2et les ions Les atomes, les molécules

C H A P I T R E
2 et les ions
Recueil de solutions − Chimie générale
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Les atomes, les molécules
Réponses aux problèmes ciblés
2.7 Il faut d’abord convertir les centimètres en picomètres :
? pm = 1 cm × 12
1 pm
1 m
100 cm
110 m
−
×× = 1 × 1010 pm
? atomes He = (1 × 1010 pm ) 2
1 atome
1 10 pm
⎛⎞
⎜⎟
×
⎝⎠
= 1 × 108 atomes He
2.8 L’énoncé du problème donne l’information permettant d’établir le facteur de
conversion entre les mètres et les milles.
ratome = 104 rnoyau = (104 × 10 cm)
()
3
1 m 1 km
100 cm
10 m
⎛⎞
×⎜⎟
⎝⎠
= 1,0 km
2.11 Pour le fer, Z = 26, alors A = 26 + 28 = 54
2.12 DÉMARCHE
Le chiffre 239 est le nombre de masse du plutonium (Pu). Le nombre de masse (A)
représente le nombre total de neutrons et de protons présents dans le noyau de
l’atome. Vous trouverez le numéro atomique du plutonium (le nombre de protons)
dans le tableau périodique.
SOLUTION
Nombre de masse = nombre de protons + nombre de neutrons
Nombre de neutrons = nombre de masse – nombre de protons
Nombre de neutrons = 239 − 94 = 145
2.13 Isotope 3
2
He
4
2
He
24
12
Mg
25
12
Mg
48
22
Ti
79
35
Br
195
78
Pt
Nombre de protons 2 2 12 12 22 35 78
Nombre de neutrons 1 2 12 13 26 44 117
2.14 Isotope 15
7
N
33
16
S
63
29
Cu
84
38
Sr
130
56
Ba
186
74
W
202
80
Hg
Nombre de protons 7 16 29 38 56 74 80
Nombre de neutrons 8 17 34 46 74 112 122
Nombre d’électrons 7 16 29 38 56 74 80
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18 Chapitre 2 • Les atomes, les molécules et les ions
2.15 DÉMARCHE
La manière d’indiquer le numéro atomique et le nombre de masse d’un élément X consiste à
l’écrire ainsi :
X
A
Z
où A = nombre de masse et Z = masse atomique.
SOLUTION
a)
23
11
Na
b)
64
28
Ni
2.16 a) 186
74
W
b)
201
80
Hg
2.28 Molécule polyatomique sous forme élémentaire (un élément). Ce n’est pas un composé.
Molécule polyatomique qui est un composé.
Molécule diatomique qui est un composé.
2.29 Molécule diatomique qui est un composé.
Molécule polyatomique qui est un composé.
Molécule polyatomique sous forme élémentaire. Ce n’est pas un composé.
2.30 Éléments : N2, S8, H2
Composés : NH3, NO, CO, CO2, SO2
2.31 Pour chacune de ces questions, plusieurs autres réponses sont possibles.
a) H2 et F2 b) HCl et CO c) S8 et P4 d) H2O et C12H22O11 (sucrose)
2.32 DÉMARCHE
Le numéro atomique (Z) indique le nombre de protons contenus dans le noyau de l’atome d’un
élément. Pour le trouver, on peut consulter le tableau périodique. Le nombre d’électrons que
possède un ion est égal au nombre de protons dont on soustrait la charge de l’ion.
Nombre d’électrons d’un ion = (nombre de protons) – (charge de l’ion).
SOLUTION
Ion Na+ Ca2+ Al3+ Fe2+ I – F – S2– O2– N3–
Nombre de protons 11 20 13 26 53 9 16 8 7
Nombre d’électrons 10 18 10 24 54 10 18 10 10
2.33 Ion K+ Mg2+ Fe3+ Br– Mn2+ C 4– Cu2+
Nombre de protons 19 12 26 35 25 6 29
Nombre d’électrons 18 10 23 36 23 10 27
2.40 DÉMARCHE
La formule empirique d’un composé indique quels éléments y sont présents et dans quel rapport de
nombres entiers simples se trouvent les atomes de ces éléments.
SOLUTION
a) CN b) CH c) C9H20 d) P2O5 e) BH3
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Problèmes ciblés 19
2.41 a) AlBr3 b) NaSO2 c) N2O5 d) K2Cr2O7
2.42 a) CuBr b) Mn2O3 c) Hg2I2 d) Mg3(PO4)2
2.43 La formule moléculaire de la glycine est C2H5NO2.
2.44 La formule moléculaire de l’éthanol est C2H6O.
2.45 DÉMARCHE
Les composés formés de métaux et de non-métaux sont habituellement ioniques. Les composés
formés uniquement de non-métaux sont habituellement covalents.
SOLUTION
a) SiCl4 est covalent.
b) LiF est ionique.
c) BaCl2 est ionique.
d) B2H6 est covalent.
e) KCl est ionique.
f) C2H4 est covalent.
2.46 Ioniques : NaBr, BaF2, CsCl
Covalents : CH4, CCl 4, ICl, NF3
2.47 DÉMARCHE
Le tableau 2.4 du manuel donne les noms des cations et des anions courants servant à nommer les
composés ioniques. Si un métal peut former des cations de charges différentes, il faut utiliser la
notation de Stock qui emploie des chiffres romains pour indiquer la charge du cation. Les métaux
qui ont une seule charge dans leurs composés ioniques sont les métaux alcalins (+1) et les alcalino-
terreux (+2), soit Ag+, Zn2+, Cd2+ et Al3+.
Pour nommer les acides, il faut distinguer les acides binaires des oxacides. Dans le cas des acides
binaires, le nom est basé sur celui du non-métal, alors que le nom des oxacides est basé sur le nom
de l’anion polyatomique ou sur celui d’un acide de référence. Pour plus de détails concernant la
nomenclature, révisez la section 2.7 du manuel. Le problème suivant est semblable à celui-ci, et
l’on y donne quelques réponses commentées.
SOLUTION
a) chromate de sodium b) hydrogénophosphate de potassium
c) bromure d’hydrogène d) acide bromhydrique
e) carbonate de lithium f) dichromate de potassium
g) nitrite d’ammonium h) acide iodique
i) pentafluorure de phosphore j) hexoxyde de tétraphosphore
k) iodure de cadmium l) sulfate de strontium
m) hydroxyde d’aluminium n) carbonate de sodium décahydraté
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20 Chapitre 2 • Les atomes, les molécules et les ions
2.48 a) Il s’agit d’un composé dans lequel le cation métallique K+ possède une seule charge. Le nom du
composé est hypochlorite de potassium. L’ion hypochlorite est un ion polyatomique ayant un
atome O de moins que l’ion chlorite ClO
2
−.
b) carbonate d’argent
c) Il s’agit d’un oxacide constitué de l’ion nitrite NO
2
−. Le suffixe « -ite » est remplacé par le
suffixe « -eux ». On nomme ce composé acide nitreux.
d) permanganate de potassium
e) chlorate de césium
f) Il s’agit d’un acide oxygéné (oxacide). Comme acide de référence, pensons à l’oxacide halogéné
HClO, l’acide hypochloreux, lui-même en relation avec l’acide chlorique HClO3. Si l’on
applique le même raisonnement en retranchant successivement deux atomes O à HClO3, l’acide
de référence, on nomme ce composé acide hypoiodeux (voir la figure 2.15 du manuel).
g) Comme le fer peut avoir des charges différentes, il faut utiliser la notation de Stock. Le nom
exact est oxyde de fer(II).
h) oxyde de fer(III)
i) chlorure de titane(IV)
j) hydrure de sodium
k) nitrure de lithium
l) oxyde de sodium
m) Dans ce composé ionique, le cation métallique Na+ a une seule charge. L’ion O
2
2
− se nomme
« ion peroxyde ». Chaque O a une charge –1, car chaque ion de Na a une charge +1. Il s’agit
donc du peroxyde de sodium.
n) chlorure de Fe(III) hexahydraté
2.49 DÉMARCHE
Pour écrire les formules à partir du nom des composés, il importe de retenir les points suivants.
Lorsqu’il s’agit de composés moléculaires, les préfixes indiquent le nombre de chacun des types
d’atomes contenus dans le composé.
S’il s’agit de composés ioniques, la valeur de l’indice du cation est égale à la charge de l’anion, et
la valeur de l’indice de l’anion est égale à la charge du cation de manière à donner un ensemble
neutre. Si les charges du cation et de l’anion sont égales, les indices ne sont pas nécessaires. Les
charges des cations et des anions courants sont données au tableau 2.4 du manuel. Si un métal peut
avoir des charges différentes, il faut utiliser la notation de Stock – le chiffre romain spécifie la
charge du cation métallique, non le nombre d’atomes contenu dans le composé.
Dans le cas des oxacides, il importe de connaître les noms et les formules des anions polyatomiques
(voir le tableau 2.4).
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Recueil de solutions − Chimie générale
Problèmes variés 21
SOLUTION
a) RbNO2
b) K2S
c) Le terme « bromique » indique que l’anion de cet acide est le perbromate BrO
4
−, car l’acide de
référence, l’acide bromique, est HBrO3, par comparaison à un autre acide halogéné plus connu,
HClO3. On sait aussi que si l’on ajoute un atome O, passant ainsi de trois à quatre, on doit ajouter
le préfixe « -per », d’où le nom complet « acide perbromique ». La formule est donc HBrO4.
d) Le magnésium, un métal alcalino-terreux, forme toujours des cations de charge +2, et chaque
ion phosphate a une charge –3. L’indice du phosphate sera égal à la charge de l’ion de
magnésium, soit 2, et celui du magnésium sera égal à celui du phosphate, soit 3, d’où
Mg3(PO4)2.
e) CaHPO4
f) BCl3
g) IF7
h) (NH4)2SO4
i) AgClO4
j) Fe2(CrO4)3
k) CaSO4⋅2H2O
2.50 a) CuCN b) Sr(ClO2)2 c) HClO4
d) HI (dans l’eau) e) Na2(NH4)PO4 f) PbCO3
h) P4S10 g) SnF2 i) HgO
j) Hg2I2 k) CoCl2•6H2O
Réponses aux problèmes variés
2.51 Nombre de protons = (65 – 35) = 30 = numéro atomique. L’élément doit être le zinc (voir le tableau
périodique). Deux électrons ont été libérés, la charge est alors +2. Le symbole est Zn2+.
2.52 Le changement de la charge d’un atome provoque habituellement un changement majeur de ses
propriétés chimiques. Les deux isotopes du carbone, en c), tous deux neutres, devraient avoir
des propriétés chimiques identiques.
2.53 DÉMARCHE
Rappelez-vous que la charge totale d’une espèce dépend du nombre relatif de protons et d’électrons
présents.
La nature d’un élément est déterminée par le nombre de protons contenus dans chacun de ses
atomes, c’est-à-dire son numéro atomique.
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