de leurs atomes (métal $+$ non-métal $\Rightarrow$ ionique ; non-métaux entre eux $\Rightarrow$ covalent), dis si chaque corps est plutôt une molécule covalente (ou un solide covalent) ou un solide ionique.

a)
$\ce{CO2}$
Métal $+$ non-métal $\Rightarrow$ ionique ; non-métaux entre eux $\Rightarrow$ covalent.
$\ce{CO2}$ : molécule covalente ( $\ce{C}$ et $\ce{O}$ , deux non-métaux).
b)
$\ce{CaCl2}$
$\ce{CaCl2}$ : solide ionique ( $\ce{Ca}$ métal $+$ $\ce{Cl}$ non-métal).
c)
$\ce{NH3}$
$\ce{NH3}$ : molécule covalente ( $\ce{N}$ et $\ce{H}$ ).
d)
$\ce{K2O}$
$\ce{K2O}$ : solide ionique ( $\ce{K}$ métal $+$ $\ce{O}$ ).
e)
$\ce{SiO2}$
$\ce{SiO2}$ : solide covalent ( $\ce{Si}$ et $\ce{O}$ , deux non-métaux : piège, ce n'est pas ionique).
f)
$\ce{MgF2}$
$\ce{MgF2}$ : solide ionique ( $\ce{Mg}$ métal $+$ $\ce{F}$ ).

Exercice 14analyser une structure de Lewis

Voici la structure de Lewis du dioxyde de carbone $\ce{CO2}$ (les points violets sont les doublets non liants).

a)
Quelle est la nature (simple, double ou triple) de chaque liaison $\ce{C-O}$ ?
On lit la figure et on décompte autour de chaque atome.
Chaque liaison $\ce{C-O}$ est une liaison double ( $\ce{O=C=O}$ ).
b)
Combien d'électrons entourent l'atome de carbone ? Respecte-t-il l'octet ?
Carbone : $2\times(2\times 2) = 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.
c)
Combien de doublets non liants porte chaque atome d'oxygène ?
Chaque oxygène porte $\mathbf{2}$ doublets non liants.
d)
Chaque oxygène respecte-t-il l'octet ?
Oxygène : $4$ e $^-$ (double liaison) $+ 2\times 2 = 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.

Exercice 15l'effet d'un proton sur le décompte

Le proton $\ce{H+}$ n'apporte aucun électron ; il possède seulement une case vide. On veut le vérifier sur deux couples.

a)
Calcule le nombre total d'électrons de valence de $\ce{NH3}$ , puis de $\ce{NH4+}$ . Que constates-tu ?
Comme $\ce{H+}$ n'apporte aucun électron, le total est inchangé : la liaison dative réutilise un doublet non liant déjà présent.
$\ce{NH3}$ : $5 + 3 = 8$ e $^-$ ; $\ce{NH4+}$ : $5 + 4\times 1 - 1 = 8$ e $^-$ . Total identique ( $8$ ).
b)
Calcule le nombre total d'électrons de valence de $\ce{H2O}$ , puis de $\ce{H3O+}$ . Même question.
$\ce{H2O}$ : $6 + 2 = 8$ e $^-$ ; $\ce{H3O+}$ : $6 + 3\times 1 - 1 = 8$ e $^-$ . Total identique ( $8$ ).

Difficile15 exercices

Exercice 1qui n'obéit pas à l'octet ?

Parmi les édifices $\ce{SiF4}$ , $\ce{BF3}$ , $\ce{IF5}$ et $\ce{C2H4}$ , indique ceux qui ne respectent pas la règle de l'octet. Pour chacun, précise s'il s'agit d'une lacune électronique ou d'un octet étendu. (On rappelle : $\ce{Si}$ et $\ce{I}$ peuvent former plus de $4$ liaisons.)

On compte les électrons autour de l'atome central.

$\ce{SiF4}$ : $\ce{Si}$ forme $4$ liaisons $= 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.
$\ce{BF3}$ : $\ce{B}$ forme $3$ liaisons $= 6$ e $^-$ $\Rightarrow$ lacune électronique.
$\ce{IF5}$ : $\ce{I}$ forme $5$ liaisons $+ 1$ doublet libre $= 12$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet étendu ( $\ce{I}$ , $5^{\text{e}}$ période).
$\ce{C2H4}$ : chaque $\ce{C}$ a $8$ e $^-$ (dont la double liaison $\ce{C=C}$ ) $\Rightarrow$ octet respecté.

Ne respectent pas l'octet : $\ce{BF3}$ (lacune) et $\ce{IF5}$ (octet étendu).

Exercice 2compter les électrons de valence d'un sel

Le corps humain régule finement ses ions. On s'intéresse à deux édifices.

a)
Le nitrite d'hydrogène $\ce{HNO2}$ : donne son nombre total d'électrons de valence.
On additionne les électrons de valence de tous les atomes ( $\ce{H}=1,\ \ce{N}=5,\ \ce{O}=6,\ \ce{S}=6$ ) ; les deux édifices sont globalement neutres ( $q=0$ ).
$\ce{HNO2}$ : $1 + 5 + 2\times 6 = \mathbf{18}$ e $^-$ .
b)
Le sulfite d'ammonium $\ce{(NH4)2SO3}$ : donne son nombre total d'électrons de valence.
$\ce{(NH4)2SO3}$ : $2\times\underbrace{(5 + 4\times 1)}_{\ce{NH4}} + \underbrace{6 + 3\times 6}_{\ce{SO3}} = 2\times 9 + 24 = \mathbf{42}$ e $^-$ .

Exercice 3deux ions, deux liaisons datives

On forme l'ion hydronium $\ce{H3O+}$ et l'ion ammonium $\ce{NH4+}$ .

a)
Écris l'équation de formation de chacun à partir d'une molécule neutre et d'un proton $\ce{H+}$ .
$\ce{H2O + H+ -> H3O+}$ et $\ce{NH3 + H+ -> NH4+}$ .
b)
Dans chaque cas, quel atome est le donneur, et pourquoi peut-il l'être ?
Le donneur est l'oxygène (dans $\ce{H3O+}$ ) et l'azote (dans $\ce{NH4+}$ ) : chacun possède un doublet non liant qu'il partage avec le proton $\ce{H+}$ , lequel a une case vide (accepteur).
c)
Combien de doublets non liants reste-t-il sur l'atome central après formation de l'ion ?
$\ce{H3O+}$ : l'oxygène avait $2$ doublets libres, il en cède un $\Rightarrow$ il en reste $\mathbf{1}$ . $\ce{NH4+}$ : l'azote avait $1$ doublet libre, il le cède $\Rightarrow$ il en reste $\mathbf{0}$ .

Exercice 4classer par caractère ionique

On donne les électronégativités : $\ce{Na}$ $0{,}9$ ; $\ce{C}$ $2{,}5$ ; $\ce{Br}$ $3{,}0$ ; $\ce{Cl}$ $3{,}2$ ; $\ce{O}$ $3{,}4$ ; $\ce{F}$ $4{,}0$ . Classe les composés $\ce{Cl2}$ , $\ce{CO}$ , $\ce{NaBr}$ et $\ce{NaF}$ par différence d'électronégativité croissante, puis indique lequel possède le plus fort caractère ionique.

Le caractère ionique croît avec $\Delta\chi$ :

\ce{Cl2}:\,0 \;<\; \ce{CO}:\,|3{,}4-2{,}5| = 0{,}9 \;<\; \ce{NaBr}:\,|3{,}0-0{,}9| = 2{,}1 \;<\; \ce{NaF}:\,|4{,}0-0{,}9| = 3{,}1.

Classement : $\ce{Cl2} < \ce{CO} < \ce{NaBr} < \ce{NaF}$ . Le plus fort caractère ionique est celui de $\ce{NaF}$ .

Exercice 5pourquoi

\ce{PCl5}

existe et pas

\ce{NCl5}

Le pentachlorure de phosphore $\ce{PCl5}$ et l'hexafluorure de soufre $\ce{SF6}$ existent, mais les édifices $\ce{NCl5}$ et $\ce{OF6}$ n'existent pas. Explique cette différence en t'appuyant sur la règle de l'octet et sur la position des éléments dans le tableau périodique.

$\ce{P}$ et $\ce{S}$ appartiennent à la 3^e période : ils disposent d'orbitales $d$ accessibles et peuvent donc dépasser l'octet — $\ce{P}$ accueille $10$ e $^-$ ( $5$ liaisons dans $\ce{PCl5}$ ), $\ce{S}$ accueille $12$ e $^-$ ( $6$ liaisons dans $\ce{SF6}$ ).

En revanche $\ce{N}$ et $\ce{O}$ sont en 2^e période : ils sont strictement limités à $8$ e $^-$ . $\ce{NCl5}$ exigerait $10$ e $^-$ autour de l'azote et $\ce{OF6}$ en exigerait $12$ autour de l'oxygène : ces octets étendus sont impossibles pour des éléments de la $2^{\text{e}}$ période. C'est pourquoi $\ce{N}$ ne forme au plus que $3$ (ou $4$ en portant une charge) liaisons et $\ce{O}$ au plus $2$ .

Exercice 6décompte électronique complet d'un ion

On applique la méthode du décompte à l'ion nitrite $\ce{NO2-}$ ( $\ce{N}$ =5, $\ce{O}$ =6). On note $n_{\max}$ le nombre d'électrons requis pour que tous les atomes aient leur octet, $n_v$ le nombre total d'électrons de valence, $n_\ell = n_{\max}-n_v$ le nombre d'électrons liants et $n_{n\ell}=n_v-n_\ell$ le nombre d'électrons non liants.

a)
Calcule $n_v$ (n'oublie pas la charge).
On suit la méthode dans l'ordre.
$n_v = 5 + 2\times 6 + 1 = \mathbf{18}$ (l'anion apporte $+1$ ).
b)
Calcule $n_{\max}$ .
$n_{\max} = 8\times 3 = \mathbf{24}$ ( $3$ atomes visant chacun l'octet).
c)
Déduis-en $n_\ell$ , puis le nombre de liaisons.
$n_\ell = n_{\max} - n_v = 24 - 18 = 6$ e $^-$ $\Rightarrow$ $\mathbf{3}$ liaisons (une double $\ce{N=O}$ et une simple $\ce{N-O}$ ).
d)
Déduis-en $n_{n\ell}$ , puis le nombre de doublets non liants.
$n_{n\ell} = n_v - n_\ell = 18 - 6 = 12$ e $^-$ $\Rightarrow$ $\mathbf{6}$ doublets non liants (un sur $\ce{N}$ , deux sur l'un des $\ce{O}$ , trois sur l'autre).

Exercice 7électrons de valence de molécules du vivant

Le métabolisme manipule sans cesse de petites molécules. Donne le nombre total d'électrons de valence de chacune ( $\ce{H}$ =1, $\ce{C}$ =4, $\ce{N}$ =5, $\ce{O}$ =6, $\ce{P}$ =5 ; attention aux charges).

a)
L'urée $\ce{CO(NH2)2}$ (déchet azoté ; formule brute $\ce{CH4N2O}$ ).
On additionne les électrons de valence de tous les atomes et on corrige la charge.
Urée $\ce{CH4N2O}$ : $4 + 4\times 1 + 2\times 5 + 6 = \mathbf{24}$ .
b)
L'ion hydrogénocarbonate $\ce{HCO3-}$ (tampon du sang).
$\ce{HCO3-}$ : $1 + 4 + 3\times 6 + 1 = \mathbf{24}$ (anion : $+1$ ).
c)
L'ion hydrogénophosphate $\ce{HPO4^2-}$ (tampon intracellulaire).
$\ce{HPO4^2-}$ : $1 + 5 + 4\times 6 + 2 = \mathbf{32}$ (anion : $+2$ ).

Exercice 8hypervalence : décompte autour de l'atome central

Pour chaque édifice, compte le nombre d'électrons autour de l'atome central (liaisons $+$ doublets non liants) et confirme qu'il présente un octet étendu.

a)
$\ce{XeF4}$ ( $\ce{Xe}$ : $4$ liaisons, $2$ doublets non liants).
On compte $2$ e $^-$ par liaison et $2$ e $^-$ par doublet non liant ; au-delà de $8$ , l'octet est étendu (possible car ces atomes sont d'une période $\ge 3$ , sauf $\ce{I}$ en $5^{\text{e}}$ ).
$\ce{XeF4}$ : $4\times 2 + 2\times 2 = \mathbf{12}$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet étendu.
b)
$\ce{I3-}$ (l'iode central : $2$ liaisons, $3$ doublets non liants).
$\ce{I3-}$ : $2\times 2 + 3\times 2 = \mathbf{10}$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet étendu.
c)
$\ce{SF4}$ ( $\ce{S}$ : $4$ liaisons, $1$ doublet non liant).
$\ce{SF4}$ : $4\times 2 + 2 = \mathbf{10}$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet étendu.
d)
$\ce{BrF5}$ ( $\ce{Br}$ : $5$ liaisons, $1$ doublet non liant).
$\ce{BrF5}$ : $5\times 2 + 2 = \mathbf{12}$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet étendu.

Exercice 9espèces isoélectroniques

Deux espèces sont dites isoélectroniques lorsqu'elles possèdent le même nombre total d'électrons de valence ( $\ce{C}$ =4, $\ce{N}$ =5, $\ce{O}$ =6).

a)
Calcule $n_v$ pour $\ce{CO}$ , $\ce{N2}$ , $\ce{CN-}$ et $\ce{NO+}$ .
$\ce{CO}$ : $4+6 = 10$ ; $\ce{N2}$ : $5+5 = 10$ ; $\ce{CN-}$ : $4+5+1 = 10$ ; $\ce{NO+}$ : $5+6-1 = 10$ .
b)
Que constates-tu ? Ces quatre espèces sont-elles isoélectroniques ?
Les quatre valent $\mathbf{10}$ e $^-$ de valence : elles sont bien isoélectroniques.
c)
Sachant qu'elles adoptent la même structure électronique que $\ce{N2}$ , quel est l'ordre de leur liaison (simple, double ou triple) ?
Comme $\ce{N2}$ , elles portent une liaison triple (ordre de liaison $3$ : une $\sigma$ et deux $\pi$ ), plus un doublet non liant sur chaque atome.

Exercice 10une molécule à électron célibataire

Le monoxyde d'azote $\ce{NO}$ est une molécule-messager du système cardiovasculaire (il dilate les vaisseaux). On donne $\ce{N}$ =5, $\ce{O}$ =6.

a)
Calcule le nombre total d'électrons de valence de $\ce{NO}$ . Qu'a-t-il de particulier ?
$n_v(\ce{NO}) = 5 + 6 = \mathbf{11}$ : c'est un nombre impair d'électrons.
b)
Tous les atomes peuvent-ils atteindre simultanément l'octet ? Explique.
Non : avec un nombre impair d'électrons, un électron reste célibataire. L'azote ne s'entoure alors que de $7$ e $^-$ : $\ce{NO}$ est une espèce radicalaire, exception à la règle de l'octet.
c)
Mène la même analyse pour le dioxyde d'azote $\ce{NO2}$ ( $n_v$ et conclusion).
$n_v(\ce{NO2}) = 5 + 2\times 6 = \mathbf{17}$ , également impair : $\ce{NO2}$ est lui aussi un radical et ne peut satisfaire l'octet de tous ses atomes.

Exercice 11adduits de Lewis et liaison dative

Un atome à lacune électronique peut compléter son octet en captant un doublet : il forme une liaison dative (réaction acide–base de Lewis).

a)
Dans l'adduit $\ce{H3N}\rightarrow\ce{BF3}$ , identifie le donneur et l'accepteur, et dis quel atome voyait auparavant son octet incomplet.
Donneur $=$ azote (doublet non liant de $\ce{NH3}$ ) ; accepteur $=$ bore. C'est le bore qui avait l'octet incomplet ( $6$ e $^-$ dans $\ce{BF3}$ ).
b)
Après formation de la liaison dative, combien d'électrons entourent le bore ? Son octet est-il désormais complet ?
Après la liaison dative, le bore porte $4$ liaisons, soit $4\times 2 = \mathbf{8}$ e $^-$ : son octet est désormais complet.
c)
Mêmes questions pour l'ion $\ce{BF4-}$ formé à partir de $\ce{BF3}$ et $\ce{F-}$ .
$\ce{BF4-}$ : donneur $=$ ion $\ce{F-}$ (un doublet libre), accepteur $=$ bore ; là encore le bore passe de $6$ à $\mathbf{8}$ e $^-$ ( $4$ liaisons), octet complet.

Exercice 12classer par caractère ionique

On donne les électronégativités : $\ce{Cs}$ $0{,}8$ ; $\ce{Li}$ $1{,}0$ ; $\ce{H}$ $2{,}2$ ; $\ce{C}$ $2{,}5$ ; $\ce{I}$ $2{,}7$ ; $\ce{Br}$ $3{,}0$ ; $\ce{F}$ $4{,}0$ .

a)
Calcule $\Delta\chi$ pour $\ce{IBr}$ , $\ce{LiH}$ , la liaison $\ce{C-F}$ (dans $\ce{CF4}$ ), $\ce{HF}$ et $\ce{CsF}$ .
Le caractère ionique croît avec $\Delta\chi$ .
$\ce{IBr}$ : $|3{,}0-2{,}7| = 0{,}3$ ; $\ce{LiH}$ : $|2{,}2-1{,}0| = 1{,}2$ ; $\ce{C-F}$ : $|4{,}0-2{,}5| = 1{,}5$ ; $\ce{HF}$ : $|4{,}0-2{,}2| = 1{,}8$ ; $\ce{CsF}$ : $|4{,}0-0{,}8| = 3{,}2$ .
b)
Classe ces liaisons par caractère ionique croissant.
Ordre croissant : $\ce{IBr} < \ce{LiH} < \ce{C-F} < \ce{HF} < \ce{CsF}$ .
c)
À l'aide des seuils ( $\Delta\chi<0{,}4$ : non polaire ; $0{,}4\le\Delta\chi<1{,}7$ : polaire ; $\Delta\chi\ge 1{,}7$ : ionique), qualifie chacune et désigne la plus ionique.
$\ce{IBr}$ non polaire ; $\ce{LiH}$ et $\ce{C-F}$ covalentes polaires ; $\ce{HF}$ et $\ce{CsF}$ ioniques. La plus ionique est $\ce{CsF}$ .

Exercice 13la covalence maximale

On s'interroge sur le nombre maximal de liaisons qu'un atome peut former.

a)
Quel est le nombre maximal de liaisons covalentes que l'azote $\ce{N}$ peut former ? Illustre par un exemple et justifie par l'octet.
L'azote forme au plus $\mathbf{4}$ liaisons (ex. $\ce{NH4+}$ ) : $4$ liaisons $= 8$ e $^-$ , c'est exactement l'octet, qu'il ne peut pas dépasser.
b)
Le phosphore $\ce{P}$ forme $5$ liaisons dans $\ce{PF5}$ . Pourquoi $\ce{N}$ ne peut-il pas former $\ce{NF5}$ ?
$\ce{NF5}$ exigerait $5$ liaisons, soit $10$ e $^-$ autour de $\ce{N}$ : impossible, car $\ce{N}$ ( $2^{\text{e}}$ période) est strictement limité à $8$ e $^-$ . $\ce{P}$ ( $3^{\text{e}}$ période, orbitales $d$ ) peut, lui, accueillir $10$ e $^-$ .
c)
L'ion $\ce{PF6-}$ (six liaisons autour de $\ce{P}$ ) existe. L'ion $\ce{NF6-}$ peut-il exister ? Justifie.
$\ce{NF6-}$ exigerait $12$ e $^-$ autour de $\ce{N}$ : impossible pour un élément de $2^{\text{e}}$ période. $\ce{PF6-}$ existe car $\ce{P}$ ( $3^{\text{e}}$ période) accepte l'octet étendu ( $12$ e $^-$ ).

Exercice 14électrons de valence de sels d'ammonium

Ces sels sont formés uniquement de non-métaux (cations $\ce{NH4+}$ et anions polyatomiques). Donne le nombre total d'électrons de valence de chacun ( $\ce{H}$ =1, $\ce{N}$ =5, $\ce{C}$ =4, $\ce{O}$ =6, $\ce{P}$ =5 ; l'édifice global est neutre).

a)
Le carbonate d'ammonium $\ce{(NH4)2CO3}$ .
On somme les électrons de valence de tous les atomes ; l'édifice est neutre.
$\ce{(NH4)2CO3}$ : $2\times\underbrace{(5+4)}_{\ce{NH4}} + \underbrace{(4+3\times 6)}_{\ce{CO3}} = 18 + 22 = \mathbf{40}$ .
b)
Le nitrate d'ammonium $\ce{NH4NO3}$ .
$\ce{NH4NO3}$ : $\underbrace{(5+4)}_{\ce{NH4}} + \underbrace{(5+3\times 6)}_{\ce{NO3}} = 9 + 23 = \mathbf{32}$ .
c)
Le phosphate d'ammonium $\ce{(NH4)3PO4}$ .
$\ce{(NH4)3PO4}$ : $3\times\underbrace{(5+4)}_{\ce{NH4}} + \underbrace{(5+4\times 6)}_{\ce{PO4}} = 27 + 29 = \mathbf{56}$ .

Exercice 15analyser une structure de Lewis

Voici la structure de Lewis du cyanure d'hydrogène $\ce{HCN}$ (le doublet violet est le doublet non liant de l'azote).

a)
Quelle est la nature de la liaison $\ce{C-N}$ ? Et de la liaison $\ce{H-C}$ ?
On lit la figure : $\ce{H-C#N}$ avec un doublet non liant sur l'azote.
La liaison $\ce{C-N}$ est triple ; la liaison $\ce{H-C}$ est simple.
b)
Vérifie l'octet du carbone.
Carbone : $1\times 2$ ( $\ce{H-C}$ ) $+ 3\times 2$ (triple) $= 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.
c)
Vérifie l'octet de l'azote.
Azote : $3\times 2$ (triple) $+ 2$ (doublet non liant) $= 8$ e $^-$ $\Rightarrow$ octet respecté.
d)
Calcule le nombre total d'électrons de valence et vérifie qu'il se répartit bien en doublets liants $+$ doublets non liants.
$n_v = 1 + 4 + 5 = 10$ e $^-$ $=$ $4$ doublets liants ( $8$ e $^-$ : $1$ simple $+ 1$ triple) $+ 1$ doublet non liant ( $2$ e $^-$ ). Le compte est cohérent ( $8 + 2 = 10$ ).

Revoir le tutoriel de cette mécanique