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CHAPITRE 2
ATOMES, MOLÉCULES ET IONS
QUESTIONS
14.
Certains éléments existent sous la forme de molécules. L'hydrogène, par exemple, existe
normalement sous forme de molécules H2 et non sous forme d'atomes d'hydrogène. On peut
ainsi expliquer que deux volumes d'hydrogène réagissent avec un volume d'oxygène pour
former deux volumes d'eau sous forme gazeuse.
2H2 + O2 → 2H2O
15.
Un composé contient toujours les mêmes éléments dans les mêmes proportions numériques.
Une quantité donnée d’hydrogène réagit toujours avec une quantité précise d’oxygène pour
former le composé eau. L’oxygène en excès ne réagira pas.
16.
Les halogènes ont une grande affinité pour les électrons et tendent à former des anions X–
stables. Les alcalins retiennent faiblement leur électron de valence et le cèdent facilement
pour former des cations M+ stables. Ces deux groupes très actifs d’éléments sont tous deux
à un électron de distance de la famille d’éléments la moins réactive, celle des gaz rares.
17.
Loi de conservation de la masse : rien ne se perd, rien ne se crée. La masse mesurée avant
une réaction chimique est la même que celle qui est mesurée après.
Loi des proportions définies : un composé donné contient toujours les mêmes éléments
combinés dans les mêmes proportions en masse. L’eau contient toujours 1 g H pour 8 g O.
Lois des proportions multiples : quand deux éléments se combinent pour former une série
de composés, les rapports entre les masses du second élément qui s’associent à un gramme
du premier élément peuvent toujours être réduits à de petits nombres entiers. Dans le cas de
CO2 et de CO, traité à la section 2.2, le rapport entre les masses d’oxygène qui réagissent
avec 1 g de carbone dans chacun des composés est 2:1.
18.
a) Les parties plus petites sont les électrons et le noyau. Le noyau peut être décomposé en
protons et en neutrons, qui eux-mêmes peuvent être décomposés en quarks. Pour nos
besoins, nous considérerons que les électrons, les neutrons et les protons sont les plus
petites parties essentielles d’un atome.
b) Tous les atomes d’hydrogène comportent 1 proton dans le noyau. Le noyau de différents
isotopes d’hydrogène comptent 0, 1 ou 2 neutrons. Puisqu’il s’agit d’atomes, ceci
implique une charge neutre qui dicte la présence d’un électron pour tous les atomes
d’hydrogène. Si des ions chargés étaient inclus, les différents ions et atomes H
pourraient avoir des nombres différents d’électrons.
c) Les atomes d’hydrogène possèdent toujours 1 proton dans le noyau et les atomes
d’hélium en possèdent toujours 2. Le nombre de neutrons peut être le même pour un
atome d’hydrogène et un atome d’hélium. Le tritium, 3H, et le 4He, comptent tous deux 2
neutrons. Dans l’hypothèse d’atomes neutres, l’hydrogène comptera 1 électron et
l’hélium, 2.
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Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
20
d) L’eau (H2O) est toujours composée de 1 g d’hydrogène pour 8 g d’oxygène, alors que le
H2O2 comprend toujours 1 g d’hydrogène pour 16 g d’O. Ce sont des composés
clairement différents, chacun ayant son propre nombre relatif unique et ses propres types
d’atomes.
e) Une réaction chimique implique une réorganisation des atomes. Les liens sont rompus
entre les réactifs, et de nouveaux liens sont formés dans les produits. Le nombre et les
types d’atomes entre les réactions et les produits ne changent pas. Comme les atomes
sont conservés dans une réaction chimique, la masse est conservée.
19.
L’atome est composé d’un petit noyau dense contenant la majeure partie de la masse. Le
noyau lui-même est composé de neutrons et de protons. Les neutrons possèdent une masse
légèrement supérieure à celle d’un proton et ils sont neutres. Les protons, par contre, ont
une charge de 1+ comparée à la charge de 1– des électrons ; les électrons se déplacent
autour du noyau à des distances relativement grandes. Le volume de l’espace dans lequel se
déplacent les électrons est tellement grand, comparé à celui du noyau, qu’on peut affirmer
qu’un atome est en grande partie constitué de vide.
20.
Le nombre et l’arrangement des électrons dans un atome déterminent la façon dont celui-ci
réagira avec les autres atomes. Les électrons déterminent les propriétés chimiques d’un
atome. Le nombre de neutrons présents détermine l’identité de l’isotope.
21.
a) Une molécule n’a pas de charge nette (un nombre égal d’électrons et de protons sont
présents). Les ions, pour leur part, possèdent des électrons ajoutés ou enlevés pour
former des anions (ions chargés négativement) ou des cations (ions chargés
positivement).
b) Une liaison covalente est un partage d’électrons entre des atomes. Une liaison ionique
est l’attraction entre deux ions de charges opposées.
c) Une molécule est un assemblage d’atomes maintenus ensemble par des liaisons
covalentes. Un composé est constitué de deux ou de plusieurs éléments différents ayant
une composition constante. Les liaisons covalentes ou ioniques peuvent maintenir
ensemble des atomes dans un composé. Une autre différence : les molécules ne sont pas
nécessairement des composés. La molécule H2 est formée de deux atomes d’hydrogène
liés par une liaison covalente. H2 est une molécule, mais ce n’est pas un composé : H2 est
un élément diatomique.
EXERCICES
22.
a) Un composé donné contient toujours les mêmes éléments combinés dans les mêmes
proportions, et ses propriétés dépendent de ces proportions et non de la composition du
mélange qui le forme.
b) H2 + Cl2 → 2HCl, il y a deux fois plus de particules de HCl que de particules H2 (ou
Cl2), le volume de HCl est donc deux fois plus grand que le volume de H2 (ou de Cl2).
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Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
21
La théorie atomique
23.
Des volumes égaux de différents gaz contiennent le même nombre de particules : Cl2 + 3F2
→ 2X. Deux molécules X contiennent 2 atomes Cl et 6 atomes F. Une molécule X contient
donc un atome Cl et 3 atomes F : ClF3.
24.
Hydrazine : 1,44 × 10-1 g H/g N ; ammoniac : 2,16 × 10-1 g H/g N ; azoture d’hydrogène :
2,40 ×10–2 g H/g N
Voici les rapports des masses d’hydrogène :
0,216
0,216
3 0,144
= 1,50 = ;
= 6,00 ;
= 9,00
0,144
0,0240
2 0,0240
Ces résultats sont conformes à la loi des proportions multiples, les masses de H étant dans
les rapports 6:9:1.
25.
La loi des proportions multiples n’implique pas la comparaison de la masse d’un élément
avec la masse totale des composés. On peut montrer que ces données sont conformes à la
loi des proportions multiples, en comparant la masse de carbone qui se combine avec 1,0 g
d’oxygène dans chacun des composés ;
Composé 1 : 27,2 g C et 72,8 g O (100,0 – 27,2 = masse O)
Composé 2 : 42,9 g C et 57,1 g O (100,0 – 42,9 = masse O)
Réduire le rapport de manière à ce que chacun soit comparé à 1,0 g d’oxygène :
Composé 1:
27,2 g C
= 0,374 g C/g O
72,8 g O
Composé 2:
42,9 g C
= 0,751 g C/g O
57,1 g O
0,751
2
= ; C’est conforme à la loi des proportions multiples.
0,374
1
26.
Pour obtenir une masse de 1,00 pour H, on divise la masse d'hydrogène qui réagit avec 1,00
g d'oxygène par 0,126 ;
0,126 g
= 1,00. Sur une base similaire, on obtient pour Na, Mg et O :
0,126 g
Na :
2,875 g
1,500 g
1,00 g
= 22,8 ; Mg :
= 11,9 ; O :
= 7,94
0,126 g
0,126 g
0,126 g
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Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
22
élément
valeur trouvée
valeur acceptée
H
1,00
1,008
O
7,94
16,00
Na
22,8
22,99
Mg
11,9
24,31
Les masses atomiques de O et Mg sont incorrectes alors que celles de H et Na sont proches
de la valeur de référence. Il y a donc une supposition incorrecte dans les formules des
composés. Les formules correctes sont H2O, Na2O et MgO.
27.
Si la formule est InO, une masse atomique de In se combinerait à une masse atomique de
O : donc masse atomique In = 76,54.
4,784 g In
A
, A = masse atomique de In = 76.54
=
16,00 1,000 g O
Si la formule est In2O3, deux fois la masse atomique de In se combinerait avec trois fois la
masse atomique de O : donc masse atomique de In = 114,8.
2A
4,784 g In
, A = masse atomique de In = 114.8
=
(3)16,00 1,000 g O
Cette dernière valeur est celle qui est utilisée dans le tableau périodique moderne.
La nature de l’atome
28.
Masse volumique du noyau (ne contient qu’un proton) :
Vnoyau =
ρ=
4
4
π r 3 = (3,14) (5 × 10-14 cm)3 = 5 × 10-40 cm3
3
3
1,67 × 10-24 g
= 3 × 1015 g/cm3
- 40
3
5 × 10 cm
Masse volumique de l’atome H (contient un proton et un électron) :
Vatome =
ρ=
4
(3,14) (1 × 10-8 cm)3 = 4 × 10-24 cm3
3
1,67 × 10-24 + 9 × 10-28 g
= 0,4 g/cm3
4 × 10-24 cm3
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Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
29.
23
Puisque l’électron se déplace autour du noyau à une distance moyenne de 1 × 10–8 cm, alors
le diamètre de l’atome est environ de 2 × 10–8 cm. Établissons un rapport :
diamètre du noyau
1 mm
1 × 10-13 cm
=
=
diamètre de l' atome
diamètre du modèle
2 × 10-8 cm
Cela donne 2 × 105 mm comme diamètre du modèle, soit 200 m.
30.
5,93 × 10-18 C ×
1 charge électronique
= 37 charges négatives (électrons) sur la goutte
1,602 × 10-19 C
d’huile.
31.
Sodium-Na ; radium-Ra ; fer-Fe ; or-Au ; manganèse-Mn ; plomb-Pb.
32.
Arsenic, iode, xénon, hélium, carbone, silicium.
33.
Métaux : Mg, Ti, Au, Bi, Ge, Eu, Am ; non-métaux : Si, B, At, Rn, Br.
34.
Hélium, néon, argon, krypton, xénon et radon. Le radon n’a que des isotopes radioactifs.
35.
Le prométhium (Pm) et le technétium (Tc).
36.
a) Six ; Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. b) Cinq ; O, S, Se, Te, Po.
c) Quatre ; Ni, Pd, Pt, Uun.
37.
a)
79
35
d) Six ; He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
Br : 35 protons, 79 – 35 = 44 neutrons, Puisque la charge de l’atome est neutre, le
nombre de protons = le nombre d’électrons = 35 ;
b)
81
35
c)
239
94
Pu : 94 protons, 145 neutrons, 94 électrons ;
d)
133
55
Cs : 55 protons, 78 neutrons, 55 électrons ;
Br : 35 protons, 46 neutrons, 35 électrons ;
e) 31 H : 1 proton, 2 neutrons, 1 électron ;
f)
38.
56
26
Fe : 26 protons, 30 neutrons, 26 électrons.
a) L’élément 8 est l’oxygène. A = nombre de masse = 9 + 8 = 17;
b) Le chlore est l’élément 17.
37
17
17
8
O
Cl
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24
60
27
c) Le cobalt est l’élément 27.
d) Z = 26; A = 26 + 31 = 57;
e) L’iode est l’élément 53.
131
53
f) Le lithium est l’élément 3.
57
26
Co
Fe
I
7
1
Li
39.
Numéro atomique = 63 (Eu) ; charge = +63 – 60 = +3 ; nombre de masse = 63 + 88 = 151 ;
3+
symbole 151
63 Eu
40.
Numéro atomique = 50 (Sn) ; nombre de masse = 50 + 68 = 118 ; charge nette = +50 – 48 =
2+
+2 ; symbole 118
50 Sn
41.
nombre de
protons
dans le noyau
nombre de
neutrons dans le
noyau
nombre
d’électrons
charge
nette
U
92
146
92
0
Ca 2+
20
20
18
2+
V 3+
23
28
20
3+
Y
39
50
39
0
79
35
Br _
35
44
36
1-
31
15
P 3−
15
16
18
3-
symbole
238
92
40
20
51
23
89
39
42.
Le carbone est un non-métal. Si et Ge sont des métalloïdes. Sn et Pb sont des métaux.
Ainsi, le caractère métallique augmente en descendant une colonne du tableau périodique.
43.
Dans les composés ioniques, les métaux perdent des électrons et forment des cations, et les
non-métaux acquièrent des électrons et forment des anions. Les métaux des groupes 1A, 2A
et 3A forment les cations de cgarges 1+, 2+ et 3+, respectivement. Les non-métaux des
groupes 5A, 6A et 7A forment des cations de charges 3–, 2– et 1–, respectivement.
a) Cède 2 e– pour former Ra2+ ;
b) cède 3 e– pour former In3+ ;
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44.
25
c) accepte 3 e– pour former P3– ;
d) accepte 2 e– pour former Te2– ;
e) accepte 1 e– pour former Br– ;
f) cède 1 e– pour former Rb+.
Voir l’exercice 43 pour une analyse des charges que forment les éléments dans des
composés ioniques.
a) L’élément 13 est Al. Al forme des ions de charge 3+ dans les composés ioniques. Al3+.
b) Se2−
c)
Ba2+
N3−
d)
e)
Fr+
f)
Br−
Nomenclature
45.
46.
47.
48.
a) Bromure de sodium ;
b) oxyde de rubidium ;
c) sulfure de calcium ;
d) iodure d’aluminium ;
e) SrF2 ;
f) Al2Se3 ;
g) K3N ;
h) Mg3P2.
a) Oxyde de mercure(I)
b) bromure de fer(III)
c) sulfure de cobalt(II)
d) chlorure de titane(IV)
e) Sn3N2
f) CoI3
g) HgO
h) CrS3
a) Fluorure de césium ;
b) nitrure de lithium ;
c) sulfure d’argent ;
d) oxyde de manganèse(IV) ;
e) oxyde de titane(IV) ;
f) phosphure de strontium.
a) ZnCl2 (Comme le Zn ne forme que des ions 2+ stables dans les composés, il n’est pas
nécessaire de mettre des chiffres romains.)
b) SnF4
c)
Ca3N2
d)
Al2S3
e)
Hg2Se
f) AgI (Ag ne forme que des ions 1+ stables dans les composés.)
49.
50.
a) Sulfite de baryum ;
b) nitrite de sodium ;
c) permanganate de potassium ;
d) dichromate de potassium.
a) Cr(OH)3
b) Mgr(CN)2
c) Pb(CO3)2
d) NH4C2H3O2
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26
51.
a) Tétroxyde de diazote ;
b) trichlorure d’iode ;
c) dioxyde de soufre ;
d) pentasulfure de diphosphore.
52.
a) B2O3
53.
a) Iodure de cuivre(I) ;
b) iodure de cuivre(II) ;
c) iodure de cobalt(II) ;
d) carbonate de sodium ;
e) hydrogénocarbonate de sodium ;
f) tétranitrure de tétrasoufre ;
g) hexafluorure de soufre ;
h) hypochlorite de sodium ;
i) chromate de baryum ;
j) nitrate d’ammonium.
a) SF2
b) SF6
c) NaH2PO4
d) Li3N
e) Cr2(CO3)3
f) SnF2
g) NH4CH3CO2
h) NaHSO4
i) Co(NO3)3
j) Hg2Cl2
k) KClO3
l) NaH
a) (NH4)2HPO4
b) Hg2S ;
c) SiO2 ;
d) Na2SO3 ;
e) Al(HSO4)3 ;
f) NCl3 ;
g) HBr ;
h) HBrO2 ;
i) HBrO4 ;
j) KHS ;
k) CaI2 ;
l) CsClO4.
a) Acide nitrique, HNO3
b) acide perchlorique, HClO4
c) acide acétique, CH3COOH
d) acide sulfurique, H2SO4
54.
55.
56.
b) AsF5
c) N2O
d) SCl6
e) acide phosphorique, H3PO4
57.
a) Le fer forme des ions de charges 2+ et 3+ et il faut donc inclure un chiffre romain pour le
fer ; nom correct : chlorure de fer(III) ;
b) c’est un composé covalent et il faut donc utiliser les règles pour les composés covalents ;
nom correct : dioxyde de diazote ;
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Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
27
c) le calcium ne forme que des ions 2+ dans les composés ioniques et aucun chiffre romain
n’est requis ; nom correct : oxyde de calcium ;
d) c’est un composé ionique et il faut donc utiliser les règles pour les composés ioniques ;
nom correct : sulfure d’aluminium ;
e) c’est un composé ionique et il faut donc utiliser les règles pour les composés ioniques ;
nom correct : acétate de magnésium ;
f) La charge sur le fer est 3+ parce que la charge sur le phosphate est 3– ; nom correct :
phosphate de fer(III) ;
g) c’est un composé covalent et il faut donc utiliser les règles pour les composés covalents ;
nom correct : pentasulfure de diphosphore ;
h) l’ion O22– (peroxyde) est présent parce que chaque sodium a une charge de 1+ ; nom
correct : peroxyde de sodium. Remarquez que l’oxyde de sodium serait Na2O ;
i) HNO3 est l’acide nitrique et non l’acide nitrate : l’acide nitrate n’existe pas ;
j) H2S est l’acide sulfhydrique ou le sulfure de dihydrogène ou simplement sulfure
d’hydrogène (nom commun). L’acide sulfurique est H2SO4.
EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES
58.
Oui, 1.0 g de H réagit avec 37.0 g de 37Cl, et 1.0 g de H réagit avec 35.0 g de 35Cl.
Non, les proportions en masse de H/Cl seraient toujours de 1 g H/37 g Cl pour 37Cl, et de
1 g H/35 g Cl pour 35Cl. Tant que nous aurions du 37Cl pur ou du 35Cl pur, ces proportions
seront vraies. Si nous avons un mélange (par exemple, la teneur isotopique naturelle du
chlore), le rapport sera toujours constant tant que la composition du mélange des deux
isotopes reste la même.
59.
a) Faux. Les neutrons n’ont aucune charge ; par conséquent, toutes les particules dans un
noyau ne sont pas chargées.
b) Faux. La meilleure description de l’atome est un petit noyau dense contenant la majeure
partie de la masse de l’atome, avec les électrons qui se déplacent autour du noyau à des
distances relativement grandes du noyau, de telle sorte qu’un atome est principalement
composé de vide.
c) Faux. La masse du noyau compte pour la majeure partie de la masse de l’atome en entier.
d) Vrai.
e) Faux. Le nombre de protons dans un atome neutre doit être égal au nombre
d’électrons.
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28
Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
60.
La formule Na2X indique que X possède une charge 2–. Puisque 36 électrons sont présents,
X contient 34 protons, et 79 – 34 = 45 neutrons; X est le sélénium.
a) Vrai. Les non-métaux se lient à l’aide de liens covalents et sont appelés des composés
covalents.
b) Faux. L’isotope contient 34 protons.
c) Faux. L’isotope contient 45 neutrons.
d) Faux. L’identité de X est le sélénium, Se.
61.
a) Fe2+ : 26 protons (Fe est l’élément 26); protons – électrons = charge, 26-2 = 24 e– ; FeO
est la formule puisque l’ion oxyde a une charge -2 ;
b) 26 protons, 23 e–, Fe2O3 ;
c) 56 protons, 54 e–, BaO ;
d) 55 protons, 54 e–, CS2O ;
e) 16 protons, 18 e–, Al2S3 ;
f) 15 protons ; 18 e–, AlP ;
g) 35 protons, 36 e–, AlBr3 ;
h) 7 protons, 10 e–, AlN.
62.
a) Pb(CH3COO)2 : acétate de plomb(II)
b) CuSO4 : sulfate de cuivre(II)
c) CaO : oxyde de calcium
d) MgSO4 : sulfate de magnésium
e) Mg(OH)2 : hydroxyde de magnésium
f) CaSO4 : sulfate de calcium
g) N2O : monoxyde de diazote ou oxyde nitreux
63.
a) Élément 52, tellure, Te, forme des ions 2– ;
b) élément 37, rubidium, Rb, forme des ions 1+ ;
c) élément 18, argon, Ar ;
d) élément 85, astate, At.
64.
La formule XBr2 indique que la charge de l’élément X est 2+. Donc, l’élément possède 88
protons, ce qui permet de l’identifier comme du radium, Ra. 230 – 88 = 142 neutrons.
65.
Étant donné que cet élément forme des anions, c’est un non-métal et un halogène puisqu’il
forme des ions de charge 1– dans les composés ioniques. Parmi les halogènes, le chlore
correspond à ces données avec une masse atomique moyenne de 35,45. Les deux isotopes
sont 35Cl et 37Cl, et le nombre d’électrons dans l’ion de charge 1– est 18.
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Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
66.
29
a) Ca2+ et N3− : Ca3N2, nitrure de calcium
b) K+ et O2− : K2O, oxyde de potassium
c) Rb+ et F− : RbF, fluorure de rubidium
d) Mg2+ et S2− : MgS, sulfure de
magnésium
e) Ba2+ et I− : BaI2, iodure de baryum
f) Al3+ et Se2− : Al2Se3, séléniure
d’aluminium
g) Cs+ et P3− : Cs3P, phosphure de césium
h) In3+ et Br− : InBr3, bromure d’indium(III). Il forme également des ions In+, et si l’on se
rapporte à sa position dans le tableau périodique, on prédit que ce seront des ions In3+.
67.
Ces composés sont similaires aux composés de phosphate (PO43− ). Le Na3AsO4 contient
des ions Na+ et des ions AsO43−. Ce serait l’arséniate de sodium. Le H3AsO4 est analogue à
l’acide phosphorique, H3PO4. Le H3AsO4 serait l’acide arsénique. Le Mg3(SbO4)2 contient
des ions Mg2+ et des ions SbO43−, et ce serait l’antimoniate de magnésium.
68.
Un composé a toujours une composition constante sur le plan de la masse. Les données de
départ indiquent que le rapport entre les masses de H:S:O dans l’acide sulfurique est :
2,02 32,07 64,00
:
:
= 1:15,9:31,7
2,02 2,02 2,02
Si on a 7,27 g de H, il y a par conséquent 7,27 × 15,9 = 116 g de S, et 7,27 × 31,7 = 230 g
de O dans le deuxième échantillon de H2SO4.
69.
La masse est conservée lors d’une réaction chimique.
oxyde de chrome(III) + aluminium → chrome + oxyde d’aluminium
Masse :
34,0 g
12,1 g
23,3 g
?
Masse d’oxyde d’aluminium produite = (34,0 + 12,1) - 23,3 = 22,8 g
PROBLÈMES DÉFIS
70.
Ce sont bien sûr le cuivre, l’argent et l’or (Cu, Ag et Au).
71.
Parce que les gaz sont à la même température et à la même pression, les volumes sont
directement proportionnels au nombre de molécules présentes. Considérez que l’hydrogène
et l’oxygène sont des gaz monoatomiques, et que l’eau a comme formule la plus simple
possible, HO. Nous avons l’équation :
H + O → HO
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Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
30
Mais les rapports entre les volumes sont également les rapports entre les molécules, ce qui
correspond aux coefficients dans l’équation :
2H + O → 2HO
Étant donné que les atomes ne peuvent être ni créés, ni détruits dans une réaction chimique,
cette équation est impossible. Pour corriger cette situation, on peut supposer que l’oxygène
est une molécule diatomique :
2H + O2 → 2HO
Cette équation ne nécessite pas que l’hydrogène soit diatomique. Évidemment, si l’on sait
que la formule de l’eau est H2O, on obtient :
2H + O2 → 2H2O
La seule façon d’équilibrer cette équation est que l’hydrogène soit diatomique :
2H2+ O2 → 2H2O
72.
Selon l’hypothèse d’Avogadro, des volumes égaux de gaz, à même pression et même
température, contiennent des nombres égaux de molécules. Cela implique que
l’hydrocarbure CxHy produit 8 CO2 et 9 H2O ;
CxHy + O2 → 8 CO2 + 9 H2O
Puisque tout le carbone de CxHy se retrouve dans CO2, alors x = 8. De même, comme tout
l’hydrogène de CxHy se retrouve dans H2O, alors y = 9 × 2. La formule de l’octane est donc
C8H18 et le rapport C:H est 8:18 ou 4:9.
73.
D’après la figure 2.14 du volume, le diamètre moyen du noyau est ~ 10-13 cm et le diamètre
moyen du volume où les électrons voyagent est ~ 10-8 cm. Donc, 10-8 cm/10-13 cm = 105.
1 mille
5280 pi 63,360 po
10 −8 cm
= 105;
=
=
−13
10 cm
1 raisin
1 raisin
1 raisin
À partir de ces données, le raisin doit être 105 fois plus petit qu’un mille, soit ~ 0,6 po, ce
qui est sensé.
74.
Composé I :
7,00 g R 1,56 g R
14,0 g R 4,67 g R
; Composé II :
=
=
3,00 g Q 1,00 g Q
4,50 g Q 1,00 g Q
Le rapport entre les masses de R qui se combinent avec 1,00 g de Q est de :
4,67
= 2,99 ≈ 3
1,56
Conformément à la loi des proportions multiples, ce rapport est un petit nombre entier.
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Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
31
Parce que le composé I contient trois fois la masse de R par gramme de Q par comparaison
au composé II (RQ), la formule du composé I devrait être R3Q.
75.
Puisque la masse de l’eau n’a pas changé, le dépôt ne provient pas de l’eau. Le dépôt doit
provenir du contenant, puisque la masse du contenant additionnée à celle du dépôt est égale
à la masse initiale du contenant.
76.
a) Bien que ces composés aient la même formule moléculaire (C2H6O), leurs atomes sont
liés différemment, ce qui en fait des composés différents avec des propriétés différentes.
On dit de tels composés qu’ils sont des isomères.
b) Quand le bois brûle, la plupart de sa masse est convertie en gaz (CO2, H2O et d’autres
gaz) qui s’échappent dans l’atmosphère.
c) L’atome n’est pas indivisible ; il est composé de particules plus petites telles que le
proton, le neutron et l’électron.
d) Les deux échantillons contiennent des isotopes différents d’hydrogène et/ou de lithium,
ce qui n’empêche pas que leurs propriétés chimiques soient identiques puisque celles-ci
dépendent des électrons et non du nombre de neutrons dans le noyau.
77.
Soit Xa = la formule de l’atome/molécule X,
Yb = la formule de l’atome/molécule Y,
XcYd = la formule du composé I formé par X et Y, et
XeYf = la formule du composé II formé par X et Y.
À l’aide des données sur les volumes, nous pouvons établir les équations équilibrées
suivantes représentant la production des deux composés.
Xa + 2 Yb → 2 XcYd ; 2 Xa + Yb → 2 XeYf
À partir des équations équilibrées, nous obtenons, a = 2c = e et b = d = 2f.
En substituant dans l’équation équilibrée, nous obtenons :
X2c + 2 Y2f → 2 XcY2f
2 X2c + Y2f → 2 X2cYf
Pour obtenir les formules les plus simples, supposons que c = f = 1. Donc :
X2 + 2 Y2 → 2 XY2 et 2 X2 + Y2 → 2 X2Y
Composé I = XY2 : si X possède une masse relative de
1,00,
1,00
= 0,3043, y = 1,14
1,00 + 2 y
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32
Composé II = X2Y : si X possède une masse relative de
1,00,
2, 00
= 0,6364, y = 1,14
2, 00 + y
La masse relative de Y est 1,14 fois celle de X. Donc, si X a une masse atomique de 100, Y
aura alors une masse atomique de 114.
PROBLÈMES D’INTÉGRATION
78.
Le nom systématique de Ta2O5 est l’oxyde de tantale(V). Le tantale est un métal de
transition et requiert un chiffre romain. Le soufre fait partie du même groupe que l’oxygène
et son ion le plus fréquent est le S2–. Par conséquent, la formule d’un analogue du soufre
serait Ta2S5.
Le nombre total de protons de Ta2O5 est :
Ta, Z = 73, donc 73 protons × 2 = 146 protons ; O, Z = 8, donc 8 protons × 5 = 40 protons
Nombre total de protons = 186 protons
Le nombre total de protons de Ta2S5 :
Ta, Z = 73, donc 73 protons × 2 = 146 protons ; S, Z = 16, donc 16 protons × 5 = 80
protons
Nombre total de protons = 226 protons
Différence du nombre de protons entre Ta2S5 et : 226 protons – 186 protons = 40 protons
79.
Le cation possède 51 protons et 48 électrons. Le nombre de protons correspond au numéro
atomique. Par conséquent, il s’agit de l’élément 51, l’antimoine. Il y a trois électrons de
moins que de protons. Par conséquent la charge du cation est 3+. L’anion possède le tiers
du nombre de protons dans le cation, ce qui correspond à 17 protons ; c’est l’élément 17, le
chlore. Le nombre d’électrons dans l’anion du chlore est de 17+1 = 18 électrons. L’anion
doit avoir une charge de 1−.
La formule du composé formé entre Sb3+ et Cl– est SbCl3. Le nom du composé est le
chlorure d’antimoine(III). Le chiffre romain indique la charge de Sb parce que la charge
prédite à partir du tableau périodique n’est pas évidente.
80.
Nombre d’électrons de l’ion inconnu :
2,55 × 10 −26 g ×
1 kg
1 électron
= 28 électrons
×
1000 g
9,11 × 10 −31 kg
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33
Nombre de protons de l’ion inconnu :
5,34 × 10 −23 g ×
1 kg
1 proton
= 32 protons
×
1000 g 1,67 × 10 −27 kg
Cet ion possède donc 32 protons et 28 électrons. C’est l’élément no 32, le germanium (Ge).
Sa charge est 4+ parce que quatre électrons ont été perdus d’un atome de germanium
neutre.
Le nombre d’électrons de l’atome inconnnu est :
3,92 × 10 −26 g ×
1 kg
1 électron
= 43 électrons
×
1000 g
9,11 × 0 −31 kg
Dans un atome neutre, le nombre de protons et d’électrons est identique. Il s’agit donc de
l’élément 43, le technétium (Tc).
Le nombre de neutrons dans l’atome de technétium est :
9,35 × 10 −23 g ×
1 kg
1 proton
= 56 neutrons
×
1000 g 1,67 × 10 −27 kg
Le nombre de masse équivaut à la somme des protons et des neutrons. Dans cet atome, le
nombre de masse est 43 protons + 56 neutrons = 99. Par conséquent, cet atome et son
nombre de masse est 99Tc.
PROBLÈME DE SYNTHÈSE
81.
a) Pour chaque groupe de données, divisez le plus grand nombre par le plus petit afin de
déterminer les masses relatives.
0,602
= 2,04,
0,295
A = 2,04 quand B = 1,00
0,401
= 2,33,
0,172
C = 2,33 quand B = 1,00
0,374
= 1,17,
0,320
C = 1,17 quand A = 1,00
Pour déterminer les nombres entiers, multipliez les résultats par 3.
Groupe de données 1 : A = 6,1 et B = 3,0
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34
Groupe de données 2 : C = 7,0 et B = 3,0
Groupe de données 3 : C = 3,5 et A = 3,0 ou C = 7,0 et A = 6,0
Supposons 6,0 pour la masse relative de A; les masses relatives seraient, par conséquent,
A = 6,0, B = 3,0 et C = 7,0 (en supposant les formules les plus simples).
b) Les volumes des gaz sont proportionnels au nombre de molécules présentes. Il y a de
nombreuses réponses correctes possibles pour les équations équilibrées. Une de ces
solutions qui correspond aux données de volumes des gaz est :
6 A2 + B4 → 4 A3B
B4 + 4 C3 → 4 BC3
3 A2 + 2 C3 → 6 AC
Dans tout ensemble adéquat de réactions, les données calculées relativement à la masse
doivent correspondre aux données relatives à la masse fournies au départ. Ici, le nouveau
tableau des masses relatives serait :
6 ( masse A 2 )
0,602
, masse A2 = 0,340 masse B4
=
masse B 4
0,295
B
4 (masse C 3 )
0,401
, masse C3 = 0,583 masse B4
=
masse B 4
0,172
B
2 (masse C 3 )
0,374
, masse A2 = 0,570 masse C3
=
3 (masse A 2 )
0,320
Supposons des nombres de masse relatifs pour certaines des masses. Par conséquent, si
la
masse B = 3,0, B4 = 4(3,0) = 12.
masse C3 = 0,583(12) = 7,0, masse C = 7,0/3
masse A2 = 0,570(7,0) = 4.0, masse A = 4,0/2 = 2,0
Si nous supposons une masse relative de B = 3,0, alors A = 2,0 et C = 7,0/3. Les masses
relatives ayant toutes des nombres entiers seraient A = 6,0, B = 9,0 et C = 7,0.
Note : Tout ensemble de réactions équilibrées qui confirme les données relatives à la
masse initiale est correct. Il s’agit simplement d’une possibilité.
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