Biologie cellulaire. Exercices et méthodes

CHIMIE
GÉNÉRALE
EXERCICES ET MÉTHODES
Nathalie Warzée
Assistante pédagogique à la Faculté de Médecine
de l’Université Libre de Bruxelles
Licence • PACES • CAPES
Sous la direction de Danielle Baeyens-Volant
Professeur émérite de la Faculté de Médecine
de l’Université Libre de Bruxelles

© Dunod, 2014
5 rue Laromiguière, 75005 Paris
www.dunod.com
ISBN 978-2-10-070528-9
© Dunod, 2015
5, rue Laromiguière, 75005 Paris
www.dunod.com
ISBN 978-2-10-072073-6
© Dunod, 2014
5 rue Laromiguière, 75005 Paris
www.dunod.com
ISBN 978-2-10-070528-9
Illustration de couverture
chemistry concept © Shawn Hempel – Fotolia.com

3
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Remerciements 6
1 Fondements et prérequis en chimie 7
QCM ……………………………………………………………………………………………………… 34
Vrai ou faux ……………………………………………………………………………………………… 45
Exercices ………………………………………………………………………………………………… 51
Schéma de synthèse : Les fondements et prérequis en chimie …………………… 62
2 L’atome 65
QCM ……………………………………………………………………………………………………… 83
Vrai ou faux ……………………………………………………………………………………………… 91
Exercices ………………………………………………………………………………………………… 95
Schéma de synthèse : L’atome ………………………………………………………… 103
3 La molécule 105
QCM …………………………………………………………………………………………………… 118
Vrai ou faux …………………………………………………………………………………………… 125
Exercices ……………………………………………………………………………………………… 130
Schéma de synthèse : La molécule …………………………………………………… 140
4 La géométrie moléculaire 141
QCM …………………………………………………………………………………………………… 156
Vrai ou faux …………………………………………………………………………………………… 164
Exercices ……………………………………………………………………………………………… 172
Schéma de synthèse : La géométrie moléculaire ………………………………… 178
5 Les états de la matière 179
QCM …………………………………………………………………………………………………… 203
Vrai ou faux …………………………………………………………………………………………… 216
Exercices ……………………………………………………………………………………………… 222
Schéma de synthèse : Les états de la matière ……………………………………… 236
6 La thermodynamique 239
QCM …………………………………………………………………………………………………… 261
Vrai ou faux …………………………………………………………………………………………… 277
Exercices ……………………………………………………………………………………………… 282
Schéma de synthèse : La thermodynamique ……………………………………… 299
7 La cinétique chimique 301
QCM …………………………………………………………………………………………………… 325
Vrai ou faux …………………………………………………………………………………………… 340
Exercices ……………………………………………………………………………………………… 347
Schéma de synthèse : La cinétique chimique ……………………………………… 367
8 Tables de constantes 369
Bibliographie 380
Index 381
6
Table des matières

4
Des rappels de cours sous forme de fiches
7 chapitres
et leurs mots-clés
Comment utiliser
MOTS-CLÉS
■
Forces d’attraction
et de répulsion
■
énergie potentielle
■
méthode de Lewis
■
liaisons ioniques
■
liaisons covalentes
■
liaisons polaires
■
liaisons de coordination
■
règle de l’octet
■
édifices polyatomiques
■
électronégativité
■
% de caractère ionique
■
charge formelle
■
formes limites
■
hybrides de résonance
■
radicaux libres
■
énergie et longueur
de liaison
3
La molécule
La molécule est la plus petite quantité de matière qui se conserve lors de change-
ments physiques, observables à l’échelle macroscopique.
Exemple : H
2
O(l) → H
2
O(g)
Lors de la vaporisation, l’eau liquide se transforme en vapeur d’eau mais la molé-
cule reste constituée, dans les deux états, de deux atomes d’hydrogène et d’un
atome d’oxygène. Il n’y a pas de changement à l’échelle microscopique tandis qu’à
l’échelle macroscopique, le changement d’état est tout à fait perceptible.
Dans le cas des molécules, les interactions interatomiques conduisent les atomes
à s’associer en formant des liaisons chimiques.
106 107
Vrai ou faux ? QCM Fiches
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3. La molécule
Exercices
Fiche 1
Les liaisons chimiques
Les liaisons chimiques sont des forces électrostatiques qui re ètent l’équilibre existant
entre forces d’attraction (entre charges de signe opposé) et forces de répulsion (entre
charges de même signe).
Les forces d’attraction s’exercent entre les protons et les électrons.Les forces de
répulsion s’exercent entre les électrons ainsi qu’entre les protons.
Exemple: Dans la molécule de H2: deux atomes de H, c’est-à-dire 2 p+ et 2 e–.
p+p+
e–
e–
Forces d’attraction
Forces de répulsion
Le diagramme ci-dessous montre comment évolue l’énergie potentielle des forces
d’interaction lorsque deux atomes d’hydrogène se rapprochent l’un de l’autre.
Diagramme de Heitler-London
74 pm Distance entre les noyaux
0
Répulsions Attractions
∞
∼
Énergie potentielle
Molécule de H2
– 436 kJ.mol–1
Dans ce graphique, l’énergie potentielle tend vers 0 lorsque les deux atomes se trouvent
à une distance infinie l’un de l’autre. Au fur et à mesure de leur rapprochement, l’énergie
potentielle diminue, la résultante des forces d’attraction étant supérieure à la résultante
des forces de répulsion.L’énergie continue à décroître jusqu’à une distance donnée
(74 pm dans le cas de la molécule de H2) où les deux types de force s’équilibrent. À
cette distance, l’énergie d’interaction d’une mole de molécules de H2 est inférieure de
436kJ à celle d’une mole d’atomes isolés. Ces deux grandeurs (distance et énergie) sont
associées à une molécule de H2 à l’état fondamental.
Si on essayait de rapprocher les deux noyaux à des distances inférieures, on serait
confronté à des forces de répulsions très importantes et l’énergie potentielle augmenterait
considérablement (voir graphique ci-dessus).
Ce sont les électrons de valence qui jouent un rôle fondamental dans la formation des
liaisons chimiques; celle-ci repose sur des concepts relevant de la mécanique quan-
tique.La formation des liaisons peut être abordée par une méthode plus simple, appelée
Méthode deLewis. GilbertLewis fut, avecLinus Pauling, un des pionniers dans la
description et la compréhension des liaisons chimiques.
Fiche 2
Méthode de Lewis
Pour Lewis, le symbole chimique d’un atome représente le noyau et les électrons
internes.Les électrons de valence sont indiqués par des points. Au-delà de 4 points, les
électrons additionnels établissent des doublets.
Les atomes de la 2e période sont ainsi représentés:
Li Be Be C N O F Ne
IA
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Pour comprendre la formation de liaisonsdans les composés chimiques, deux cas
précis sont envisagés:
– lorsqu’un métal s’associe à un non-métal, les électrons de valence passent du métal
vers le non-métal de manière à ce que chaque atome atteigne la con guration électronique
d’un gaz noble, avec comme corollaire, la formation de cations et d’anions.
Exemple:
→
[Ne] 3s 1[Ne] 3s 2 3p 5[Ne] [Ar]
+ +Cl ClNa Na+
Configuration
électronique
Les ions formés au cours de cette réaction portent des charges de signe opposé et
s’attirent pour former des paires d’ions. Dans le solide, ces paires d’ions s’attirent à leur
tour jusqu’à ce que les forces d’attraction et de répulsion s’équilibrent.L’ensemble de
ces interactions produit un amas d’ions rangés de façon régulière, où les cations et les
anions sont disposés en alternance.Les forces résultantes qui maintiennent ces cations
au voisinage des anions sont appelées liaisons ioniques et l’assemblage solide structuré
constitue un cristal ionique.
La réaction qui se produit s’écrit:
2 Na(s) +Cl2(g) → 2 NaCl(s)
La formation des liaisons ioniques s’accompagne également d’une diminution d’énergie
potentielle estimée, pour la formation de NaCl(s), à 411kJ⋅mol–1. Cette valeur d’énergie
peut être calculée grâce à l’analyse d’un processus hypothétique en plusieurs étapes,
appelé cycle de Born-Haber. Ce cycle ne sera pas décrit dans cet ouvrage.
– lorsque deux non-métaux s’associent entre eux, les atomes partagent un ou
plusieurs doublets d’électrons de valence et créent des liaisons covalentes. Chaque
atome cherche à acquérir la con guration d’un gaz noble. Comme les atomes des groupes
principaux acquièrent en général une con guration électronique externe qui comporte huit
électrons, on dit qu’ils obéissent à la règle de l’octet.La règle de l’octet ne s’applique ni
aux éléments de transition ni aux cinq premiers éléments de la classi cation périodique.
De nombreux
schémas
Retrouvez sur dunod.com des
compléments d’information
signalés dans l’ouvrage par
(WWW).
@

5
51
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1. Fondements et prérequis
EntraînementEntraînement
Vrai ou faux ? QCM FichesExercices
Exercices
1. L’éosine B est utilisée pour ses propriétés colorantes (orange-rouge) et asséchantes. Une
solution aqueuse à 2,0 % est généralement utilisée en maternité où elle est fournie aux
jeunes mères pour accélérer la chute du cordon ombilical du nouveau-né.
COO–
NO2
O
O
Br
+ 2 Na
+
–O
O
2N
Br
a) Quelle est la formule brute de cette molécule sous forme disodique ? Calculez sa
masse molaire.
b) On prépare une solution en introduisant 5,0 mg d’éosine B dans un matras de 250 mL
contenant de l’eau distillée. Après avoir dissous l’éosine dans l’eau, on ajuste le niveau
du liquide au trait de jauge et on homogénéise. À l’aide d’une pipette, on prélève 20,0
mL de la solution ainsi préparée pour l’introduire dans un nouveau matras de 200 mL.
On ajuste au trait de jauge avec de l’eau distillée. Quelle est la concentration de cette
dernière solution d’éosine obtenue ?
2. Comment prépareriez-vous une solution aqueuse contenant 2,40 % en masse d’éthanoate
de sodium, NaC2H3O2 ?
3. Complétez et équilibrez les équations moléculaires suivantes (en précisant les états
physiques).
– Li2O(s) + HCl(aq) →
– HBr(aq) + Na2CO3(aq) →
– NH4NO3(aq) + LiOH(aq) →
– H2SO4(aq) + Ba(NO3)2(aq) →
– K(s) + H2O(l) →
– Zn(s) + HCl(aq) →
– AgClO4(aq) + Sr3(PO3)2(aq) →
– Fe2O3(s) + H2SO4(aq) →
– CaO(s) + H2O(l) →
– P2O5(s) + KOH(aq) →
4. Complétez et équilibrez l’équation moléculaire d’une réaction entre deux électrolytes
conduisant à la formation d’un précipité de CuCl (en précisant les états physiques).
Donnez l’équation ionique de cette réaction.
Donnez l’équation ionique nette de cette réaction (en précisant les états physiques).
5. Écrivez les équations moléculaire et ionique nette équilibrées d’une réaction entre deux
électrolytes qui donnera un dégagement gazeux de NH3. Précisez les états physiques
de tous les composés impliqués.
Des exercices pour s’entraîner
63
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Fiche 17 : Règles de solubilité
Fiche 16 : Écriture des réactions chimiques
Fiche 18 : Comment équilibrer une réaction chimique
Fiche 19 : Relations d’équivalence
Fiche 20 : Réactif limitant
Fiche 21 : Rendement de réaction
Équations chimiques
Stœchiométrie en solution aqueuse
Fiche 22 : Concentration molaire volumique ou molarité
Fiche 23 : % massique et volumique
Fiche 24 : Molalité
Fiche 25 : Fractions molaire et massique
Fiche 26 : Masse volumique
Fiche 27 : Dilution
• Écriture moléculaire
• Écriture ionique
aA + b B
→
c C + d D
1/a n
A
= 1/b n
B
= 1/c n
C
= 1/d n
D
n = masse =m
masse molaire M
C = n
soluté
(mol)
V
solution
(L)
solvant
m = n
soluté
(mol)
m(kg)
m
=
m
solution
(kg)
V V
solution
(L) x
i
=
n
i
n
T
w
i
=
m
i
m
T
C
diluée
× V
dilluée
= C
conc
× V
conc
× N
A
× M (g.mol
–1
)
: M (g.mol
–1
)
× V (L)
: V (L)
: N
A
Nombre de particules Nombre de moles : n (mol)
Masse : m (g)
Concentration : C (mol.L
–1
)
Des QCM
pour s’auto-évaluer
Des questions Vrai/Faux
cet ouvrage ?
Des schémas de synthèse
en fin de chapitre
45
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1. Fondements et prérequis
Entraînement
Vrai ou faux ? QCM Fiches
Exercices
Vrai ou faux
Aspects qualitatifs
Vrai Faux
1.
Un corps pur simple est toujours monoatomique.
2.
Un corps composé est toujours un corps pur.
3.
Le symbole de l’élément potassium est P.
4.
Un mélange est une association de deux ou plusieurs corps purs
simples ou composés, qui peuvent interagir chimiquement entre eux.
5.
La radioactivité d’un atome provient de modifications subies au sein
de son noyau.
6.
Les non-métaux se situent dans la partie gauche du tableau périodique.
7.
Le fluor et le phosphore sont des corps purs simples polyatomiques.
8.
N
2
O
4
est appelé oxyde de diazote.
9.
Na
2
O est appelé oxyde de disodium.
10.
Mg
2+
est un cation qui contient 12 protons et 12 électrons.
11.
HPO
42–
est appelé ion dihydrogénophosphate.
12.
L’ion S
2
O
32–
est appelé anion thiosulfate.
13.
L’ion carbonate est monovalent.
14.
L’anion phosphate est trivalent.
15.
Les oxacides sont obtenus par action de l’eau sur n’importe quel
oxyde.
16.
H
2
SO
4
est un hydracide, appelé sulfate d’hydrogène.
17.
Les bases sont des composés qui, mis en solution aqueuse, captent
des cations H
+
.
18.
Les alcanes et les alcènes sont différents : les premiers sont saturés,
les autres sont insaturés.
19.
Lors de la numérotation des atomes de carbone d’un composé orga-
nique, on peut indifféremment numéroter de gauche à droite ou de
droite à gauche.
20.
Une fonction organique contient toujours nécessairement un
hétéroatome.
21.
Un radical alkyle est un hydrocarbure qui a perdu deux atomes
d’hydrogène.
34
Entraînement
QCM
Aspects qualitatifs
1. Laquelle des formules suivantes est incorrecte ?
❏ a. Al(OH)
3
❑ c. K
2
CrO
4
❑ e. Li
2
CO
3
❏ b. MgCl
2
❑ d. (NH
4
)
2
PO
4
2. La formule de l’ion chlorate est :
❏ a. ClO
−
❑ c. ClO
3
−
❑ e. ClO
4−
❏ b. ClO
2
−
❑ d. ClO
4
−
Conseil méthodologique
Pour les questions 3 et 4, faites appel à votre culture générale ou consultez un livre de
chimie inorganique.
3. Parmi les substances suivantes, laquelle est appelée « gaz hilarant » ?
❏ a. N
2
O ❑ c. NO ❑ e. N
2
❏ b. NO
2
❑ d. O
2
4. Laquelle des substances gazeuses suivantes est de couleur brune ?
❏ a. N
2
O ❑ c. NO ❑ e. N
2
❏ b. NO
2
❑ d. O
2
Aspects quantitatifs
5. L’anion S
2−
possède :
❏ a. 16 protons – 16 électrons et 16 neutrons
❏ b. 16 protons – 16 électrons et 32 neutrons
❏ c. 32 protons – 32 électrons et 16 neutrons
❏ d. 16 protons – 18 électrons et 16 neutrons
❏ e. Aucune des réponses ci-dessus
6. Le cation Ca
2+
possède :
❏ a. 20 protons – 20 électrons et 20 neutrons
❏ b. 18 protons – 20 électrons et 20 neutrons
❏ c. 20 protons – 18 électrons et 20 neutrons
❏ d. 20 protons – 18 électrons et 22 neutrons
❏ e. Aucune des réponses ci-dessus
54
Réponses
Conseil méthodologique
Pensez à compléter la formule du composé en indiquant les atomes d’hydrogène manquants. Pour
rappel, l’atome de carbone est tétravalent.
1.
a) C
20
H
6
N
2
O
9
Br
2
Na
2
COO–
NO2
O
O
Br
+ 2 Na
+
–O
O
2N
Br
Les traits gras correspondent à des atomes d’hydrogène.
20 62922
CHNOBr Na CHNOBr Na
20 6292 2
MMMMMM M=+++ ++
= 20 × 12,01 g ⋅ mol
–1
+ 6 × 1,01 g ⋅ mol
–1
+ 2 × 14,01 g ⋅ mol
–1
+ 9 × 16,00 g ⋅ mol
–1
+ 2 × 79,90 g ⋅ mol
–1
+ 2 × 22,99 g mol
–1
M624,06g
.mol
CHNOBr Na
1
20 6292 2
→=
−
b) Calculons la concentration de la solution concentrée d’éosine :
n
m
M
CV
.
éosine
éosine
éosine
éosine solution
==
5, 00 .10 g
624,06g
.mol
250 .10 L3,20.10 mol.L
3
1éosine
3
éosine
51
CC=× →=
−
−
−−
−
Lors d’une dilution, le nombre de moles reste constant de la solution concentrée à la solution diluée :
=
=
concentrée diluée
concentrée concentrée diluée diluée
nn
CV
CV××
3,20 ⋅ 10
–5
mol ⋅ L
–1
×
20,0 ⋅ 10
–3
L = C
diluée
×
200,0 ⋅ 10
–3
L
C
diluée
= 3,20 ⋅ 10
–6
mol ⋅ L
–1
2.
Le pourcentage en masse (2,40 %) peut être traduit comme suit :
==
+
0,024
NaCHO
NaCHO
NaCH
OH
O
23 2
23 2
23
22
w
m
mm
Si on prend 100,0 mL d’eau (soit 100,0 g car la masse volumique de l’eau vaut 1,00 g ⋅ mL
–1
) :
m
m
mm
0,024 100,0 g0,024 2, 40 g
NaCHO
NaCHO
NaCH
ON
aC HO
23 2
23 2
23
2232
=
+
→+=
=2, 46 gdans 100,0 mL d'eau
NaCHO
23 2
m
3.
En se servant de la Table 2 des Tables de constantes :
– Li
2
O(s) + 2 HCl(aq) → 2 LiCl(aq) + H
2
O(l)
– 2 HBr(aq) + Na
2
CO
3
(aq) → 2 NaBr(aq) + H
2
O(l) + CO
2
(g)
Toutes les réponses commentées
avec des conseils méthodologiques