Correction SAR Chimie populaire

Correction du SAR du 22 septembre : chimie générale
Partie atomistique
Exercice 1
• Le noyau du soufre comporte A = 32 nucléons dont Z = 16 protons et A-Z = 32-16 = 16 neutrons.
La masse molaire M d’une mole de soufre en g/mol est égale à la masse atomique m exprimée en uma.
Par ailleurs, la masse atomique m en uma est égale au nombre de masse A. Pour résumer : M = m (g/mol)
et m = A (uma), d’où M(X) = A(X) en g/mol en général. La masse molaire M(S) vaut donc 32 g/mol.
• Isotopes d’un élément : nucléides ayant le même numéro atomique Z donc les mêmes propriétés
chimiques, mais un nombre de masse A différent (même nombre de protons, mais nombre de neutrons
différents).
• Soient x l’abondance relative du 32S et y l’abondance relative du 34S,
x + y = 100% = 1 et M = x x 32 + y x 34 = x x 32 + (1 – x) x 34 = 32,1 g/mol
D’où 32x + 34(1-x) = 32,1  32x + 34 – 34x = 32,1
 1,9 = 2x
 x = 0,95
Il y a ainsi 95% de 32S et 5% de 34S.
Exercice 2
1) Le calcium 40Ca n’est pas ionisé et son numéro atomique Z est égal à 20 : il possède 20 électrons. Sa
configuration électronique est donc 20Ca : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 ou bien [Ar], 4s2.
2) La couche de valence d'un atome est sa dernière couche électronique partiellement ou totalement
remplie. Ainsi, la configuration électronique de la couche de valence est 4s2.
Représentation de cette couche de valence :
Cette couche de valence, ns², caractérise la famille des alcalino-terreux (2ème colonne).
3) Le calcium appartient à la 4ème période car n = 4 (cf structure électronique du calcium et diapo 36 du
poly). Par définition on a 0 ≤ l ≤ n-1. Ainsi pour n = 4, on a l’encadrement suivant : 0 ≤ l ≤ 3.
Le nombre quantique magnétique suit la relation suivante : -l ≤ ml ≤ l. Ainsi pour l = 1, on a l’encadrement
suivant : -1 ≤ ml ≤ +1.
4) En suivant la règle de l’électroneutralité du carbonate de calcium (un sel est toujours neutre), on en
déduit que le cation formé est le Ca2+. En effet, Ca2+ + CO32- = CaCO3.
En général, on enlève d’abord les électrons les plus externes (ceux qui correspondent à n le plus grand),
donc ici, les 2 électrons de la couche 4s2. Ainsi, la configuration électronique du Ca2+ est 20Ca2+ : 1s2, 2s2, 2p6,
3s2, 3p6.
La couche de valence est 3s2, 3p6.
Représentation de cette couche de valence :
5) Attention au piège ! En effet, l’argent est dans la même famille que le cuivre : il fait donc parti des
exceptions à la règle de Klechkowski. Sa configuration électronique est donc 47Ag : 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶,
4s², 3d¹⁰, 4p⁶/ 4d¹⁰, 5s¹ et non pas 4d9, 5s2. Cette particularité s’explique par la règle de Hund : la stabilité
2
² 6

est améliorée pour un maximum de spins parallèles sur les orbitales atomiques de même énergie (nd5 et
nd10 n’ont que des spins parallèles).
L’argent fait partie de la famille des métaux de transition.
6) La couche de valence de l’argent est 4d¹⁰, 5s¹. L’argent appartient à la 5ème période.
Exercice 3
• Energie d’ionisation = énergie minimale à fournir (> 0) à un atome isolé à l’état gazeux, pour lui arracher
un électron selon la réaction :
Ga (g)  Ga+ (g) + e- (EI1 : énergie de première ionisation)
Ga+ (g)  Ga2+ (g) + e- (EI2 : énergie de deuxième ionisation)
Ga2+ (g)  Ga3+ (g) + e- (EI3 : énergie de troisième ionisation)
Par définition : EIn > EIn-1. L’énergie de première ionisation est donc inférieure à l’énergie de deuxième
ionisation, elle-même inférieure à l’énergie de troisième ionisation. On a EI1(Ga) < EI2(Ga) < EI3(Ga). (En
effet, EI3 = 30.726 eV et EI1 = 5.999eV).
• On parcourt le tableau périodique de haut en bas : Z augmente, et le nombre de couches électronique
augmente aussi. Par conséquent, la distance noyau-électron périphérique augmente, et la force
d’attraction du noyau diminue. Ainsi, l’énergie d’ionisation diminue. C’est l’effet distance.
On pourrait parler d’effet charge si ces deux atomes avaient des couches de valence différentes, donc
appartenait à des colonnes différentes.
La couche de valence du Bore est 5B : 2s2, 2p1, celle du Gallium est 31Ga : 4s2, 4p1, ils ont donc la même
couche de valence et appartiennent à la même colonne. Il est précisé que le Gallium et le Thallium
appartiennent à la même colonne donc le Bore et le Thallium appartiennent tous les deux à la même
colonne, on ne se déplace alors que verticalement, de haut en bas.
De ce fait, EI(5B) < EI(13Al) < EI(31Ga) < EI(49In) < EI(81Tl).
• L’énergie d’ionisation augmente avec Z dans une période, cependant, ATTENTION !!! Petit piège : Il
existe une exception, du fait des orbitales atomiques d qui entrent en scène.
En effet, pour les deux colonnes adjacentes du bloc d et p, on a les éléments :
30Zn : [Ar], 3d10, 4s2
31Ga : [Ar], 3d10, 4s2, 4p1
La structure 3d10, 4s2 est très stable car toutes les OA sont remplies : il est donc plus facile d’arracher
l’électron de l’O.A. 4p1 que l’électron de l’O.A. 4s2. Donc EI(Ga) < EI(Zn).
• |EN (A) – EN (B)| = Δ1/2 avec Δ l’énergie de résonance
D’où |EN (F) – EN (Ga)| = 4 – 1,81 = 2,19 = Δ1/2  Δ = 2,19² = 4,80 eV.
Correction QCMs
QCM 1
Réponses : BD
A- Faux, un atome s’écrit où A désigne le nombre de nucléons (= protons + neutrons) et Z le nombre de
protons. Le nombre de neutrons est égal à A-Z. On a donc pour le Silicium : 29-14 = 15 neutrons et 14
protons.
B- Vrai, cf A
C – Faux, pour calculer la masse atomique moyenne d’un élément il faut utiliser la formule :

M=92×28+5×29+3×30
100 =2576+145+90 100 =2811 100 =28,11g/mol
M =
i
iMi
i
i
où τ désigne l’abondance de l’isotope et M la masse molaire de l’isotope.
Ici
D- Vrai, cf C
E- Faux, la configuration fondamentale ne varie pas entre des isotopes d’un même élément chimique. Elle
varie uniquement si Z varie. En effet il n’y aura pas la même configuration électronique dans ce cas-là.
QCM 2
Réponse : B
A- Faux, si l’on remplit les orbitales atomiques de l’atome on constate qu’il n’y a pas d’électrons
célibataires puisque toutes les sous-couches sont remplies (20Ca : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2). Le nombre de
spin magnétique total de l’atome est donc nul. Un nombre de spin magnétique total égal à +1/2 ou à -1/2
signifierait qu’il y aurait un électron célibataire. +1 ou -1, deux électrons célibataires ou encore +3/2 ou -
3/2, trois électrons célibataires.
B- Vrai.
En descendant dans une colonne ou en allant vers la gauche d’une ligne du
tableau périodique le rayon de l’atome augmente. En effet plus l’atome est
« gros » plus son rayon est important.
C- Faux, deux espèces ou ions différents ne peuvent avoir le même rayon atomique.
D- Faux, configuration fondamentale de 25Mn : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d5. En respectant la règle de
Klechkowski, on remplit la 4s avant la 3d. Cependant, on arrache généralement les électrons de la sous-
couche la plus externe (cf poly diapo 32), donc ici la couche la plus externe est la 4s. Les deux premiers
électrons à enlever appartiennent donc à la 4s et le troisième provient de la 3d. Ainsi la configuration
électronique de l’ion est 25Mn3+ : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d4.
E- Faux. Attention 24Cr est une exception à la règle de Klechkowski ! La configuration électronique de la
couche de valence de cet atome s’écrit 3d5, 4s1 et non 3d4, 4s2.
QCM 3
Réponses : AC
A- Vrai
19K : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 ou [Ar], 4s1
20Ca : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 ou [Ar], 4s2
35Br : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5 ou [Ar], 4s2, 3d10, 4p5
Le nombre de couches électroniques correspond au nombre quantique n maximal dans la configuration
électronique. Il représente aussi la période à laquelle l’élément appartient : ici, n = 4 pour ces 3 atomes.
B- Faux
2Li : 1s2, 2s1 → structure électronique externe de type ns1 (avec n = 2) donc Li appartient bien aux alcalins
20Ca : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 → structure électronique externe de type ns2 (avec n = 4) donc Ca
n’appartient pas aux alcalins mais aux alcalino-terreux.
C- Vrai
En montant dans une colonne ou en se déplaçant vers la droite du
tableau périodique l’électronégativité des atomes augmente.
D- Faux, 31Ga : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10/ 4s2, 4p1 possède bien 3 électrons de valence mais par contre, Ga
ne possède qu’un seul électron célibataire.

%i=μréel
μi×100
μi=μréel
%i ×100=1,63 20 ×100=8,15D
μi=8,15
3.10−29=2,72.10−29C.m
d(m)= μi
e=2,72.10−29
1,6.10−19 =1,7.10−10 m
E – Faux, l est un entier naturel tel que 0 ≤ l ≤ n-1.
Il caractérise la "forme" de l’orbitale, et il définit une sous-couche électronique, ou un sous-niveau
d’énergie.
l = 0 ⇒ sous-couche s ; l = 1 ⇒ sous-couche p ; l = 2 ⇒ sous-couche d ; l = 3 ⇒ sous-couche f
Partie liaisons chimiques
Exercice 1
1) La règle de l’octet se définit comme la stabilité maximale obtenue dans une molécule lorsque
chaque atome, en particulier pour la deuxième et troisième période, se retrouve entouré par 8
électrons.
L’hypervalence, possibilité pour un atome d’atteindre un nombre d’électrons de valence supérieur
à 8, est permise par l’existence des orbitales atomiques d à partir de la 3ème période de la
classification.
N.B. La première période H et He ne s’entoure que d’une seule paire d’électron, c’est la règle du
duet.
2) La liaison covalente (simple) résulte de la mise en commun de 2 électrons (un doublet d’électrons)
provenant chacun de 2 atomes d’électronégativités voisines impliqués dans la liaison.
La liaison dative résulte de la mise en commun d’un doublet non liant d’électrons appartenant
initialement à l’un des deux atomes, l’autre possédant une lacune électronique. Il y alors apparition
de charges formelles.
La liaison ionique résulte du transfert complet d’un ou de plusieurs électrons de l’atome le moins
électronégatif vers l’atome le plus électronégatif, elle implique donc des ions en interaction
électrostatique. Les atomes impliqués ont une grande différence d’électronégativité, c’est-à-dire
supérieure ou égale à deux.
3) Les forces de Van der Waals sont attractives et ont une énergie de l’ordre de 0 à 20 KJ/mol.
Elles sont de 3 types :
-Keesom : entre deux dipôles permanents
-Debye : entre un dipôle permanent et un dipôle induit
-London : entre un dipôle instantané et un dipôle induit, son énergie ne dépend pas de la
température.
Exercice 2
1) 
Or 1 Debye = 1/3 x 10-29 C.m
D’où
2) µi = |e| x d(m) = 1,6 x 10-19 x d(m)
D’où .
3) Cl est plus électronégatif que P (même période mais Z(Cl) plus élevé que Z(P)), le doublet électronique
«mis en commun» est d’avantage attiré par l’atome Cl.

⃗µ
D’où, q(P) = +0,2 et q(Cl) = -0,2 car le pourcentage de caractère ionique est 20%.
Le vecteur va de la charge négative à la positive par convention.
Exercice 3
N.B. Penser à calculer le nombre de doublets attendus.
Formule
brute
Représentation de Lewis
Nombre
d'atomes
reliés à
l'atome
central
X
Nombre
de
doublets
non liants
reliés à
l'atome
central
E
Formule
V.S.E.P.R
Géométrie de
base
+forme
particulière
SO2
2
1
AX2E
•triangulaire
plane
•coudée ou
angulaire
Cl3PO
4
0
AX4
•tétraédrique
H2S
2
2
AX2E2
•tétraédrique
•coudée
PH3
3
1
AX3E
•tétraédrique
•pyramide
trigonale
SOF4
5
0
AX5
•bipyramide
trigonale
Cl
P
Cl
Cl
O
+0,2 P • •Cl -0,2
→
µ