Exercices de révision

EXERCICES DE RÉVISION (A)
Question #1 Test d’identification d’une substance
Cocaine? (OUI ou NON)
Formule chimique : C17H21NO4
Formule stylisée
Formule semi développée
O
O
CH
CH
C
O
C
HC
N
CH
CH
H3C
CH2
H2C
HC
CH
O
CH2
CH
CH
N
O
O
O
Voici les résultats expérimentaux d’analyse de l’échantillon :
(1)Spectre de masse
CH3
C
O
(2) Analyse par combustion (% massique)
C = 67,34 %
H = 6,96 %
N = 4,63 %
O = 21,07 %
1
Réponse : Question #1 Test d’identification d’une substance => COCAINE
%massique
=
Atomes
Nbr moles/ 0,3305 moles
masse molaire atome
FORMULE
EMPIRIQUE
C
67,34 g / 12,01g/mole
5,607 moles
16.96
H
6,96 g / 1,01 g/mole
6,891 moles
20,89
N
4,63 g/ 14,01 g/mole
0,3305 moles
1,00
O
21,07 g/ 16,00 g/mole
1,317 moles
4,00
Formule empirique = C17H21NO4 = moléculaire
M empirique
M exp
=
303,35
=1
303
Bonne possibilité que ce soit de la cocaine (Pas sûr à 100%) Deux informations (Spectre de masse et
composition) confirment cette hypothèse.
Question #2 Analyse par combustion
En présence d’oxygène, la combustion d’un échantillon de 0,0989g d’un alcool donne 0,2160 g de CO2 et
0,1194g de H2O. Calculer la composition en pourcentage massique et déterminer la formule empirique de cet
alcool.
Réponse #2
Déterminer la masse de chaque atome dans l’échantillon
 m a sse C
m a sse C = m a sse C O 2 • 
 M CO

2
 m a sse 2 H
m a sse H = m a sse H 2 O • 
 MH O
2


 1 2, 0 1 
 = 216 • 
 = 5 8, 9 4 m g d e C

 4 4, 0 1 


 2, 0 1 
 = 1 1 9, 4 • 
 = 1 3, 3 2 m g d e H

 1 8, 0 2 

Composition (% massique de chaque atome)
 masse C 
 58,94 
%C = 
 • 100 = 
 • 100 = 59, 60%C
 98,9 
 méchantillon 
 masse H
%H = 
 méchantillon

 13,32 
 • 100 = 
 • 100 = 13, 47%
 98, 9 

Composition
%C = 59,60 %
%H = 13,47 %
%O = 26,93 %
%O = 100 -%C -%H = 100- 59,60 – 13,47 = 26,93 %
Détermination de la formule empirique / moléculaire
2
59, 60 g C
= 4,963moles
= 2, 95
1, 68 moles
g
12, 01
mole
13, 47 g H 13, 337 moles
=
= 7, 98
1, 68 moles
1, 01 g
mole
26,93 g O
= 1, 68moles
=1
1, 68 moles
16, 00 g
mole
Formule empirique=> C3H8O
Question #3
A) 0,860 g d'un composé organique contenant du C, de l'H et de l'O est complètement brûlé en présence d'oxygène.
1,64 g de CO2 et 1,01 g de H2O sont produits. Déterminer la formule empirique.
Réponse
 M
mC = mCO2 •  C
 M CO

2

 12, 01 
= 1, 64 g • 
 = 0, 4475 gC

 44, 01 

M 
 2, 02 
mH = mH 2O •  2 H  = 1, 01g • 
 = 0,1132 gH
 MH O 
18,
02



2

mO = méch − mC − mH = 0,860 − 0, 4475 − 0,1132 = 0, 2993 g
mC
0, 4475 gC
=
= 0, 03726molesC
M C 12, 01 g
mole
mH
0,1132 gH
=
= 0,1121molesH
M H 1, 01 g
mole
mO
0, 2993 gO
=
= 0, 01871molesO
M O 16, 00 g
mole
Division par le nombre de moles le plus petit soit 0,01871
0, 03726molesC
0,1121molesH
0, 01871moles
= 1,99 = 2
= 5, 99 = 6
0, 01871moles
0, 01871molesO
= 1, 00 = 1
0, 01871moles
FORMULE EMPIRIQUE => C2H6O
3
Question #4
Soit un échantillon de 0,597 g recueilli dans un récipient de 100 mL à 95,0oC et à 1000 mmHg de pression.
Quelle est sa masse molaire?
Réponse :
PkPa =
1000mmHg
• 101,325kPa = 133,32kPa
760mmHg
mRT
PV =
M
mRT
=
M =
PV
et
TC=95+273,15=368,15K
8,314kPa • L
• 368,15 K
K • mole
= 137, 06 g
mole
133,32kPa • 0,1L
0,597 g •
4
EXERCICES DE RÉVISION-(B) -SR
(Configuration électronique et propriétés périodiques) CORRIGÉ
Question #1
Définir les valeurs possibles (Nombre quantique) pour 3d (Valeurs décrivant la fonction d’onde des électrons).
n
l
m
Valeurs permises
3
2
-2,-1,0,1,2
Combien y a-t-il de cases quantiques associées au niveau énergétique 3d :__5 cases
Combien d’électrons peuvent être décrits par 3d :__10 eQuestion #2
Compléter.
l=0
l=1
l= 2
l=3
forme
s
p
d
f
Nbr d’e- maximum
2
6
10
14
Question #3
Combien est-il possible de mettre d’électrons par période?
Période
1ère
2e
3e
4e
5e
6e
7e
Nbr d’e- maximum
2
8
8
18
18
32
32
Question #4
Donner la configuration électronique des deux atomes suivants :
a) Sn (Étain) (50 e-)
[Kr] 4d105s25p2
b) Md (Mendélévium) (101 e-)
[Rn] 5f137s2
5
Question #5
FNa+
O2a) Expliquer. (iso = même)
Mg2+
O210 e8 protons
est une série d’éléments isoélectriques.
F10 e9p
Na+
10 e11 p
Mg2+
10 e12 p
Même nombre d’électrons
b) Comment évolue la taille (rayon atomique) dans cette série.
La taille va diminuer.
EXPLICATION : La charge positive (+) du noyau augmente donc le nuage électronique diminue ↓. Contraction
du volume.
Question #6
Préciser avec des flèches (↑↓ et ⇆) l’évolution des propriétés suivantes dans un groupe et dans une période.
+ gros
Rayon atomique
+ petit
Énergie d’ionisation
Affinité électronique (Valeur négative)
6
(Cycle de Born-Haber, hybride de résonance et géométrie de molécules) CORRIGÉ
Question #1
Soit la réaction globale suivante : Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s) ∆Hrx = -804 kJ/mole
a) Indiquer, par des équations chimiques, toutes les étapes impliquées lors de la formation du solide MgO(s).
b) Calculer l’énergie de 2e ionisation du magnésium.
L'énergie de sublimation du magnésium
L’énergie de 1ère ionisation du magnésium
L’énergie de la 1ère affinité électronique de l’oxygène
L’énergie de la 2e affinité électronique de l’oxygène
L'énergie de la liaison O-O
L’énergie de la liaison O=O
L’énergie de réseau (Mg2+(g) + O2-(g) → MgO(s))
+ 150 kJ/mole
+ 738 kJ/mole
- 140 kJ/mole
+ 744 kJ/mole
+ 142 kJ/mole
+ 498 kJ/mole
- 3996 kJ/mole
Étape 1
Sublimation
Mg(s) → Mg(g)
+ 150
E1i
Mg(g) → Mg+(g) + 1e-
+738
E2i
Mg+(g) → Mg2+(g) + 1e-
????? donc +1451
Bris lien O=O
½ O2(g) → O(g)
(1/2 • 498 kJ/mole)
+249
E1aé
O(g) + 1e- → O-(g)
-140
E2aé
O-(g) + 1e- → O2-(g)
+744
+3192 kJ/mole
Etape 2
Eréseau
-3996
Mg2+(g) + O2-(g) → MgO(s)
∆H rx = Étape1 + Étape2
Étape 1 = ∆H rx − Étape2
Donc
Étape1 = −804 − ( −3996) = +3192 kJ
mole
E2ièmeionisation = Étape 1 – (autres transformations)
E2ièmeionisation = 3192 – (1741) = 1451 kJ
mole
7
EXERCICES DE RÉVISION-(C) –SR - CORRIGÉ
Question #1
Calculs des charges formelles :

 1 
• 2   = 5 − 7 = −2
 2 
N1 = 5 −  6 + 

Molécule A

1
2


1
2


1
2


1
2


N2 = 5 −  0 +  • 8   = 5 − 4 = +1


O = 6 −  2 +  • 6   = 6 − 5 = +1


N1 = 5 −  4 +  • 4   = 5 − 6 = −1

Molécule B

N2 = 5 −  0 +  • 8   = 5 − 4 = +1


 1 
• 4 = 6 − 6 = 0
 2 
O = 6−4+


1
2


1
2


N1 = 5 −  2 +  • 6   = 5 − 5 = 0

Molécule C

N2 = 5 −  0 +  • 8   = 5 − 4 = +1


 1 
• 2   = 6 − 7 = −1
 2 
O = 6−6+

Quelle structure de Lewis est la plus stable? __Molécule C
Pourquoi? Les molécules B et C possèdent le moins de charge.
En C, la charge -1 est portée par l’atome le plus électronégatif (Plus stable)
8
9
O
10
Question #4 (Révision sur les structures de Lewis et géométrie des molécules) CORRIGÉ
Géométrie des molécules Corrigé (Molécules h à x)
Nbr de voisins
(a+b)
Formule générale
AXaEb
2
AX2
# (Exercices de révision)
Géométrie
Linéaire
AX3
h–k–q
Triangulaire plane
AX2E
i
Coudée
AX4
j–s
Tétraèdre
AX3E
l–m-v
Pyramide à base triangulaire
AX2E2
n
Coudée
AX5
u
Bipyramide à base triangulaire
3
4
AX4E
Balançoire
AX3E2
En T
5
6
AX2E3
t
Linéaire
AX6
r-w
Octaèdre
AX5E
AX4E2
Pyramide à base carrée
p-x
Carrée plane
11
12
13
AX4E2 Carrée plane
Non polaire
14
EXERCICES DE RÉVISION-(Série D) –SR CORRIGÉ
QUESTION #1
À bord d’un véhicule spatial, il faut trouver le moyen de se débarrasser de l’excédent de CO2(g) généré par les
astronautes. On utilise l’hydroxyde de lithium qui réagit avec le dioxyde de carbone et on obtient ainsi du
carbonate de lithium et de l’eau.
Avec 1 kg d’hydroxyde de lithium, combien de grammes de CO2(s) peut-on éliminer?
Étape (1)
A
B
2 LiOH(s) + 1 CO2(g)
1000 g
____g
C
D
→ 1 Li2CO3(s) + 1 H2O(l)
Étape (2) Nbr de moles de LiOH(s)
1kg LiOH(s) = 1000 grammes
M LiOH = 23,95 g
1000 g
= 41, 75 moles de LiOH ( s )
23, 95 g
mole
mole
Étape (3) R.L.
Réactif Limitant => LiOH(s)
B
1
moles CO2 = moles R.L. •   = 41, 75 •   = 20,88 moles de CO2
 A
2
Étape (4) Masse de CO2 éliminée
M CO2 = 44, 01 g
mole
20,88moles • 44, 01 g
mole
= 918,9 g de CO2( g )
15
QUESTION #2
Votre grand-père GÉDÉON est décédé récemment. La succession (testament) vous offre une bouteille de O2(g)
comprimé qui provient de la transformation partielle de la dépouille de votre défunt grand-père.
Masse grand-père : 80 kg
Fraction massique (%O) dans le corps humain : environ 65%
Votre consommation quotidienne en oxygène : 510 g / 24 heures
a) Pendant combien de jours allez-vous pouvoir consommer cet oxygène?
Vous décidez de vous nourrir uniquement de sucre blanc (sucrose : C6H12O6(s)) pendant 24 heures.
b) Quelle quantité (en grammes) de sucre est-il nécessaire pour que la réaction de combustion des 510 grammes
d’oxygène soit complète?
c) Qu’arrive-t-il si vous consommez 300 grammes en 24 heures?
a) Masse de O2(g)
80 000g X 0,65 = 52 000 grammes de O2(g)
52000 g
= 101,96 jours
510 g
jour
b) Qté de sucre nécessaire?
Étape (1)
A
1 C6H12O6(s)
_____g
B
+ 6 O2(g)
510 g
C
→
6 CO2(g)
D
+ 6 H2O(l)
Étape (2) Moles de O2(g)
M O2( g ) = 32, 00 g
510 g
= 15,94 moles de O2( g )
32, 00 g
mole
mole
Étape (3) R.L.
 A
1
 = 15,94 •   = 2, 657 moles de sucre
B
6
Moles C6H12O6(s) = moles R.L. • 
Étape (4) Masse de sucre
M C6 H12O6 = 180,16 g
mole
2, 657moles •180,16 g
mole
= 478, 7 g sucre
c) Il va y avoir combustion d’autres substances (graisses, etc.). Le corps a besoin de cette chaleur pour
maintenir sa température corporelle à 37°C.
16
QUESTION#3
Au laboratoire, on peut fabriquer de l’aspirine (Acide acétylsalicylique) AAS en faisant réagir de l’acide
salicylique et l’anhydride acétique.
+
C7H6O3(s)
Acide salicylique
acétique
C4H6O3(l)
anhydride acétique
C9H8O4(s)
aspirine
+ CH3COOH(l)
acide
H
O
O
O
O
O
H
H
OH
O
H
H
H3C
O
O
CH3
OH
H
Données expérimentales :
- Acide salicylique : 4,895
grammes
- Anhydride acétique : 7,0
mL (1,08 g/mL)
- mexpérimentale d’aspirine
obtenue : 4,253 grammes
H
H
Quel est le % de rendement de la réaction?
Étape (1)
1 C7H6O3(s)
Acide salicylique
+
1 C4H6O3(l)
anhydride acétique
4,8956 g
1 C9H8O4(s)
aspirine
+
1 CH3COOH(l)
acide acétique
7,0 mL
ρ = 1, 08 g mL
Étape (2)
Nbr de moles d’acide salicylique
M C7 H6O3 = 138,13 g
Nbr de moles d’anhydride acétique
g
= 7,56 grammes
mL
7,56 g
7,56 g / M C4 H 6O3 =
= 0, 0741moles
102,10 g
mole
mole
7, 0mL • 1, 08
4,895 g
= 0, 03544 moles
138,13 g
mole
Étape (3) R.L.
R.L.???
Moles d’A.S.
35,44 mmoles
+ petit
versus
<
moles A.A.
74,0 mmoles
 C  1
 =   = 35, 44mmoles d ' aspirine
 A  1
Moles aspirine théorique = 35,44 mmoles X 
Étape (4)
M C9 H8O4 = 180,16 g
mole
Masse d’aspirine = 35, 44 mmoles • 180,17
% rendement=
g
mole
= 6,385 grammes
exp
4, 253
•100 =
• 100 = 66,6%
théo
6,385
17
Question #4
Une pastille d’Alka-Seltzer, après dissolution, génère du CO2, du citrate de sodium (Na3C6H5O7) et du H2O. La
pastille est constituée de 100 mg d’acide citrique (C6H8O7) et d’un excès de NaHCO3. Soit une réaction totale
(Dissolution complète du comprimé), répondre aux questions suivantes.
A) Équilibrer l’équation et nommer (selon la nomenclature traditionnelle) tous les réactifs et produits.
B) Théoriquement, combien de mL de CO2(g) peut-on espérer obtenir à TPN?
C) Combien de mg de citrate de sodium va-t-on obtenir ?
Réponse :
R.L.
Excès
A
B
C
D
C6H8O7 + 3 NaHCO3 → Na3C6H5O7 + 3 CO2 + 3 H2O
1
2
3
4
100 mg
1)
2)
3)
4)
5)
Acide citrique
Hydrogénocarbonate de sodium
Citrate de sodium
Dioxyde de carbone
Oxyde de dihydrogène (eau)
Nbr de mole d’acide citrique:
M C6 H8O7 = 192,14 g
E
5
mole
M Na3C6 H5O7 = 258, 08 g
mole
100mg
= 0,5205mmoles d ' acide citrique
192,14 g / mole
D
 3
 = 0,5205mmoles •   = 1,5615moles
 A
1
22, 41L
22, 41L
= 1,5615mmoles •
= 34,99mL deCO2( g )
Volume de CO2(g) = moles deCO2 •
mole
mole
Nbr de moles de CO2(g) généré = moles R.L. • 
Moles de Na3C6H5O7(s) =
258, 08 g
C 
1
moles R.L. •   = 0,5205mmoles •   = 0,5205mmoles •
= 134,32mg de citrate de sodium
mole
 A
1
18