La Fed

2010-2011 Tutorat UE1 –Séance n° 1 - Chimie 1 / 8
TUTORAT UE1 2010-2011 – Chimie
Correction séance n°1 – Semaine du 20/09/2010
Atomistique, Liaisons, Effets électroniques
Dr.Nurit – Dr.Michel
Correction préparée par Agathe Chadelas, Sacha Goux, Ophélie Quinonero
(ATP), Alexandre Leboucher (ATM²), sous la direction de Josiane Nurit.
QCM n°1 : a, b, c, d, e
a) VRAI : La matière est non chargée (Le nombre d’électrons chargés négativement
suppléant le nombre de protons chargés positivement). Ce n’est pas le cas des espèces
ioniques (perte ou gain d’électrons).
b) VRAI : Le nombre de protons (Numéro atomique Z) définit l’élément chimique.
c) VRAI : Par définition, deux isotopes sont deux atomes ayant un numéro atomique Z
identique (même élément) mais un nombre de masses A différent.
d) VRAI : A = 131 = Nombre de nucléons (p+n). Le numéro atomique est Z = 53 (p).
D’où N = A – Z = 131-53 = 78.
e) VRAI : Z = 25, A = 55.
- Nombre de protons = Z = 25.
- Nombre d’électrons = Z = 25.
- Nombre de neutrons = A – Z = 30.
QCM n°2 : a, c, e
a) VRAI : Remarque → Une orbitale pouvant contenir deux électrons (au maximum),
deux électrons peuvent avoir leurs trois nombres quantiques n,l,m semblables, mais ils
différeront alors par le 4ème nombre quantique de spin s (spin : +1/2 , -1/2).
b) FAUX : l définit bien la « forme » d’une orbitale, mais pour l = 0 l’orbitale prend la
forme d’une sphère (orbitale de type s). Cette forme correspond à une orbitale de type p
(l=1). Remarque : l=2 : orbitale d, l=3 : orbitale f, l=4
c) VRAI : Il s’agit d’une orbitale d du groupe dε, qui en contient 3 en tout. L’autre groupe
(dγ) en contient 2.
d) FAUX : Les 3 nombres quantiques définissant une orbitale sont interdépendants.
- 0 ≤ l ≤ (n-1).
- -l ≤ m ≤ +l.
Si n = 2, alors l est égal à 0 (orbitale de type s) ou égal à 1 (orbitales p), ce qui fait que cet
item est faux. Précisons notamment que les orbitales pour lesquelles l = 1 présentent 3
valeurs de m possibles, m définissant l’orientation : 3 orientations différentes existent selon
les 3 axes d’un repère orthogonal (x, y, z).
e) VRAI : n = 3 préfigure une orbitale atomique sur la couche 3.
l = 2 préfigure une orbitale atomique appartenant à une sous-couche d.
Une orbitale caractérisée par une association de nombres quantiques telle que n = 3, l = 2,
m = -1 correspond donc à l’une des 5 orbitales de la sous-couche 3d (m = -2, -1, 0, +1, +2)
F
FA AC CU UL LT TE E
d de e
P
PH HA AR RM MA AC CI IE E

2010-2011 Tutorat UE1 –Séance n° 1 - Chimie 2 / 8
QCM n°3 : a
La configuration absolue du molybdène est : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5
Est sous-entendu par [Kr]
L’écriture précédente a le mérite de présenter l’ordre énergétique croissant correct des couches et
des sous-couches précisé par la règle de Klechkowski. Néanmoins, l’écriture 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d5 5s1 avec n croissant est possible mais ne tient pas compte de l’ordre avec lequel on a
remplit ces orbitales.
1s
2s 2p La règle de Klechkowski exigerait que la 5s soit entièrement remplie avant de remplir la 4d.
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p…
Or ce n’est pas le cas dans le cas des atomes de Chrome et de Molybdène: règle de demi-saturation.
Les atomes théoriquement en ns2 (n - 1)d4 s’écrivent en fait à l’état fondamental ns1 (n - 1)d5. Cette
structure est stable : la présence d’un électron dans chaque orbitale d induit une symétrie
stabilisatrice. Cette règle peut-être étendue aux atomes théoriquement en ns2 (n - 1)d9, qui sont en
réalité ns1 (n - 1)d10. On parle alors de règle de saturation. Les atomes concernés sont les métaux
nobles : Cuivre, Argent, Or.
QCM n°4 : a, d
a) VRAI : Notez que « Groupe » est synonyme de « Famille ».
b) FAUX : Ce sont les atomes situés dans le même groupe qui, en général, possèdent
la même structure externe et qui auront donc, en général, les mêmes propriétés chimiques.
Les propriétés chimiques d’un atome sont définies par le remplissage des sous-couches, qui
fait apparaitre doublets non liants, électrons célibataires, orbitales vides.
Le remplissage de ces sous-couches est par contre similaire pour les éléments d’un même
groupe. C’est le cas par exemple de 8O : [He] 2s2 2p4 et de 16S : [Ne] 3s2 3p4 qui ont tous
deux à l’état fondamental, une valence de 2 (c'est-à-dire, deux électrons célibataires) et deux
doublets non liants.
c) FAUX : Les halogènes appartiennent au bloc p. Leur structure générale est np5.
H
Li
F
Na
P
Cl
K
Br
Rb
I
d) VRAI : D’où une valence de 1. Ceux-ci sont positionnés sur le tableau précédent.
L’atome d’hydrogène n’est pas un alcalin !
e) FAUX : L’élément en question (Le phosphore 15P) est positionné sur le tableau
précédent. La période peut être déduite de la couche externe (n=3, couche M), et le groupe
peut-être déduit du niveau de remplissage de la sous-couche p. Le phosphore est donc un
élément de la 3ème période, et du groupe 15.
Le phosphore a une valence de 3 à l’état fondamental, comme dans la molécule de PCl3
(Excitation possible -> 5 électrons célibataires, comme dans PCl5).
Bloc p
Bloc d
Bloc s
Halogènes
Alcalins

2010-2011 Tutorat UE1 –Séance n° 1 - Chimie 3 / 8
QCM n°5 : a, e
a) VRAI : Puisque Z augmente le long d’une période sans que l’on change de couche
de valence. Z déterminant le nombre de protons, le nombre de charges + dans le noyau
augmente (« Effet de charge »). Conséquence : la force d’attraction du noyau sur les
électrons périphériques augmente et la distance noyau-électron périphériques diminue.
En revanche, Le rayon atomique augmente de haut en bas le long d’un groupe puisque la
couche externe est plus périphérique.
b) FAUX : Cf. explication ci-dessus.
c) FAUX : L’énergie d’ionisation correspond à « l’énergie nécessaire pour arracher 1
électron d’un atome ou d’un ion à l’état gazeux ». Plus cette énergie est haute, plus il est
difficile d’arracher un électron. Ce sont donc plutôt les atomes de faible énergie
d’ionisation qui auront tendance à former des cations (ex : alcalins, alcalino-terreux…).
d) FAUX : Contrairement à ce qui a pu être cru, Energie d’ionisation et Affinité
électronique n’ont pas des définitions inverses l’une de l’autre. L’affinité électronique
correspond à l’énergie libérée (!) par l’ajout d’un électron à un atome à l’état gazeux.
L’affinité électronique augmente donc également de gauche à droite le long d’une période.
e) VRAI : Electronégativité d’après Mulliken = (Ei+Ae)/2
QCM n°6 : b, e
a) FAUX : La série de Balmer appartient au domaine du visible !
b) VRAI : La formule de Rydberg est :
Avec dans le cas présent,
λ(3->2) = 6563.10-10 m n1 = 2 et n2 = 3.
Par le calcul, il vient 1/RH = λ.(1/n1² - 1/n2²).
Application numérique : 1/RH = 6563.10-10. (1/4 – 1/9) d’où RH = 1,097.107 m-1
c) FAUX : La 1ère raie de la série de Balmer (n=2) correspond au passage des électrons
de la couche 3 vers la couche 2, donc pour la 2ème raie, les électrons passent de la couche 4
à la couche 2.
Cette fois, on opère avec n1= 2 et n2 = 4 connaissant RH.
Donc λ 4-2 = 4,862.10-7 m = 4862 Å.
d) FAUX : Energie et longueur d’onde varient en sens inverse d’après la relation E = h.
Si λ 4->2 < λ 3->2, alors E 4->2 > E 3->2 = h.(c/λ)
e) VRAI : La plus faible longueur d’onde correspond à la transition la plus énergétique (λ
et E sont inversement proportionnelles), donc à la transition de l’infini vers 2.
Donc λ
-> 2 = 3646 Å. En appliquant la formule de Rydberg avec n1= 2 et n2 =
Remarque : 1/ ² est proche de 0.
QCM n°7 : d
ClF3 : Cl : - 3s²3p5
Cl est l’atome central,
Il possède 7 e- de valence :
3 liaisons avec le fluor
reste 4 e- donc 2 doublets non liants
m=3 et n=2 d’où p=5  bipyramide à base triangulaire = 120°
SbCl5: Sb - 5s2 5p3 SO2 : S : - 3s² 3p4
Sb est l’atome central, S est l’atome central,
Il possède 5 e- de valence: Il possède 6 e- de valence :
5 liaisons avec Cl chaque O fait une double liaison avec S
m+n=5  bipyramide à base triangulaire = 120°. reste 2 e- = 1 doublet non liant
m+n=3  géométrie trigonale
α < 120° Car répulsion du doublet non liant
22
12
1 1 1
H
Rnn

2010-2011 Tutorat UE1 –Séance n° 1 - Chimie 4 / 8
QCM n°8 : f
Acrylonitrile : C10 liaisons πsp3 C20 liaisons πsp3 C32 liaisons πsp
Méthylmétacrylate : C11 liaison πsp2 C21 liaison πsp2 C31 liaison πsp
QCM n°9 : a, c, d
a) VRAI : L’azote est hybridé sp.
b) FAUX : Le carbone C3 étant sp, son
environnement direct est de géométrie linéaire (C2, C3, N sont alignés). En revanche ce n’est
pas le cas pour C1 puisque C2 étant sp3, son environnement est tétraèdrique (l’image ci-
dessus est parlante).
c) VRAI : C6 et les deux oxygènes sont hybridés sp2 (conjugaison, d’où caractère partiel
de double liaison, cf. cours de Mme Michel).
d) VRAI : 3 carbones sauf 1 sont hybridé sp2. Le carbone hybridé sp3 (non numéroté)
est néanmoins lié à un oxygène hybridé sp2 ↔ l’environnement de cet oxygène est plan.
e) FAUX : Le carbone hybridé sp3 (non numéroté) a un environnement tétraédrique.
Les hydrogènes portés par ce carbone ne sont donc pas situés dans un même plan.
QCM n°10 : a, c
a) VRAI : Ethylène : CH2=CH2
b) FAUX : 2 orbitales hybrides sp.
c) VRAI
d) FAUX : Environnement tétraédrique, valeur m + n = 4. Hybridation sp2 plutôt.
e) FAUX : Le carbone forme deux liaison π, il est hybridé sp. Les oxygènes forment une
liaison π, ils sont hybridés sp2.
QCM n°11 : d (1-D, 2-A, 3-C, 4-E, 5-B)
Remarque 1 : Pour déterminer le nombre d’électrons célibataires du cation central, il faut d’abord
calculer son degré d’oxydation (D.O.)
a)
b)
c)
d)
e)
● On applique la théorie du champ cristallin : à l’état isolé, les orbitales d du cation sont
toutes au même niveau d’énergie, on dit qu’elles sont dégénérées. A l’approche des
ligands, on a séparation des orbitales d en 2 groupes : dγ et dε, on a levée de
dégénérescence. On a des complexes octaédriques (donc de coordinence 6, et les dγ sont
les plus déstabilisées).
[Mn(H20)6]2+
x +6 x 0 = + 2
donc x = II (Mn2+ )
[Fe(CO)4(CN)2]+
x +4 x 0 2x(-1)= + 1
donc x = III (Fe3+ )
+
[Ti(Cl)4(H2O)2]
x +4 x (-1) 2 x 0 = 0
donc x = IV (Ti4+ )
+
[Au(NH3)2F4]3-
x +2 x 0 4 x (-1) = - 3
donc x = I (Au+ )
+
CCCN
H
H
HH
HHC
CCCO
O
H
H
H
HH
120°
109°28 180°
[Ni(NH3)2Cl4]2-
x +2 x 0 4x(-1) = - 2
donc x = II (Ni 2+ )
+

2010-2011 Tutorat UE1 –Séance n° 1 - Chimie 5 / 8
Remarque 2 : L’ordre de remplissage des orbitales dγ et dε, dépend du type de ligands
présent dans le complexe. Si il y a plusieurs ligands on prend la valeur moyenne de  ;
pour nous ce sera précisé. Certains ligands sont dits « à champ faible » (= à spin fort),
alors les électrons se répartissent entre dγ et dε en respectant la règle de Hund = un
maximum d’électrons célibataires avant de s’apparier.
Ion isolé Ion complexé
3d8
a) Ni 2+ [Ar] 4s0 3d8 3dγ
3dε
b) Mn2+ [Ar] 4s0 3d5 3d5 3dγ
3dε
D’autres ligands sont à champ fort (= à spin faible). Dans ce cas, les électrons forment un
maximum de paires sur le niveau dε, avant de se répartir sur dγ. Ce mode de remplissage
est observée lorsque l’énergie (notée π) nécessaire pour apparier 2 électrons dans une
orbitale est inférieure à Δ (écart énergétique entre dγ et dε = champ). (exemple : Fe )
3d5 3dγ
c) Fe3+ [Ar] 4s0 3d5 3dε
3d0 3dγ
d) Ti4+ [Ar] 4s0 3d0
3dε
e) Au+ [Xe] 6s0 5d10 5d10 5dγ
(Attention : anomalie de remplissage)
QCM n°12 : a, c
Théorie de l’hybridation.
En coordinence 6, on peut avoir 2 types d’hybridation :
● sp3d2 (hybridation d’orbitales d externes)
● d2sp3 (hybridation d’orbitales d internes)
→ Géométrie de bipyramide à base carrée
a) VRAI Ni 2+ [Ar] 4s° 3d8
3dγ 4s 4p 4d
3dε
→ Hybridation sp3d2
b) FAUX Mn2+ [Ar] 4s° 3d5
3dγ 4s 4p 4d
3dε
→ Hybridation sp3d2
c) VRAI Fe3+ [Ar] 4s° 3d5
NH3
_
NH3
_
Cl -
Cl -
Cl -
Cl -
_
6 H20