Université d'Alger 1 Faculté des Sciences Département Sciences de la Matière TRAVAUX DIRIGES Chimie 1 LICENCE SM – 1ère année Année Universitaire 2016/2017 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Série n°1 : Généralités Exercice 1 1/ Classer les systèmes suivants en corps purs ou mélanges : H2O ; Cu ; N2 ; eau-acétone ; eau-huile ; HCl ; limaille de fer-sucre ; eau-plomb ; éthanol-eau-limaille de fer-huile. 2/ Parmi les corps purs de la liste donnée ci-dessus, indiquer ceux qui sont composés. 3/ Classer les mélanges de la liste donnée ci-dessus en homogène et hétérogène, en précisant le nombre de phases présentes dans chacun d’eux. Puis proposer une méthode de séparation pour chaque mélange. Exercice 2 Parmi les unités de la liste suivante, regrouper celles qui se rapportent à la même grandeur physique et faire suivre chacune de son symbole, puis dans chaque groupe, souligner l’unité qui appartient au système international (SI) et exprimer les autres en fonction d’elle. Présenter les résultats sous forme de tableau. Mètre Atmosphère Joule Electron Volt Picomètre Minute Kilogramme Pascal Micron Seconde Mole Mètre cube Millimètre Litre atmosphère Nanomètre Litre Kelvin Tonne Gramme Angström Bar Torr Millilitre Calorie Exercice 3 1/ Combien de chiffres significatifs y a-t-il dans chacun des nombres suivants ? 0,0012 ; 437 000 ; 900,0 ; 106 ; 125 904 000 ; 1, 0012 ; 2006 ; 3050 ; 0,001 060 ; 0,0048 ; 0,00480 ; 4,80 × 10-3 ; 4,800 ×103. 2/ En utilisant la notation exponentielle, exprimer le nombre 582 000 000 avec un, deux, trois, cinq et sept chiffres significatifs. 3/ On donne ci-dessous quelques unes des principales constantes et grandeurs physiques : Quantité Charge élémentaire Constante d’Avogadro Constante de Planck Constante molaire des gaz Vitesse de la lumière Constante de Rydberg Unité de masse atomique Masse de l’électron Masse du proton Masse du neutron Symbole e N h R c RH u me mp mn Valeur 1,602 176 487 × 1019 C 6,022 141 79 × 1023 mol1 6,626 068 96 × 1034 J.s 8,314 472 J.K1.mol1 299 792 458 m.s1 10 973 731,568 527 m1 1,660 538 782 × 1027 kg 9,109 382 15 × 1031 kg 1,672 621 637 × 1027 kg 1,674 927 211 × 1027 kg a/ Indiquer, dans chaque cas, le nombre de chiffres significatifs de la valeur reportée. b/ Réécrire la valeur de : 2 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 4/ Effectuer les Année Universitaire 2016/2017 la charge élémentaire avec 2 chiffres significatifs. la constante d’Avogadro avec 4 chiffres significatifs. la constante molaire des gaz avec 3 chiffres significatifs. la vitesse de la lumière avec 1 chiffre significatif. la constante de Rydberg avec 2 chiffres significatifs. opérations suivantes et exprimer les résultats avec le nombre de chiffres significatifs approprié : (a) ; (b) 21 + 13,8 ; (c) × 100 (Dans l'opération (c), ont considérera le nombre 100 nombre exact). 5/ Pour déterminer la constante molaire des gaz parfaits R, on mesure la pression P, le volume V et la température T pour une certaine quantité de gaz. Les valeurs obtenues sont : P = 2,560 ; T = 275,15 ; V = 8,8 et sont utilisées dans l’équation . Calculer R avec le nombre de chiffres significatifs approprié. (Ne pas se préoccuper des unités de R, T, P et V). Exercice 4 1/ Etablir les équations aux dimensions en fonction des grandeurs : masse, longueur, temps, etc… : - de la constante de Planck h sachant que l’énergie transportée par un photon est donnée par la relation : E = h (où représente la fréquence du rayonnement correspondant). - de la permittivité du vide 0 qui apparait dans l’expression de la force d’interaction électrique (loi de coulomb) : F = . 2/ Etablir les dimensions de la constante de Rydberg, RH, définie par : RH = (où m et e désignent la masse et la charge de l’électron, h la constante de Planck). 3/ La fréquence de la radiation émise ou absorbée au cours d’une transition entre les niveaux d’énergie n et p de l’atome d’hydrogène est calculable par la relation : = ( . Vérifier l’homogénéité de cette relation. Exercice 5 1/ Etablir la relation qui lie le kilogramme (kg) à l’unité de masse atomique (u). 2/ Donner le nombre de moles et la masse (en g et en u) de 1 ,806 x 1024 atomes de sodium. 3/ Lequel des échantillons suivants contient-il le plus de fer ? - 0,2 moles de Fe2(SO4)3. - 20 g de fer. - 0,3 atome-gramme de fer. - 2,5 × 1023 atomes de fer. 4/ Un échantillon d’oxyde de cuivre CuO a une masse m = 1,59 g. Combien y-a- t-il de moles et de molécules de CuO, d’atomes de Cu et d’atomes de O dans cet échantillon ? 5/ Une boite de sucre contient 1 kg de saccharose de formule C12H22O11. - Quelle est la quantité de matière correspondante ? - Quel est le nombre n de molécules de saccharose dans cette boite ? - En déduire la masse d’une molécule de saccharose. 3 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Règles permettant de déterminer le nombre de chiffres significatifs 1) Tout nombre entier différent de zéro doit être considéré comme un chiffre significatif. 2) Les zéros qui précèdent les chiffres différents de zéro ne sont pas des chiffres significatifs. (Exemple : dans le nombre 0,00014 ; les 0 ne sont pas des chiffres significatifs, il y a 2 chiffres significatifs, les zéros permettent d’indiquer la position de la virgule décimale) 3) Les zéros captifs, c'est-à-dire les zéros placés entre 2 chiffres différents de zéro sont toujours des chiffres significatifs. (Exemple : dans le nombre 1,0004 ; il y a 5 chiffres significatifs) 4) Les zéros de la fin, c'est-à-dire les zéros placés à la droite du nombre : a) si le nombre comporte une virgule décimale, les zéros de la fin sont toujours des chiffres significatifs. (Exemple : dans le nombre 0,14000 ; il y a 5 chiffres significatifs). b) si le nombre ne comporte pas de virgule décimale, les zéros peuvent être ou pas significatifs, selon le contexte. (Exemple : dans le nombre 14 000 ; il peut y avoir 5, 4, 3 ou 2 chiffres significatifs selon la précision avec laquelle a été faite la mesure. Mais pour qu’il n’y ait pas d’ambiguïté, il vaut mieux écrire 14×103 pour préciser que 2 chiffres sont significatifs ; 14,0×103 pour préciser que 3 chiffres sont significatifs ; 14,00×10 3 pour préciser que 4 chiffres sont significatifs ; et 14,000×103 pour préciser que les 5 chiffres sont significatifs). 5) On ne détermine pas de chiffres significatifs dans les nombres exacts. 6) Le résultat d’une multiplication ou d’une division a autant de chiffres significatifs que la mesure la moins précise. (Exemple : dans le calcul 3,2 × 1,256 = 4,0192 ; le terme limitant (3,2) n’a que 2 chiffres significatifs, le résultat ne doit compter que 2 chiffres significatifs et le résultat doit s’écrire 4,0). 7) Dans le cas des additions et des soustractions, on prend en compte les décimales (nombre de chiffres à la droite de la virgule décimale) au lieu des chiffres significatifs. Le résultat doit avoir autant de décimales que la mesure la moins précise. (Exemple : dans le calcul 3,2 + 1,256 + 27,2151 + 30,01 = 61,6811; le terme limitant (3,2) n’a qu’une décimale, le résultat ne doit compter qu’une seule décimale et le résultat doit s’écrire 61,7). 8) Dans une série de calculs, on doit conserver les chiffres supplémentaires jusqu’au résultat final ; après quoi on peut arrondir le résultat pour obtenir le nombre adéquat de chiffres significatifs. Pour arrondir un nombre, deux cas peuvent se présenter : a- si le chiffre à éliminer est inférieur à 5, le chiffre précédent reste le même. b- si le chiffre à éliminer est supérieur ou égal à 5, le chiffre précédent est majoré de 1. (Exemple : pour arrondir 5,325 à 2 chiffres significatifs, on doit donner le résultat 5,3 ; et pour l’arrondir à 3 chiffres significatifs, on doit donner le résultat 5,33). 4 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Tableau des unités fondamentales du Système International (SI) Grandeur Longueur Masse Temps Intensité du courant électrique Température thermodynamique Quantité de matière Intensité lumineuse Nom Mètre Kilogramme Seconde Ampère Kelvin Mole Candela Symbole m kg s A K mol cd Dimension L M T I N J Les sept grandeurs de base du SI ont chacune sa propre dimension, représentée symboliquement par une seule lettre majuscule sans empattement. Toutes les autres grandeurs sont des grandeurs dérivées, qui peuvent être exprimées en fonction des grandeurs de base à l’aide des équations de la physique. Les dimensions des grandeurs dérivées sont écrites sous la forme de produits de puissances des dimensions des grandeurs de base au moyen des équations qui relient les grandeurs dérivées aux grandeurs de base. En général la dimension d’une grandeur Q α β γ δ ε ζ η s’écrit sous la forme d’un produit dimensionnel : dim Q = [Q] = L M T I Θ N J où les exposants α, β, γ, δ, ε, ζ et η, qui sont en général de petits nombres entiers, positifs, négatifs ou nuls, sont appelés exposants dimensionnels. Conversion des unités SI en unités cgs Grandeur physique Longueur Masse Temps Force Energie Pression Charge Densité Vitesse SI m kg s N J Pa (ou N/m2) C (Coulomb) kg/m3 m/s cgs cm g s dyn erg Ba (Barye) ou bien dyn/cm2 Fr (franklin) ou (esu, Gau) g/cm3 cm/s Conversion 1m = 102 cm 1kg = 103 g 5 1 N = 10 dyn 1 J = 107 erg 1 Pa = 10 Ba 1 C = 2,998 109 Fr 1 kg/m3 = 103 g/cm3 1 m/s = 102 cm/s Préfixes utilisés avec les unités SI Facteur Nom Symbole Facteur Nom Symbole 1024 Yotta Y Déci d 101 21 2 10 Zetta Z Centi c 10 18 3 10 Exa E Milli m 10 15 6 10 Péta P Micro 10 9 1012 Téra T Nano n 10 9 12 10 Giga G Pico p 10 6 15 10 Méga M Femto f 10 3 18 10 Kilo k Atto a 10 2 21 10 Hecto h Zepto z 10 24 101 Déca da Yocto y 10 5 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Série n°2 : Structure de l'atome – Radioactivité Exercice 1 1/ Que représentent A et Z dans le symbole du nucléide . 2/ Donnez le nombre de protons, d’électrons et de neutrons des atomes et ions suivants : 2 + 2+ 3+ ; +; -; ; ; ; ; ; ; ; ; ; ; 3/ Quels sont les groupes d’isotopes parmi les atomes ci-dessus ? -2 + 4/ Les ions , , et l’atome d’argon sont isoélectroniques ? Expliquer. Exercice 2 Compléter le tableau suivant : Elément Symbole Charge Protons Neutrons Electrons Calcium 0 F 10 9 Uranium 0 146 222 Rn Chlore 0 18 17 Argent +1 46 127 I 53 52 Cr3+ 21 Soufre 16 18 2+ Ar 18 16 Z 20 A 40 92 86 108 16 40 2 Oxygène Titane 17 O 8 0 26 22 Exercice 3 1/ Si on dit, à propos de l’ion Bi3+, qu’il possède 127 neutrons, 83 protons, 81 électrons et 210 nucléons. Quelles sont les données certainement exactes, éventuellement exactes et certainement fausses ? 2/ Le lithium naturel est un mélange de deux isotopes 6Li et 7Li, dont les masses atomiques relatives sont respectivement 6,015 u et 7,016 u. Sa masse atomique est égale à 6,941 u. Quelle est sa composition isotopique ? 3/ L’indium est un mélange de cinq isotopes : 111In, 112In, 113In, 114In et 115In. Mais, il est formé en presque totalité de deux seulement de ces isotopes et sa masse atomique est égale à 114,818 u. L’un de ces deux isotopes étant 113In, quel est l’autre ? Exercice 4 Dans la nature, le carbone est formé d’un mélange d’isotopes 11C (11,011434) ; (12,000000) ; 13C (13,003355) et 14C (14,003242). 1/ Quel isotope estimez-vous le plus stable ? 2/ Vérifier votre réponse en calculant les énergies de liaison par nucléon. 12 C 6 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 3/ 11C et 14C sont des isotopes radioactifs qui existent à l’état de traces et les proportions relatives des isotopes non radioactifs sont : 12C : 98,93 % et 13C : 1,07 %. Quelle est la masse molaire du carbone ? Donner le résultat avec 6 chiffres significatifs. mp = 1,007276 u ; mn = 1,008665 u ; c = 3 × 108 m.s1 ; 1 eV = 1,6 × 1019 J. Données : Exercice 5 Compléter les réactions nucléaires suivantes et préciser si c’est une radioactivité naturelle ou artificielle : ….. + α ….. + ….. + 2 β+ ….. ….. + β 1/ 2/ + 3/ 4 4/ + 5/ + α 6/ + 7/ 8/ (α ,...) ….. + ….. + …..α + …..β + ; (p, n) … Exercice 6 Soit la réaction nucléaire suivante : + + ….. 1/ Compléter cette réaction et indiquer sa nature. 2/ Cette réaction absorbe-t-elle ou dégage-t-elle de l’énergie ? Donner en MeV la valeur de l’énergie échangée. 3/ Quelle doit être la vitesse minimale des particules pour que cette réaction ait lieu ? Données : 4 He = 4,002603 u ; 14N = 14,003074 u ; 17O = 16,999132 u ; c = 3 × 108 m.s1 ; 1 eV = 1,6 × 1019 J. Exercice 7 Le thorium se désintègre pour donner du radium . 1/ Ecrire la réaction de désintégration et donner la nature de la particule émise. 2/ Rappeler la notion de famille radioactive et vérifier que le radium 228 appartient à la famille du thorium 232. Exercice 8 1/ L’isotope radioactif , noté A, se désintègre spontanément par radioactivité et donne un atome B non radioactif. a/ Ecrire la réaction nucléaire correspondante. b/ Etablir l’expression du nombre de noyaux de A, NA, présents à un instant t, sachant qu’à l’instant initial t0 il y a noyaux de A et zéro noyaux de B. c/ Calculer la masse de polonium restant au bout de 190 jours à partir d’un échantillon de masse initiale m0 = 0,1 mg. (T = 4,285 jours). 2/ L’isotope 131 de l’iode, utilisé en médecine, se désintègre par radioactivité β. a/ Ecrire la réaction nucléaire correspondante. b/ Sa demi-vie étant de 8 jours, combien reste-il d’un échantillon d’iode131, au bout de 4 jours, 8 jours et 16 jours, s’il est initialement constitué de 10 10 atomes ? 7 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 3/ Le chlore est radioactif et se désintègre essentiellement en argon . Sa demi-vie est -4 de 301000 ans. On considère un échantillon contenant 5,7.10 mol de chlore36 à la date t=0. a/ Ecrire la réaction de désintégration en précisant les lois utilisées, le type de radioactivité mise en jeu et la nature de la particule émise lors de la désintégration. b/ Calculer en MeV, l'énergie de liaison EL d'un noyau de . c/ Quelle est l'activité de l'échantillon à t=0. d/ Quel est le nombre de noyaux désintégrés au bout de t1/2 ? Données : m(proton) = 1,67262.10-27 kg ; m(neutron) = 1,67492.10-27kg ; m(36Cl) = 59,71128.10-27 kg 1eV = 1,602. 10-19 J ; c = 2,998.108 m.s-1 , N = 6,02.1023 mol-1. Exercice 9 1/ L’isotope radioactif 14 C est constamment formé par bombardement de l’azote atmosphérique par les neutrons cosmiques. Ecrire la réaction nucléaire de formation du 14C. 2/ Le carbone 14 combiné à l’oxygène sous forme de 14CO2 participe au cycle de la matière vivante et sa concentration dans celle-ci se maintient constante tant que l’organisme est vivant. Après sa mort, la proportion de carbone 14, diminue car l’isotope 14C est radioactif . Ecrire la réaction nucléaire de désintégration du 14C et calculer sa constante radioactive sachant que sa période T = 5730 ans. 3/ La datation au carbone 14 est une méthode utilisée, entre autre, pour déterminer l’âge de pièces archéologiques. Deux exemples sont donnés ci-dessous : Exemple 1 : L’activité d’un prélèvement de matière organique sur un objet préhistorique est A = 1180 dps. L’activité actuelle d’une même quantité de la matière organique prélevée est A0 = 1980 dps. Déterminer l’âge de l'objet préhistorique. Exemple 2 : Le charbon de bois provenant d’une grotte préhistorique contient 14,5 % de 14 C par rapport à de la matière vivante. Quel est l'âge de ce charbon de bois ? Problème A/ L’uranium est un mélange d’isotopes : (233.0396352) et (236.0455680) à l’état de traces ; (234.0409521) : 0,0054 % ; (235.0439299) : 0,7204 % ; (238.0507882) : 99,2742 % ; Calculer la masse molaire de l’uranium avec le nombre de chiffres significatifs approprié. B/ Le noyau de l’isotope se transforme par désintégration radioactive en . 1/ Combien de particules et sont-elles émises ? 2/ La période de désintégration de l’uranium est de 4,5 × 109 années. Calculer . 3/ Calculer le temps au bout duquel 90 % de l’élément se désintègre. 4/ Peut-on dire que le radium 228 appartient à la famille radioactive de l’uranium 238 ? C/ L’explosion nucléaire d’Hiroshima a nécessité 2kg de l’isotope 235U et a libéré une énergie totale de 1,646 × 1014 J. Calculer la masse de matière restante après cette réaction de fission. D/ Un minerai d’uranium contient 3,5 g d’uranium 238U et 1,5 g d’un mélange isotopique de plomb composé de 30 % de 208Pb et de 70 % de 206Pb. Sachant que le 206Pb provient exclusivement de la désintégration de l’238U, déterminer l’âge du minerai. 8 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Série n°3 : Quantification de l’énergie Exercice 1 1/ Toute surface métallique soumise à un rayonnement de fréquence suffisamment élevée émet des électrons : c’est l’effet photoélectrique. a/ Définir la fréquence seuil d’un métal ? b/ Définir le potentiel d’arrêt d’une cellule photoélectrique ? c/ Définir le travail d'extraction d'un électron en appliquant le principe de conservation de l’énergie. 2) Une cellule photoélectrique au césium est éclairée successivement par deux radiations, l'une orange de longueur d'onde 1 = 0,60 m, l'autre rouge de longueur d'onde2 = 0,75m. L’énergie minimale pour extraire un électron de la cathode est E0 = 3,0.10-19 J. a/ Calculer la fréquence seuil 0 du césium. La radiation correspondante est-elle visible ? b/ Pour laquelle des radiations 1 ou 2 y-a-t-il effet photoélectrique ? c/ Calculer, dans le cas où il y a effet photoélectrique, la vitesse maximale des électrons arrachés au métal. 3/ On éclaire une cellule photoélectrique par un faisceau lumineux monochromatique de fréquence et on mesure le potentiel d'arrêt U0 de la cellule. L'opération est répétée plusieurs fois en utilisant diverses radiations. On obtient les résultats suivants : 549 588 617 641 678 691 731 (THz) 518 U0 (V) 0,042 0,171 0,332 0,452 0,550 0,706 0,758 0,924 a/ Tracer la courbe de variation de U0 en fonction de la fréquence . b/ Donner la relation entre le potentiel d'arrêt U0, le travail d'extraction d'un électron de la cathode W 0 et l'énergie des photons incidents E. c/ Déterminer graphiquement la constante de Planck et le travail d'extraction W 0. d/ On donne ci-dessous la fréquence seuil 0 de différents métaux. Indiquer, parmi ces métaux, lequel a servi de cathode dans la cellule photoémissive utilisée. Métal Cs K Be Ti Hg Pd 14 14 14 14 15 4,58 × 10 5,31 × 10 9,41 × 10 9,89 × 10 1,08 × 10 1,21 × 1015 0 (Hz) Exercice 2 1/ Calculer les rayons du premier et du second niveau de l’atome d’hydrogène et des ions hydrogénoïdes : 2He+ ; 3Li2+ ; 5B4+. 2/ Calculer la vitesse de l’électron dans la première orbite pour l’atome d’hydrogène et pour les ions : 2He+ ; 3Li2+ ; 5B4+. 3/ Calculer l’énergie du niveau fondamental ainsi que celle des niveaux 2, 3, 4, 5, et pour l’hydrogène et l’ion 5B4+. 4/ Représenter schématiquement E1, E2, E3, E4 et E pour l’atome d’hydrogène (1 cm 1 eV). 5/ Calculer la variation d’énergie associée à la transition électronique de l’état fondamental au premier et au second état excité de l’atome d’hydrogène et représenter ces transitions électroniques sur un diagramme énergétique. 9 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 6/ Quelle est l’énergie nécessaire pour arracher l’électron de l’atome d’hydrogène dans son état fondamental. Cette énergie est-elle émise ou absorbée ? A quoi correspond cette énergie ? 7/ Quelles est, en eV, la plus petite quantité d’énergie que doit absorber un atome d’hydrogène pour passer du premier état excité à l’état ionisé. 8/ Quelles sont les longueurs d’onde des radiations émises au retour de l’électron de l’état ionisé au premier état excité et à son retour du premier état excité à l’état fondamental ? 9/ Quel est l'état de l'hydrogène lorsqu'il est au niveau d'énergie 0 eV ? 10/ Un atome d'hydrogène, dans son état fondamental, est soumis à une radiation de 11 eV. Que se passe-t-il ? Même question si l’énergie de la radiation vaut 16 eV. Données : ; ; ; a0 0,529 Å ; k 9.109 N.m2.C2 ; EH 13,6 eV Exercice 3 1/ Pour chacune des séries de Lyman (UV), Balmer (visible), Paschen (IR), Brackett (IR), calculer la longueur d’onde λ1 de la 1ère raie et λlim de la raie limite du spectre d’émission de l’atome d’hydrogène. 2/ Si l’électron de l’atome d’hydrogène est excité au niveau n = 4, combien de raies différentes peuvent-elles être émises lors du retour à l’état fondamental. Calculer dans chaque cas la fréquence et la longueur d’onde du photon émis et préciser la série à laquelle il appartient. 3/ Un atome d’hydrogène, dans son état fondamental, absorbe un photon de longueur d’onde λ 1 = 97,28 nm, puis émet un photon de longueur d’onde λ2 =1879 nm. A quelle série la radiation émise appartient-elle ? Données : RH = 1,097.107 m1 ; h = 6,63.1034 J.s ; c = 3.108 m.s1 Exercice 4 L’énergie du niveau fondamental d’un ion hydrogénoide ZXn+, calculée selon le modèle de Bohr, est : E1 = 3930,4 eV. 1/ Donner son numéro atomique Z et sa charge n+. Préciser de quel élément il s'agit. 2/ Lorsqu’il est à l’état fondamental, la vitesse de l’électron de cet ion hydrogénoide, est égale à 3,7 × 107 m.s1. Déterminer la longueur d’onde associée à l’électron. 3/ Lorsqu’on envoie un rayonnement de longueur d’onde sur cet ion, l’électron passe de l’état fondamental au 2ème état excité. Calculer la fréquence et la longueur d’onde du rayonnement absorbé. 4/ Calculer la longueur d'onde de la radiation qui accompagne le passage de l’ion du 2ème état excité au 1er état excité et situer cette radiation dans le domaine du rayonnement électromagnétique. Cette radiation est-elle émise ou absorbée par l’hydrogénoïde ? Peut-elle être détectée à l’œil nu ? Si oui, qu’observe-t-on ? 5/ Si la même transition électronique était observée pour l’atome d’hydrogène (passage de l’électron du 2ème état excité au 1er état excité), à quel domaine du rayonnement électromagnétique appartiendrait la radiation et à quelle série du spectre de l’atome d’hydrogène serait-elle attribuée ? Cette radiation pourrait-elle être détectée à l’œil nu ? Si oui, qu’observerait-on ? 10 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Exercice 5 1/ Un électron est accéléré par une différence de potentiel de 10 4 Volts. A tout instant, sa position est connue à 0,03 Å près. Calculer la longueur d'onde qui lui est associée et l’incertitude sur sa vitesse. 2/ Une balle de tennis homologuée par la Fédération Internationale de Tennis pèse en moyenne 57,6 g. En 2012, le record de vitesse au service a été battu avec une balle enregistrée à 263,4 km/h. Calculer la longueur d'onde associée et l’incertitude sur la vitesse de la balle si sa position est mesurée à 1mm près. 3/ Un véhicule de 1,5 tonne roule à 100 1 km/h. Calculer la longueur d'onde qui lui est associée et l’incertitude théorique minimum sur sa position. 34 31 Données : h = 6,63.10 J.s ; me = 9,1.10 kg Exercice 6 Parmi les structures électroniques suivantes, indiquer, en justifiant chaque réponse, celles qui correspondent à l’état fondamental, celles qui correspondent à un état excité et celles qui sont inexactes. 1/ 5/ 2/ 6/ 3/ 7/ 4/ 8/ Exercice 7 1/ Indiquer parmi les combinaisons suivantes de nombres quantiques celles qui sont permises : a/ n = 1 ; l = 1 ; m = 0 ; ms = 1/2 d/ n = 0 ; l = 0 ; m = 0 ; ms = 1/2 b/ n = 2 ; l = 1 ; m = 0 ; ms = 1/2 e/ n = 3 ; l = 2 ; m = 1 ; ms = 1/2 c/ n = 4 ; l = 0 ; m = -1 ; ms = 0 f/ n = 5 ; l = 4 ; m = 3 ; ms = 1/2 2/ Quel est le nombre maximal d’électrons que l’on peut associer au nombre quantique n = 3 ? 3/ Donner les sous-couches caractérisées par les nombres quantiques suivants : a/ n = 3 ; l = 1 b/ n = 4 ; l = 0 c/ n = 4 ; l = 2 d/ n = 5 ; l = 3 4/ Indiquer pour chacune des orbitales atomiques suivantes les valeurs des nombres quantiques n et l correspondants, puis donner l’ordre de remplissage de ces orbitales selon la règle de Klechkowski : 1s ; 2s ; 2p ; 3s ; 3p ; 3d ; 4s ; 4p ; 4d ; 5s 5/ Donner les quatre nombres quantiques qui caractérisent : a/ l’électron célibataire du scandium 21Sc. b/ les électrons de cœur du fluor 9F. 11 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Série n°4 : Classification périodique des éléments Exercice 1 On considère les atomes et ions suivants : 3Li ; 5B ; 6C ; 8O ; 9F ; 10Ne ; 12Mg ; 15P ; 17Cl ; 19K ; 20Ca ; 35Br ; 24Cr ; 26Fe ; 28Ni ; 29Cu ; 30Zn ; 57La ; 34Se² ; 33As³ ; Cl ; Fe³ ; Fe² ; Cu ; Ca² . 1/ Etablir leur configuration électronique à l’état fondamental et en déduire la position de chaque élément dans le tableau périodique (préciser la période, le groupe, le sous groupe et le bloc). 2/ Un élément appartient au même groupe que le carbone (Z=6) et à la même période que le césium (Z=55). Donner sa configuration électronique et en déduire son numéro atomique. 3/ Un élément possède moins de 18 électrons et possède 2 électrons célibataires. a/ Quelles sont les configurations électroniques possibles ? b) Quelle est la configuration électronique de cet élément s’il appartient à la période du lithium 3Li et au groupe du germanium 32Ge. Exercice 2 On considère les éléments suivants : 1. L’alcalin appartenant à la même période que le carbone 6C. 2. L’alcalino-terreux appartenant à la même période que le xénon 54Xe. 3. L’élément de numéro atomique 5. 4. L’élément de la quatrième période appartenant au groupe de l’azote 7N. 5. Le chalcogène situé sur la troisième ligne. 6. L’halogène de la deuxième période. 7. Le quatrième gaz noble. 8. Le premier élément de transition. 9. Le dernier lanthanide. 10. L’avant-dernier actinide. Situer dans le tableau périodique représenté ci-dessous chacun de ces éléments, puis écrire dans chaque cas la configuration électronique de l’élément. 12 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Exercice 3 1/ On donne ci-dessous une illustration de l’évolution du rayon atomique, de l’énergie de première ionisation, de l’affinité électronique et de l’électronégativité dans le tableau périodique. Justifier, dans le cas général, sans considérer les exceptions, cette évolution des propriétés atomiques. Diminution du rayon atomique Augmentation de l’énergie d’ionisation Augmentation de l’affinité électronique Augmentation de l’électronégativité 2/ Montrer que le rubidium (37Rb), l’yttrium (39Y) et l’antimoine (51Sb) appartiennent à la même période et que le l’antimoine, l’arsenic (33As) et le phosphore (15P) appartiennent au même groupe, puis attribuer à chaque élément son rayon atomique ra, son énergie de première ionisation Ei et son électronégativité pris parmi les valeurs suivantes : ra (Å) 1,70 1,41 1,21 1,10 2,26 Ei (eV) 9,79 6,22 8,61 4,18 10,49 (échelle de Pauling) 2,18 1,22 2,05 2,19 0,82 3/ On considère les éléments A ; B ; C ; D ; E suivants : A et B sont les alcalino-terreux appartenant respectivement aux périodes 4 et 5. C est l’alcalin de la 5ème période. D est l’halogène de la 4ème période. E est le gaz rare de la 4ème période. Le tableau suivant donne pour chaque élément son rayon atomique et son électronégativité : Elément ra(Å) (échelle de Pauling) A 1,76 1,00 B 2,05 0,95 C 2,26 0,82 D 1,19 2,96 E 1,15 a/ Identifier les éléments A ; B ; C ; D ; E. b/ Indiquer, dans chaque cas, l’ion le plus stable susceptible d’être formé. 4/ On donne ci-dessous les énergies de 1ère ionisation des éléments de la 3ème période : Elément 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar Ei (eV) 5,14 7,65 5,98 8,15 10,49 10,36 12,97 15,76 Commenter l'évolution générale de ces valeurs et expliquer la particularité des énergies de 1ère ionisation de 13Al et 16S qui ne respectent pas l’évolution générale. Exercice 4 Les énergies de 1ère et de 2ème ionisation sont données ci-dessous pour l’or et le mercure : Energie d’ionisation (eV) 79Au 80Hg 1ère 2ème 9,22 10,44 20,20 18,76 Comparer et discuter ces valeurs. 13 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Exercice 5 Selon l’échelle d’Allred et Rochow, l’électronégativité est donnée par la relation : ; Zeff étant la charge effective pour un électron qui s’ajoute, calculé d’après la méthode de Slater, et ra le rayon atomique exprimé en Å. Utiliser cette relation pour calculer et commenter l’électronégativité des éléments suivants, puis vérifier que les énergies de première ionisation varient dans le même sens que . Elément ra(Å) 3Li 5B 8O 9F 1,82 0,83 0,68 0,64 Problème A/ On considère un élément de transition A appartenant au groupe du zirconium. Cet élément peut former un ion stable ayant la même configuration électronique que l’argon. 1/ Identifier l’élément A et donner sa configuration électronique. 2/ Identifier les deux derniers éléments B et C du groupe de A et indiquer leur particularité. 3/ Identifier l’élément de transition D appartenant à la même période que A et dont l’électronégativité est inférieure à celle de A. B/ Pour tous les éléments de transition appartenant à la même période que A, les électrons de valence dans la configuration électronique s’écrivent (n1)dxns2, sauf pour deux éléments E et F, pour lesquels la configuration électronique se termine par (n1)dxns0. 1/ Identifier les éléments E et F, puis expliquer la particularité de leur configuration électronique. 2/ Donner les quatre nombres quantiques caractérisant chacun des électrons de valence de l’élément A. 3/ Démontrer, en appliquant les règles de Slater à l’élément A, que l’orbitale ns se remplit avant l’orbitale (n1)d. Ceci confirme-t-il votre réponse à la question A-1/ ? 4/ Calculer, en appliquant les règles de Slater, l’énergie de première ionisation de l’élément A et la comparer aux énergies de première ionisation de l’halogène G et de l’alcalin H qui appartiennent à la même période que A. On donne les énergies de première ionisation 11,81 eV et 4,34 eV pour G et H respectivement. C/ Le tableau suivant donne les énergies d’ionisation successives de l’élément A : Ionisation 1ère 2ème 3ème 4ème 5ème 6ème 7ème 8ème 9ème 10ème 11ème 119,5 140,8 170,4 192,1 215,9 265,1 Ei (eV) 6,8 13,6 27,5 43,3 99,3 ème ème ème ème ème 16 17ème 18ème 19ème 20ème 21ème 22ème Ionisation 12 13 14 15 291,5 787,8 863,1 941,9 1044,0 1131,0 1221,0 1346,0 1425,4 6249,0 6625,8 Ei (eV) 1/ Justifier le fait que le tableau ne rapporte pas de 23ème énergie d’ionisation. 2/ Tracer la courbe de variation de l’énergie d’ionisation de l’élément A en fonction de i. 3/ Interpréter les brusques augmentations de l’énergie d’ionisation lors des passages : a/ de la 4ème à la 5ème énergie d’ionisation. b/ de la 12ème à la 13ème énergie d’ionisation. c/ de la 20ème à la 21ème énergie d’ionisation. 4/ Deux configurations électroniques X et Y sont envisagées pour l’ion A. Dans la configuration X, l’OA ns est pleine et dans la configuration Y, l’OA ns est vide. a/ Donner les deux configurations électroniques X et Y envisagées pour l’ion A. b/ Calculer, en appliquant les règles de Slater à l’ion A, l’énergie orbitalaire des OA de valence (n1)d et ns pour l’ion dans chacune des configurations X et Y. c/ Conclure, sur la base de la stabilité relative des deux configurations envisagées pour l’ion A, lesquels des ions ns ou (n1)d sont perdus en premier quand l’élément A est ionisé. 14 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Modèle de Slater –Effet d’écran Détermination de l’énergie d’un atome polyélectronique selon le modèle de Slater Dans l’hypothèse de Slater, l’électron i (le ième électron) d’un atome polyélectronique peut être considéré comme étant l’électron d’un atome hydrogénoïde soumis à l’attraction d’un noyau de charge effective Z* = Z − ,le paramètre appelé constante d’écran, exprime les répulsions électroniques dues aux autres électrons. La charge effective Z * désigne le résultat global de l’attraction nucléaire et des répulsions électroniques s’exprimant par une seule charge équivalente située au centre de l’atome. Tous les électrons sont alors décrits par des fonctions d’onde de type 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, …analogues à celles déterminées pour les atomes hydrogénoïdes, il suffit seulement de remplacer la charge Z par la charge effective Z* et le nombre quantique n par le nombre quantique effectif n* introduit par Slater pour obtenir une meilleure corrélation avec l’expérience dans le calcul des énergies des électrons dont n est supérieur ou égal à 4. Nombre quantique principal effectif n* n n* 1 1 2 2 3 3 4 3,7 5 4 6 4,2 Les énergies monoélectroniques sont alors données par : Z*2 ni EH ( * 2 ) n avec EH 13,6 eV Et l’énergie totale de l’atome est la somme des énergies monoélectroniques : E ni Règles de Slater pour la détermination de la charge effective Z* d’un noyau de charge Z 1. Ecrire la configuration électronique de l’élément à l’état fondamental et individualiser par des parenthèses les groupes d’électrons : Groupes de Slater (électrons ayant la même énergie) Exemples : 17Cl 30Zn 1s 2s2p 3s3p 3d 4s4p 4d 5s5p 5d 5f 6s6p … : (1s2) (2s22p6) (3s23p5) : (1s2) (2s22p6) (3s23p6) (3d10) (4s2) 2. Les électrons appartenant à un groupe situé à droite de celui de l’électron considéré n’apportent pas de contribution à l’effet d’écran exercé sur celui-ci. 3. Les autres électrons du même groupe apportent chacun une contribution égale à 0,35, à part les électrons du groupe (1s) qui se font mutuellement un écran de 0,30 au lieu de 0,35. 4. La contribution des électrons appartenant à un groupe situé à gauche de celui de l’électron considéré est calculée en considérant deux cas : a. L’électron considéré se trouve dans un groupe (s, p) : les électrons de la couche précédente (n − 1) apportent chacun une contribution égale à 0,85 et ceux des couches plus internes (n − 2 ; n − 3 ;…) apportent une contribution égale à 1,00. b. L’électron considéré se trouve dans un groupe (d) ou (f) : les électrons de tous les groupes situés à gauche du sien apportent une contribution égale à 1,00. 15 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Tableau des principales constantes d'écran () Groupe de l’électron considéré appartenant à la couche n 1s ns, np nd nf Electrons des couches n − 2 ; n − 3 ;… − 1,00 1,00 1,00 Contribution des autres électrons Electrons de Autres Electrons des la couche électrons du couches n + 1 ; n n−1 même groupe + 2 ; n + 3 ;… − 0,30 0 0,85 0,35 0 1,00 0,35 0 1,00 0,35 0 Exemple : Carbone Zeff = 5,70 Zeff = 3,25 16 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Série n°5 : Liaisons chimiques Exercice 1 1/ Ecrire la formule de Lewis des éléments suivants : l’hydrogène ; les éléments alcalins ; les éléments alcalino-terreux ; les chalcogènes ; les halogènes ; les gaz inertes ; les éléments des 2ème et 3ème périodes du tableau périodique qui n’ont pas été cités précédemment. 2/ Ecrire la formule de Lewis des composés suivants : a/ HCN ; PH3 ; CHCl3 ; NH4 ; H2CO ; SeF2 ; CO2 ; O2 ; HBr ; NF3 ; SF2 ; PCl2 b/ BeH2 ; BH3. c/ PF5 ; POCl3 ; SF4 ; XeF4 ; ClF5 ; SF6 ; ClF3 ; SO4 ; XeO4, PO4 ; ClO4 ; SO3 d/ les anions : hypochlorite ClO ; chlorite ClO ; chlorate ClO ; perchlorate ClO Discuter la particularité des séries b) et c) et calculer les charges formelles des atomes dans la série d/. Exercice 2 1/ Classer les molécules suivantes par ordre de polarité croissante : HF, CsF, KF et F 2. 2/ Comparer la polarité de NH3 et PH3. 3/ La molécule d'eau a un moment dipolaire égal à 1,87 D, tandis que la molécule de CO 2 a un moment dipolaire nul. Que peut-on conclure sur la géométrie respective des deux molécules ? 4/ Le moment dipolaire de la molécule SO2 est de 1,65 D et l’angle de liaison OSO est de 119°. a) Donner la structure de Lewis de SO2 en indiquant les formes mésomères possibles et en précisant celle qui est la plus contributive à la représentation de la molécule. b) Calculer le pourcentage ionique de la liaison SO sachant que sa longueur vaut 1,43 Å. Exercice 3 1/ Les angles de liaison dans le méthane, l'ammoniac et l'eau sont respectivement : 109,5°, 107,3° et 104,5°. Justifier cette diminution des angles de liaison. 2/ Les molécules BCl3, NCl3 et BrCl3 présentent des formules analogues, mais ont des géométries très différentes. Expliquer ces différences à partir de la théorie VSEPR. 3/ Le brome et le fluor peuvent former trois molécules différentes : BrF, BrF3 et BrF5. a/ Donner la géométrie de chaque molécule. b/ Le fluor, le brome et l’iode sont des halogènes. Ils ont donc, à priori, des caractères chimiques analogues. On note cependant que les composés FBr3 et FBr5 n’existent pas. Par ailleurs, la molécule IF7 existe, contrairement à la molécule BrF7. Proposer une explication à ces apparentes contradictions. Exercice 4 On considère les molécules d’éthylène CH2=CH2 ; d’acide méthanoïque HCOOH ; de méthanal HCHO et d’allène CH2=C=CH2. Donner la géométrie autour des atomes de carbone et d’oxygène pour chaque molécule et préciser l’état d’hybridation des atomes dans chaque cas. Exercice 5 1/ Etablir le diagramme énergétique des orbitales moléculaires et la configuration électronique des espèces chimiques H2, H2, He2 et He2. 17 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 2/ Calculer le nombre de liaisons dans chaque cas, puis donner un classement par ordre de stabilité croissante des espèces H2, H2, He2 et He2. 3/ La longueur de liaison H−H de H2 est égale à 0,74 Å et celle de H2 est égale à 1,06 Å. Interpréter ce résultat. 4/ Quelle est la première configuration excitée de H2 ? 5/ Expliquer pourquoi le passage de la configuration fondamentale à la première configuration excitée s’accompagne d’un allongement de la liaison H−H dans H2 ? Exercice 6 On donne ci-dessous les énergies des orbitales atomiques des atomes de carbone, d’azote et d’oxygène exprimées en eV : Elément Configuration C N O 1s 2s 2p 2 2 308,1 19,2 11,8 2 3 425,1 25,7 15,4 2 4 562,2 33,8 17,2 [He] 2s 2p [He] 2s 2p [He] 2s 2p 1/ On considère les espèces O2 ; O2 ; O2 ; O22. a/ Etablir le diagramme énergétique des orbitales moléculaires dans chaque cas. b/ Déterminer la configuration électronique et l’ordre de liaison de chaque espèce. c/ Laquelle possède la liaison la plus forte ? d/ Vérifier, dans chaque cas, si la structure de Lewis rend compte ou pas du magnétisme de l’espèce et proposer le cas échéant une représentation en accord avec le diagramme énergétique. 2/ On considère les espèces N2 et NO. a/ Etablir le diagramme énergétique des orbitales moléculaires dans chaque cas. b/ Déterminer la configuration électronique, l’ordre de liaison et le magnétisme dans chaque cas. c/ Classer N2 et NO par ordre croissant de longueur de liaison et par ordre croissant d’énergie de liaison. d/ Classer par ordre croissant les énergies de liaison et les longueurs de liaison des espèces NO, NO− et NO. 3/ Pour chacune des espèces CN ; CN ; CN, déterminer la configuration électronique et l’ordre de liaison, indiquer celles qui sont paramagnétiques, puis les classer par ordre croissant de longueur de liaison, d’énergie de liaison et de stabilité. 18 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 Année Universitaire 2016/2017 Géométries moléculaires prévues par la théorie de Gillespie Théorie de la répulsion des paires électroniques de la couche de valence (VSEPR) Nombre de doublets (m + n) 2 Figure de répulsion Type de molécule AXmEn Nombre de liaisons Droite AX2 2 Forme des molécules Molécule linéaire AX3 3 3 Triangle équilatéral Exemples BeCl2 ; CO2 ; HCN BF3 ; AlCl3 ; Triangle plan AX2E 2 SO2 ; SnCl2 Molécule coudée (en V) AX4 + 4 CH4 ; NH4 Tétraèdre régulier 4 Tétraèdre AX3E + 3 NH3 ; H3O ; Pyramide à base triangulaire AX2E2 2 H2O ; H2S Molécule coudée (en V) 19 Université d'Alger 1. Faculté des Sciences. LIC. SM. Chimie.1 AX5 Année Universitaire 2016/2017 5 PCl5 Bipyramide à base triangulaire AX4E 5 4 Bipyramide trigonale TeCl4 ; SF4 Tétraèdre déformé AX3E2 3 ICl3 ; ClF3 Molécule en T AX2E3 2 XeF2 Molécule linéaire AX6 6 SF6 Octaèdre régulier 6 Octaèdre AX5E 5 BrF5 ; IF5 Pyramide à base carrée AX4E2 4 XeF4 Carré plan 20
