Épreuve de Chimie Chimie Premier exercice : Liaisons chimiques (6

Épreuve de Chimie
Nom :
No :
Série : E1 Date : 26/02/2014
Classe : 3e
Durée : 50 minutes
Chimie
Cette épreuve est constituée de trois exercices.
Elle comporte deux pages numérotées 1/2 et 2/2.
L’usage de la calculatrice n’est pas autorisé.
Premier exercice : Liaisons chimiques (6,5 points)
1. L’oxyde de lithium
Le lithium est un métal alcalin de la deuxième période. L’oxygène est casé dans le groupe VI du
tableau périodique.
a. Déterminer le numéro atomique du lithium.
b. Écrire la représentation de Lewis de l’atome de chacun des éléments : lithium et oxygène.
c. Le lithium et l’oxygène établissent entre eux une liaison ionique. Expliquer la liaison
chimique établie entre ces deux éléments. Donner la formule ionique et la formule statistique
de l’oxyde de lithium.
2. L’eau oxygénée
La représentation de Lewis de l’atome d’hydrogène est H. Proposer la formule structurale de la
molécule d’eau oxygénée de formule moléculaire H2O2.
3. Calculer la quantité de matière contenue dans 4,8 g d’oxygène. On donne : M(O) = 16 g/mol.
Deuxième exercice : Fonctionnement d’une pile électrochimique (6,5 points)
La représentation schématique d’une pile électrochimique est la suivante :
Cr / Cr3+ - pont salin - Cu2+ / Cu
1. Identifier l’anode de la pile.
2. On se propose de construire la pile électrochimique Chrome - Cuivre. Citer le matériel nécessaire
à la construction de cette pile. On signale que le montage comporte un ampèremètre.
3. Faire le schéma annoté de la pile Cr - Cu. Indiquer sur le schéma le sens de déplacement des
électrons.
4. Nommer le phénomène qui se déroule au niveau de chaque électrode. Écrire la demi-équation
électronique correspondante. Déduire l’équation-bilan de la réaction de fonctionnemnt de la pile.
1/2

5. Les ions Cu2+ colorent la solution en bleu. Au cours du fonctionnement de la pile, la couleur de
cette solution varie. Préciser si la couleur de la solution de Cu2+ devient plus foncée ou plus
claire.
Troisième exercice : Réactions d’oxydoréduction (7 points)
La préparation industrielle de l’acide sulfurique à partir du soufre nécessite plusieurs
transformations chimiques. Deux d’entre elles sont représentées par les équations-bilans suivantes :
Équation-bilan A : S + O2 → SO2
Équation-bilan B : SO3 + H2O → H2SO4
1. Déterminer le nombre d’oxydation du soufre dans les espèces chimiques suivantes :
S ; SO2 ; SO3 ; H2SO4.
2. Dans l’équation-bilan A :
a. Donner le n.o. de chacun des éléments soufre et oxygène dans les réactifs et dans les produits.
b. Indiquer l’espèce chimique oxydée et l’espèce réduite.
c. Nommer l’agent oxydant et l’agent réducteur.
d. Préciser si cette équation-bilan représente une réaction d’oxydoréduction.
3. Dans l’équation-bilan B :
a. Donner le n.o. de chacun des éléments : soufre, hydrogène et oxygène, dans les réactifs et
dans les produits.
b. Préciser si cette équation-bilan représente une réaction d’oxydoréduction.
BON TRAVAIL !
2/2

Classe de 3e Examen 1, le 26/02/2014
Chimie
Corrigé Barème
Premier exercice : Liaisons chimiques (6,5 points)
1. L’oxyde de lithium
a. Les métaux alcalins appartiennent au groupe I du tableau périodique. Puisque le
lithium est un métal alcalin de la 2e période, on déduit que l’atome de lithium a
2 niveaux d’énergie (2e période) et un seul électron périphérique (groupe I). La
configuration électronique de cet atome est K2 L
1. L’atome de lithium a donc
3 électrons. Étant électriquement neutre, il a également 3 protons. Le numéro
atomique du lithium, qui représente le nombre de protons, est donc : Z = 3.
b. Dans la représentation de Lewis d’un atome, le symbole de l’élément est entouré des
électrons externes de l’atome. Ainsi :
- l’atome de lithium a 1 électron externe ; sa représentation de Lewis est Li.
- l’atome d’oxygène a 6 électrons externes puisque l’oxygène est casé dans le groupe
VI ; sa représentation de Lewis est O .
c. L’atome de lithium répond à la règle du duet ; pour avoir le niveau K saturé à
2 électrons, il cède son électron externe et devient un cation Li+. L’atome d’oxygène
gagne 2 électrons pour accomplir son octet périphérique et devient un anion O2-.
Deux ions lithium et un ion oxyde s’attirent et forment un composé ionique, l’oxyde
de lithium, de formule ionique (2 Li+ ; O2-) et de formule statistique Li2O.
2. L’eau oxygénée
L’atome d’oxygène est bivalent et l’atome d’hydrogène est monovalent. La formule
structurale de l’eau oxygénée (H2O2) est donc : H – O – O – H .
3. Quantité de matière dans 4,8 g d’oxygène
La quantité de matière (n) est le quotient de la masse donnée (m) par la masse molaire
(M) : === 16
8,4
M
m
n0,3 mol. Il y a donc 0,3 mol dans 4,8 g d’oxygène.
1 ½ pt
½ pt
½ pt
1 pt
1 pt
1 pt
1 pt
Deuxième exercice : Fonctionnement d’une pile électrochimique (6,5 points)
1. Identification de l’anode de la pile
La représentation schématique de la pile Cr - Cu montre le fonctionnement de cette pile.
On constate que le chrome Cr subit une oxydation et devient un ion Cr3+. Puisque
l’anode de la pile est l’électrode oxydée, on déduit que la lame de chrome est l’anode,
représentée par convention à gauche.
2. Matériel nécessaire à la construction de la pile Cr - Cu
Deux béchers, une lame de chrome, une lame de cuivre, un pont salin (tube en U rempli
d’une solution saline), un ampèremètre, des fils de connexion, une solution contenant
des ions Cr3+ et une solution contenant des ions Cu2+.
4. Phénomène se déroulant au niveau de chaque électrode
 Au niveau de l’électrode négative ou anode, il y a oxydation des atomes Cr. La demi-
équation correspondante est : Cr → Cr3+ + 3 e- ou 2 Cr → 2 Cr3+ + 6 e-.
 Au niveau de l’électrode positive ou cathode, il y a réduction des ions Cu2+. La demi-
équation correspondante est : Cu2+ + 2 e- → Cu ou 3 Cu2+ + 6 e- → 3 Cu.
 Équation-bilan de la réaction de fonctionnement de la pile :
2 Cr + 3 Cu2+ → 2 Cr3+ + 3 Cu
¾ pt
1 pt
¾ pt
¾ pt
¾ pt
1/2

Corrigé Barème
3. Schéma annoté de la pile Cr – Cu
Fil de connexion
com A Ampèremètre
Pont salin A
e-
Lame de chrome Lame de cuivre
(anode) (cathode)
Solution contenant Solution contenant
des ions Cr3+ des ions Cu2+
5. Variation de la couleur de la solution de Cu2+
Au cours du fonctionnement de la pile, les ions Cu2+ sont réduits à la cathode en atomes
Cu qui se déposent sur la lame de cuivre. Donc la solution s’appauvrit en ions Cu2+ et sa
couleur devient plus claire.
1 ¾ pt
¾ pt
Troisième exercice : Réactions d’oxydoréduction (7 points)
1. Calcul du nombre d’oxydation du soufre dans différentes espèces chimiques
Dans une molécule composée : n.o.(H) = +I et n.o.(O) = -II.
On pose : n.o.(S) = x.
 Dans S : n.o.(S) = 0.
 Dans SO2 : x + 2 (-II) = 0 ; d’où x = 4. Donc n.o.(S) = +IV.
 Dans SO3 : x + 3 (-II) = 0 ; d’où x = 6. Donc n.o.(S) = +VI.
 Dans H2SO4 : 2 (+I) + x + 4 (-II) = 0 ; d’où x = 6. Donc n.o.(S) = +VI.
2. Étude de l’équation-bilan A : S + O2 → SO2
a. Dans les réactifs S et O2 : n.o.(S) = 0 et n.o.(O) = 0.
Dans le produit SO2 : n.o.(S) = +IV et n.o.(O) = -II.
b. Dans cette réaction :
- n.o.(S) augmente de 0 à +IV ; S est donc oxydé ;
- n.o.(O) diminue de 0 à –II ; O2 est donc réduit.
c. Dans cette réaction :
- S est l’agent réducteur puisqu’il est oxydé ;
- O2 est l’agent oxydant puisqu’il est réduit.
d. Dans la réaction représentée par l’équation-bilan A, il y a eu simultanément
oxydation d’une espèce chimique (S) et réduction d’une autre espèce chimique (O2).
L’équation-bilan A représente donc une réaction d’oxydoréduction.
3. Étude de l’équation-bilan B : SO3 + H2O → H2SO4
a. Dans les réactifs SO3 et H2O : n.o.(S) = +VI, n.o.(H) = +I et n.o.(O) = -II.
Dans le produit H2SO4 : n.o.(S) = +VI, n.o.(H) = +I et n.o.(O) = -II.
b. Dans la réaction représentée par l’équation-bilan B, le n.o. de chacun des éléments :
S, H et O reste le même dans les réactifs et dans les produits. Il n’y a donc ni
oxydation, ni réduction. On peut dire alors que l’équation-bilan B ne représente pas
une réaction d’oxydoréduction.
¼ pt
½ pt
½ pt
½ pt
½ pt
½ pt
½ pt
½ pt
½ pt
½ pt
¾ pt
½ pt
½ pt
½ pt
2/2