Enoncé - L`UTES

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Université P. & M.Curie
DEUG MIAS 1ère année
Module de Chimie
Session de Juin 2003
EPREUVE DE CHIMIE
DUREE 1h30
LES CALCULATRICES ET DOCUMENTS
SONT STRICTEMENT INTERDITS
Une copie de la classification périodique et les données numériques nécessaires aux calculs
sont regroupées en fin de sujet.
1ère Partie : L’ ETAT SOLIDE
( question de cours )
(temps conseillé 20mn)
Le fer-gamma Fe-γ a une structure cristalline de type cubique faces centrées 5 CFC).
1) Représenter sur un schéma la maille élémentaire conventionnelle CFC, en indiquant
clairement la position des atomes de fer Fe.
2) Déterminer le nombre d’ atomes par maille élémentaire.
3) Définir la coordinence . Indiquer , en justifiant votre réponse, la coordinence des
atomes de fer dans ce système.
4) L’ austénite est un alliage d’ insertion dans laquelle des atomes de carbone C viennent
occuper une partie des sites octaédriques du Fe-γ.
Indiquer, sur un schéma clair, la position des sites octaèdriques d’ un tel édifice
cristallin.Déterminer le nombre de sites octaédriques par maille élémentaire.
2ème Partie : ATOMISTIQUE
(temps conseillé 35mn)
La découverte du phosphore est attribuée à H. Brandt en 1669 mais il était vraisemblablement
connu depuis le 12ème siècle. Son nom dérive du mot grec « phosphoros » qui signifie «
porteur de lumière », lephosphore blanc étant très inflammable en présence d’ oxygène. L’
31
isotope dominant de cet élément est représenté par le symbole 15
P.
1) Déterminer la composition du noyau de ce nucléide.
2) Ecrire la configuration électronique de l’ état fondamental du phosphore.
3) Préciser les noms et les symboles des différents nombre quantiques qui caractérisent
les électrons de cette configuration. Représenter la couche de valence de cet atome
sous forme de cases quantiques.
4) Le soufre S suit le phosphore dans la classification périodique. Indiquer son numéro
atomique et écrire la configuration électronique de son état fondamental.
5) Définir qualitativement l’ électronégativité χ d’ un élément
6) L’ électronégativité du phosphore P est χP= 2,2 ( échelle de Pauling) . Indiquer un
élément d’ électronégativité plus faible que celle du phosphore et un élément d’
électronégativité plus élevée.
7) L’ arsenic est placé une période au- desous du P. Indiquer , en justifiant votre rèponse,
son numéro atomique.
8) Expliquer schématiquement le processus d’ ionisation d’ un atome. Définir les
énergies de premère ionisation E1 et E2 du phosphore.
9) On donne ci-dessous les valeurs des 7 premières énergies d’ ionisation du phosphore
P.
nième ionisation
1ère 2ème
3ème
4ème
5ème
6ème
7ème
En énergie de nième
10,5 19,8
30,2
51,5
65,1
220,7
263,9
ionisation ( en eV)
10) Commenter ces résultats, particulièrement la discontinuité observée entre la 5ème et la
6ème valeur.
11) L’ ionisation d’ un atome peut être provoquée par absorption de rayonnement
électromagnétique d’ énergie adaptée. Calculer la longueur d’ onde ( en m) du
rayonnement correspondant à l’ énergie E1. Un rayonnement de longueur d’ onde
λ= 400 nm peut-il provoquer l’ ionisation de P ?
3ème Partie : LIAISON CHIMIQUE
( temps conseillé 20 mn )
Pour déterminer la structure électronique de deux molécules diatopiques homonucléaires, on
va considérer le modèle quantique des orbitales moléculaires ( OM) et la méthode des «
Combinaisons Linéaires des Orbitales Atomiques » pour la construction des OM.
1) Donner le principe de construction et une représentation schématique des typtes d’
orbitale moléculaire suivants :
a) Une OM σ liante entre orbitales atomiques (OA) de type « s ».
b) Une OM σ anti-liante entre orbitales atomiques ( OA) de type « p ».
c) Une OM π liante entre orbitales atomiques ( OA) de type « p ».
On s’ intéresse à la structure électronique des molécules diatomiques P2 et S2. On donne dans
le tableau ci-dessous les énergies des orbitales atomiques occupées des deux atomes P et S.
Energies des orbitales atomiques ( en eV)
élément
P
S
1s
2s
2p
3s
3p
2175
2502
204,3
244,9
146,9
181,8
18,9
23,9
10,7
11,9
2) Pour les deux molécules considérées, établir le diagramme énergétique des OM.
3) Déterminer la configuration électronique de l’ état fondamental de P2 et S2.
4) Calculer l’ indice de liaison de chacune des deux molécules et commenter ces
résultats par rapport à leur structure de Lewis respective.
5) L’ ion moléculaire P2+ est moins stable ( énergie de liaison moins élevée) que la
molécule P2. Indiquer une raison vraisemblable qui explique cette différence de
stabilité. Qu’ en est-il de la stabilité de S2+ par rapport à celle de S2 ?
4ème Partie : GEOMETRIE DES MOLECULES
(temps conseillé 15 mn )
La géométrie de quatre molécules est donnée ci-dessous
AlCl3
Cl
Cl
SnCl2
Al
Triangle équilatéral
Cl
Angle 120
PH3
Sn
Coudée
Angle 120
Cl
Cl
SCl2
P
Cl
S
H
H
H
coudée
angle 109,5
Cl
Pyramide à base triangulaire
Angle 109,5
1) A partir du modèle VSEPR, déduire de ces géométries le nombre de doublets liants et
non liants atour de l’ atome central de ces quatre molécules.
2) Pour chacune des molécules ,en déduire le nombre d’ électrons appartenant à la
couche de valence de l’ atome central. Ce résultat est-il toujours compatible avec la
règle de l’ octet ?
3) Indiquer, en justifiant votre réponse, les écarts éventuels entre les valeurs idéales des
angles de liaison ( données dans les schémas ci-dessus) et les valeurs réelles de ceuxci.
Données numériques :
1 eV= 1,6 10-19J
constante de Planck
valeur absolue de la charge de l’ électron
vitesse de la lumière dans le vide
h = 6,6 10-34J.s
e = 1,6 10-19C
c= 3,0 108 m.s-1
Classification périodique des éléments ( limitée aux 5 premières périodes )
1
H
Li
Na
K
Rb
2
3
Be
Mg
Ca Sc
Sr Y
4
Ti
Zr
5
6
7
8
9
10
V Cr Mn Fe Co Ni
Nb Mo Tc Ru Rh Pd
11
12 13
14
15
16
B
Al
Cu Zn Ga
Ag Cd In
C
Si
Ge
Sn
N
P
As
Sb
O
S
Se
Te
17 18
He
F
Ne
Cl Ar
Br Kr
I
Xe
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