2et les ions Les atomes, les molécules

CHAPITRE
..............................................................................................................................................................................
2
Les atomes, les molécules
et les ions
Réponses aux problèmes ciblés
2.7 Il faut d’abord convertir les centimètres en picomètres :
? pm = 1 cm ×
1 m × 1 pm
= 1 × 1010 pm
100 cm 1 × 10−12 m
⎛
⎞
8
? atomes He = (1 × 1010 pm ) ⎜ 1 atome
⎟ = 1 × 10 atomes He
2
⎝ 1 × 10 pm ⎠
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)
(1001 mcm ) × ⎛⎜⎝ 101 kmm ⎞⎟⎠ = 1,0 km
3
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
Nombre de protons
Nombre de neutrons
3
2
2.14 Isotope
Nombre de protons
Nombre de neutrons
Nombre d’électrons
15
7
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He
2
1
N
7
8
7
4
2
He
2
2
33
16
S
16
17
16
24
12
Mg
12
12
63
29
Cu
29
34
29
25
12
Mg
12
13
84
38
Sr
38
46
38
48
22
Ti
22
26
130
56
Ba
56
74
56
79
35
195
78
186
74
202
80
Br
35
44
W
74
112
74
Pt
78
117
Hg
80
122
80
Recueil de solutions − Chimie générale
18
2.15
Chapitre 2 • Les atomes, les molécules et les ions
DÉMARCHE
La manière d’indiquer le numéro atomique et le nombre de masse d’un élément X consiste à
l’écrire ainsi : ZA X
où A = nombre de masse et Z = masse atomique.
SOLUTION
23
11
a)
Na
b)
64
28
b)
201
80
Ni
2.16 a)
186
74
2.28
Molécule polyatomique sous forme élémentaire (un élément). Ce n’est pas un composé.
W
Hg
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.
b) HCl et CO
c) S8 et P4
d) H2O et C12H22O11 (sucrose)
a) H2 et F2
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
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
2.33 Ion
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
Recueil de solutions − Chimie générale
d) P2O5
e) BH3
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Problèmes ciblés
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 alcalinoterreux (+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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Recueil de solutions − Chimie générale
19
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 22 − 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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Problèmes variés
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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Recueil de solutions − Chimie générale
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22
Chapitre 2 • Les atomes, les molécules et les ions
SOLUTION
a) A, F et G sont neutres.
b) B et E sont de charge négative.
c) C et D sont de charge positive.
d) A :
10
5
B
B:
14
7
N3−
C:
39
19
K+
D:
66
30
Zn 2+
E:
81
35
Br−
F:
11
5
B
G:
19
9
F
2.54 a) Sommes-nous en présence d’atomes d’hydrogène ou de molécules d’hydrogène ? Nous ne
pouvons pas le savoir.
b) NaCl est un composé ionique ; il ne forme pas de molécules.
2.55 Oui. Dans les trois composés nommés, quatre atomes de phosphore se combinent avec
respectivement trois, sept et dix atomes de soufre. Les masses de soufre qui se combineront à une
masse donnée du phosphore seront donc dans le rapport 3 : 7 : 10, un rapport de nombres entiers
simples, comme stipulé par la loi des proportions multiples.
2.56 a) SO2 : molécule et composé
b) S8 : élément et molécule
c) Cs : élément
d) N2O5 : molécule et composé
e) O : élément
f) O2 : élément et molécule
g) O3 : élément et molécule
h) CH4 : molécule et composé
i) KBr : composé
j) S : élément
k) P4 : élément et molécule
l) LiF : composé
2.57 Étant donné que la charge de l’ion positif des composés formés de métaux alcalino-terreux est
toujours +2, il n’est pas nécessaire de la spécifier à l’aide d’un chiffre romain.
2.58 a) CO2 (solide)
e) CaO
2.59 Isotope
b) NaCl
c) N2O
d) CaCO3
f) Ca(OH)2
g) NaHCO3
h) Mg(OH)2
11
5
B
54
26
Fe2+
31
15
P 3−
196
79
Au
222
86
Rn
Protons
5
26
15
79
86
Neutrons
6
28
16
117
136
Électrons
5
24
18
79
86
Charge nette
0
+2
–3
0
0
2.60 a) Les composés ioniques sont normalement formés par la combinaison d’éléments métalliques
(métaux) et non métalliques (non-métaux).
b) En général, les métaux de transition, ainsi que les actinides et les lanthanides, forment des
cations de charges variables.
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Problèmes variés
2.61 Les métaux du groupe 1A forment des ions M+. Les métaux du groupe 2A forment des ions Y2+.
L’aluminium forme seulement l’ion Al3+. L’oxygène forme l’ion O2– ; l’azote forme l’ion N3– et les
halogènes forment des ions X–. Voici un tableau des diverses possibilités :
Non-métaux
Métaux 1A
Métaux 2A
Aluminium
Halogènes
MX
YX2
AlX3
Oxygène
M2O
YO
Al2O3
Azote
M3N
Y3N2
AlN
2.62 Le symbole 23Na fournit plus de renseignements que le symbole 11Na. Le nombre de masse ajouté
au symbole chimique détermine un certain isotope de Na (sodium), tandis que l’ajout du numéro
atomique au symbole chimique ne dit rien de plus. Est-ce que les autres isotopes du sodium peuvent
avoir des numéros atomiques différents ?
2.63 Les acides contenant des éléments du groupe 7A sont : HF, acide fluorhydrique ; HCl, acide
chlorhydrique ; HBr, acide bromhydrique ; HI, acide iodhydrique. Les oxacides contenant des
éléments du groupe 7A (si l’on prend l’exemple du chlore) sont : HClO4, acide perchlorique ;
HClO3, acide chlorique ; HClO2, acide chloreux ; HClO, acide hypochloreux.
Voici des exemples d’oxacides contenant des éléments des autres groupes du bloc A : H3BO3, acide
borique (groupe 3A) ; H2CO3, acide carbonique (groupe 4A) ; HNO3, acide nitrique, et H3PO4,
acide phosphorique (groupe 5A) ; et H2SO4, acide sulfurique (groupe 6A). L’acide sulfhydrique,
H2S, est un exemple d’acide binaire contenant un élément du groupe 6A, tandis que l’acide
cyanhydrique, HCN, contient des éléments des groupes 4A et 5A.
2.64 Le mercure (Hg) et le brome (Br2).
2.65 F et Cl, des éléments du groupe 7A, devraient avoir des propriétés chimiques similaires. Na et K,
des éléments du groupe 1A, devraient avoir des propriétés chimiques similaires. P et N, des
éléments du groupe 5A, devraient avoir des propriétés chimiques similaires.
2.66 H2, N2, O2, O3, F2, Cl2, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
2.67 Le fait que les métaux Cu, Ag et Au soient peu réactifs les rend propices à la fabrication de pièces
de monnaie et de bijoux, des objets durables.
2.68 Ces éléments, qui se caractérisent par une grande stabilité chimique, n’ont pas tendance à réagir
pour former des composés. L’hélium, le néon et l’argon sont chimiquement inertes.
2.69 a) NaH, hydrure de sodium
b) B2O3, trioxyde de dibore
c) Na2S, sulfure de sodium
d) AlF3, fluorure d’aluminium
e) OF2, difluorure d’oxygène
f) SrCl2, chlorure de strontium
2.70 a) Br
b) Rn
d) Rb
e) Pb
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c) Se
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24
Chapitre 2 • Les atomes, les molécules et les ions
2.71
Cation
Anion
Mg2+
HCO −3
Sr2+
Fe3+
Cl–
NO −2
Mn2+
ClO −3
4+
–
Formule
Nom
Hydrogénocarbonate
Mg(HCO3)2
de magnésium
SrCl2
Chlorure de strontium
Fe(NO2)3 Nitrite de fer(III)
Mn(ClO3)2 Chlorate de manganèse(II)
SnBr4
Bromure d’étain(IV)
Co3 (PO4 )2 Phosphate de cobalt(II)
Sn
Co2+
Br
PO34−
Hg2+
2
I–
Hg2 I2
Cu+
CO32 −
Cu 2 CO 3
+
Li
Al3+
3–
N
S2–
Li3N
Al2S3
Iodure de mercure(I)
Carbonate de cuivre(I)
Nitrure de lithium
Sulfure d’aluminium
Réponses aux problèmes spéciaux
2.72 Tous les isotopes du radium sont radioactifs et instables. Il s’agit d’un produit de la désintégration
de l’uranium 238. Le radium n’existe pas comme tel dans la nature sur Terre.
2.73 La masse de fluor qui réagirait avec l’hydrogène serait la même que celle qui réagirait avec le
deutérium. Le rapport de combinaison des deux atomes (H ou deutérium) avec le fluor est le même,
soit 1 : 1 dans les deux composés. Ce n’est pas une violation de la loi des proportions définies.
(Lorsque cette loi a été découverte, les scientifiques ne connaissaient pas l’existence des isotopes.)
2.74 NF3 (trifluorure d’azote), PBr5 (pentabromure de phosphore), SCl2 (dichlorure de soufre).
2.75 Acide chlorique, acide nitreux, acide hydrocyanique et acide sulfurique.
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