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TRAVAUX DIRIGES :
C HIMIE MINERALE
1ère Année Pharmacie
Professeur Rachid OUARSAL
2
I- Configuration électronique Exercice 1 : Les affirmations suivantes sont-elles exactes ou inexactes? Pourquoi ?
Un électron pour lequel n=4 et mℓ=2
a) Doit avoir nécessairement ℓ =2
b) peut avoir ℓ=2
c) doit nécessairement avoir un spin égal à + 1/2
d) est nécessairement dans un sous-niveau d
Exercice 2 : Les affirmations suivantes sont-elles exactes ou inexactes? Pourquoi ?
a) Si ℓ=1, l’électron est dans une sous couche d.
b) Si n=4 l’électron est dans la couche O.
c) Pour un électron d, m peut être égal à 3.
d) Si ℓ=2, la sous-couche correspondante peut recevoir au plus 6 électrons
e) Le nombre n d’un électron d’une sous-couche f peut être égal à 3.
f) Si deux « édifices atomiques » ont la même configuration électronique, il s’agit forcément
du même élément.
g) Si deux « édifices atomiques » ont des configurations électroniques différentes il s’agit
forcément de deux éléments différents.
Exercice 3 : Classer par ordre croissant de leur énergie les électrons d'un même atome définis par les
valeurs suivantes de leurs nombres quantiques. Identifier le sous-niveau auquel ils
appartiennent.
1) n = 3 ; ℓ = 1 ; mℓ = 0 ; s = +1/2
2) n = 4 ; ℓ = 0 ; mℓ = 0 ; s = -1/2
3) n = 3 ; ℓ = 1 ; mℓ = 0 ; s = -1/2
4) n = 3 ; ℓ = 0 ; mℓ = 0 ; s = +1/2
5) n = 3 ; ℓ= 1 ; mℓ = -1 ; s = +1/2
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I- Correction des exercices de la
configuration électronique Exercice 1 : Les affirmations suivantes sont-elles exactes ou inexactes? Pourquoi ?
Un électron pour lequel n=4 et mℓ=2
a) Doit avoir nécessairement l=2
n = 4 ⇒ l = 0,1 ,2, 3
ℓ = 0 ⇒ mℓ = 0
ℓ = 1 ⇒ mℓ = -1 , 0 , 1
ℓ = 2 ⇒ mℓ = -2 , -1 , 0 , 1 , 2
ℓ = 3 ⇒ mℓ = -3 , -2 , -1 , 0 , 1 , 2 , 3
Pour que mℓ = 2, il faut que ℓ égal soit à 3 soit à 2
Il n'est donc pas obligatoire que ℓ soit égal à 2 : FAUX
b) peut avoir ℓ=2 VRAI
c) doit nécessairement avoir un spin égal à + 1/2
Non car une case quantique de m donné peut contenir deux électrons à spins antiparallèles. s
peut donc avoir indifféremment les deux valeurs +1/2 ou -1/2 : FAUX
d) est nécessairement dans un sous-niveau d
FAUX : ℓ pouvant avoir les valeurs 2 ou 3 il peut s'agir d'un sous-niveau d ou f.
Exercice 2 a) Si ℓ = 1, l’électron est dans une sous couche d.
ℓ = 1 ⇒ sous-couche p : FAUX
b) Si n = 4 l’électron est dans la couche O.
n = 4 ⇒ couche N : FAUX
c) Pour un électron d, m peut être égal à 3.
d ⇒ ℓ = 2 ⇒ ml = -2, -1, 0, 1, 2 : FAUX
d) Si ℓ = 2, la sous-couche correspondante peut recevoir au plus 6 électrons.
ℓ = 2 ⇒ ml = -2, -1, 0, 1, 2 ⇒ 5 cases quantiques ⇒ 10 électrons maximum : FAUX
e) Le nombre n d’un électron d’une sous-couche f peut être égal à 3.
n = 3 ⇒ ℓ = 0, 1, 2 (s,p,d) ⇒ pas de f sur couche 3 : FAUX
f) Si deux " édifices atomiques " ont la même configuration électronique, il s’agit forcément
du même élément.
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" édifice atomique " = atome " neutre " ou ion
Un ion a la même configuration électronique qu’un atome neutre d’un autre élément : FAUX
Exemples : Na+ , Ne et O2- ont la même configuration électronique.
g) Si deux " édifices atomiques " ont des configurations électroniques différentes il s’agit
forcément de deux éléments différents.
L’ion et l’atome neutre du même élément ont forcement des configurations électroniques
différentes : FAUX
Exercice 3 Electron 1 : n = 3 ; ℓ = 1 (⇒ 3 p ) ; mℓ = 0 ; s = +1/2
Electron 2 : n = 4 ; ℓ = 0 (⇒ 4 s ) ; mℓ = 0 ; s = -1/2
Electron 3 : n = 3 ; ℓ = 1 (⇒ 3 p ) ; mℓ = 0 ; s = -1/2
Electron 4 : n = 3 ; ℓ = 0 (⇒ 3 s ) ; mℓ = 0 ; s = +1/2
Electron 5 : n = 3 ; ℓ = 1 (⇒ 3 p ) ; mℓ = -1 ; s = +1/2
L'énergie d'un électron dépend de n et de ℓ.
Les énergies des sous-couches sont dans l'ordre 3 s < 3 p < 4 s
Les 3 électrons appartenant à la même sous-couche 3 p ont la même énergie.
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II- Tableau Périodique Exercice 4 : Les alcalino-terreux On connaît actuellement 6 éléments appartenant à cette famille qui sont (classés par ordre
croissant de leur numéro atomique) : Béryllium – Magnésium - Calcium – Strontium –
Baryum et Radium.
1) Quelle colonne de la classification périodique occupe la famille des alcalino-terreux ?
2) Donnez à chacun son numéro atomique et sa configuration électronique.
3) Un autre élément devrait normalement appartenir à cette famille mais en a été exclu.
Lequel et pour quelle raison ?
4) Si l’on réussit un jour à obtenir un septième alcalino-terreux quels seront son numéro
atomique et sa configuration électronique ?
5) Par utilisation de la règle de Sanderson montrer que ces éléments sont des métaux.
6) Quel type d’ion donnent les alcalino-terreux ?
7) Quelles sont les formules des oxydes des alcalino-terreux sachant qu’il s’agit de composés
ioniques ?
8) Ces oxydes sont-ils acides ou basiques ?
Exercice 5 : Etablir les configurations électroniques des atomes ou ions suivants puis décrire leur couche
de valence. On supposera qu'ils suivent tous la règle de Klechkowski. (Entre parenthèses
Valeur de Z)
Na(11) - K(19) - Ca2+(20) - Sr(38) - V(23) - Fe2+(26) - Pb(82)- Co3+(27) - Br(35) - S2-(16) -
Al3+(13) - Cs(55)
Exercice 6 : Un élément a moins de 18 électrons et possède 2 électrons célibataires. Quelles sont les
configurations électroniques possibles pour cet élément ? Quel est cet élément sachant qu'il
appartient à la période du lithium(3) et au groupe de l'étain(50).
Exercice 7 : Représentez la classification périodique et y placer les éléments suivants :
Al, Ar, As, Ga(31) , H, He, Kr, Mg, Ne, O , Re(75) , Ce(58) , Tl(81) , W(74) , Te(52) , U(92)
On rappelle que pour les éléments du bloc f un électron (n+1) d se place avant les électrons n
f et qu'exceptionnellement pour ces éléments qui sont des exceptions à la règle de
Klechkowski on en tient compte pour les placer dans la classification périodique (voir leur
position dans le cours).
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Exercice 8 : Les éléments Gallium et Arsenic Numéro atomique de quelques éléments :
Oxygène O (Z = 8) - Magnésium Mg (Z=12) - Gallium Ga (Z = 31) - Arsenic As (Z = 33)
Règle de Sanderson : un élément est métallique si le nombre d’électrons sur son niveau de n le
plus élevé est inférieur ou égal au numéro de sa période.
1) Donner la configuration électronique de ces deux éléments.
2) Pour ces deux éléments donner sa position (Ligne et Colonne) dans la classification
périodique.
Mendeleiev dès 1869 prédit l’existence et décrivit à l’avance les propriétés d’un de ces deux
éléments qu’il nomma alors « eka-aluminium » car il prévoyait des propriétés similaires à
celle de l’Aluminium.
3) Quel est cet élément Ga ou As? (justifier simplement votre réponse)
Métaux ou non métaux?
Un de ces élément est un métal qui possède la propriété d’être liquide à température ambiante
ce qui permet son utilisation dans les thermomètres. L’autre n'est pas un métal.
4) Rappeler les 2 critères chimiques qui permettent de caractériser les métaux et les non-
métaux.
5) La règle dite de Sanderson permet, elle aussi, de déterminer si un élément est métallique ou
non. Par utilisation de cette règle dire entre Ga et As qui est métallique et qui ne l’est pas.
Le composé MgGa2O4 peut émettre dans certaines conditions de la lumière verte s’il est excité
par des U.V. Cette propriété fait qu’il est utilisé dans les photocopieurs "Xerox".
6) En supposant que le composé MgGa2O4 est de nature ionique et que les ions sont les plus
stables des éléments concernés déterminer la charge de l’ion du Gallium dans ce composé
Cela est-il en accord avec la question précédente?
7) Il existe un composé nommé arséniure de gallium de formule GaAs. Ce composé est très
utilisé dans la technologie des lasers car il présente la propriété intéressante de pouvoir
convertir l’électricité en lumière cohérente.
Quel sont les deux ions qui le composent ? Cela est-il en accord avec la question 6.
7
8) Il est bien connu que l’Arsenic est un poison violent. Le composé appelé couramment
Arsenic n’est pas en réalité l’élément Arsenic lui même mais un de ces oxydes l’anhydride
arsénieux de formule As2O3. Quel est la nature de l’ion de l’Arsenic dans ce composé?
9) Il existe un autre oxyde de l’Arsenic nommé anhydride arsénique de formule As2O5. Quel
est la nature de l’ion de l’Arsenic dans ce composé?
10) Les deux oxydes précédents sont solubles dans l’eau et donne alors deux acides appelés
acide arsénieux HAsO2 et acide arsénique H3AsO4. Ecrire les réactions de formation de ces
deux acides.
11) L’existence des composés As2O3, As2O5, HAsO2 et H3AsO4 permet-elle de dire si
l’Arsenic est un métal ou un non-métal ?
L’Arsenic possède donc en réalité, des propriétés intermédiaires entre celles des métaux et des
non-métaux et on le qualifie souvent de semi-métal. Il donne ainsi trois ions différents.
Exercice 9
I -un élément a moins de 20 électrons et deux électrons non apparies. Quelles sont ses
configurations possibles ? Quel est cet élément sachant qu’il appartient à la période du
Na(Z=11) et au groupe de Se (Z=34) ?
II- l’étain (Sn) a pour numéro atomique Z=50
a) Donner sa configuration électronique
b) fait-il partie des métaux de transition ?
c) Sachant qu’il perd ses électrons par paires et que la sous couche 4d n’est pas concernée
quels sont les degrés d’oxydation possibles pour cet élément ?
Exercice 10: Un composé ionique a pour formule A2B3
On sait que les éléments A et B sont tous deux des éléments des deuxième ou troisième
périodes de la classification. On sait d’autre part que l’élément A est un METAL alors que B
est un NON-METAL (ou METALLOÏDE).
Quelles sont les natures possibles pour ce composé ionique ?
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Exercice 11 I.
On considère deux éléments de la quatrième période dont la structure électronique externe
comporte trois électrons célibataires.
1. Ecrire les structures électroniques complètes de chacun de ces éléments et déterminer leur
numéro atomique.
2. En justifiant votre réponse, déterminer le numéro atomique et donner la configuration
électronique de l’élément situé dans la même période que le fer (Z = 26) et appartenant à la
même famille que le carbone (Z = 6).
II
L’atome d’étain (Sn) possède dans son état fondamental deux électrons sur la sous-couche 5p.
1. Donner sa structure électronique, son numéro atomique ainsi que le nombre d’électrons de
valence.
2. Fait-il partie des métaux de transition ? Pourquoi ?
III
Définir l’énergie d’ionisation, l’affinité électronique et l’électronégativité d’un atome.
Comment varient le rayon atomique, l’électronégativité et le potentiel d’ionisation des
éléments suivant une période et suivant une colonne du tableau périodique. Justifier votre
réponse.
Exercice 12 Soient les éléments : 29Cu, 35Br, 42Mo et 54Xe
1 Donner les structures électroniques de ces éléments.
2Situer ces éléments dans le tableau périodique.
3 Quels sont parmi ces éléments, ceux de transitions ?
4 Quel est l’élément inerte chimiquement, indiquer sa structure externe.
5 Attribuer en appliquant les valeurs des énergies de première ionisation (PI) et des
électronégativités des éléments suivants : 29Cu, 35Br, et 42Mo
PI (eV) 7,7 11,8 7,2
Electronégativité 1,9 2,8 1,8
6 Un élément appartient à la sixième période et au groupe IVB. Quel est sa structure
électronique ? Donner son numéro atomique.
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Exercice 13
Soient les éléments : 11Na, 37Rb, 48Cd et 51Sb
1 Indiquer la position de chaque élément dans la table périodique (période et groupe).
2 les classer par ordre de rayon atomique décroissant.
3 Les classer par ordre d’électropositivité croissante.
Exercice 14 On considère les éléments suivant :7N, 15P, 33As et 51Sb.
1)- Ecrire la structure électronique des différents atomes dans leur état fondamental.
2)- En vous basant sur la position relative de ces éléments dans la classification périodique,
attribuer à chaque élément, parmi les données suivantes, son énergie d'ionisation EI, son
électronégativité EN, et son rayon covalent r. Aucune justification n’est demandée. On
présentera ces résultats sous la forme d’un tableau.
Données : EI (eV) : 10,5 ; 8,6 ; 9,8 ; 14,5.
EN : 1,82; 3,07 ; 2,20 ; 2,06.
r (Angströms) : 0,75 ; 1,40 ; 1,06 ; 1,20.
Exercice 15
I-
Préparation du dihydrogène par attaque d’un métal (Zn) par un acide (H2SO4)
a- Donner l’équation de réaction de la préparation du dihydrogène par attaque du zinc par
l’acide sulfurique.
b- Déterminer le volume gazeux du dihydrogène dégagé si 2,5 g de zinc sont complètement
attaqués par l’acide sulfurique.
Données:
M(Zinc) = 65,34 g, M(S) = 32 g/mole, M(O) = 16 g/mole, M(H) = 1 g/mole d (H2SO4) = 1,84
II-
Combustion du soufre (S) dans le dioxygène (O2)
a- Quel est le volume de dioxygène nécessaire à la combustion de 1,44 g de soufre ?
b- Quel est le volume du composé résultant de la combustion ?
III-
Soient les oxydes de type MxOy suivants : OsO4, Na2O, V2O5, SO3, CuO, ZrO2, Cr2O3,
Re2O7.Classez ces oxydes par degré d’oxydation croissant du cation. Donnez le nom de
chaque oxyde.
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IV-
a - Quelle est l’effet de l’action de l’hydrogène sur les oxydes ?
b - Est-ce que cette action est toujours possible ? (Justifier votre réponse).
c- Application :y-a-t-il action de l’hydrogène sur les oxydes Ag2O , FeO et Al2O3.Justifier
votre réponse.
Données : ΔHf ° (H2O) = - 58Kcal/mole, ΔH°f(Ag2O) = - 7Kcal/mole
ΔHf ° (FeO) = - 58,3Kcal/mole, ΔH°f(Al2O3) = - 400Kcal/mole
V-
Ecrire l’équation-bilan de la réaction d’obtention d’un oxyde de type MxOy à partir d’un
corps simple M en faisant intervenir une mole de dioxygène avec :
Le manganèse aux degrés d’oxydation : +II, +III, +IV
Le phosphore blanc (P4) aux degrés d’oxydation : +III, +V
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II- Correction des exercices du Tableau
Périodique alcalino-terreux
Exercice 4 1. La colonne de la classification périodique qui occupe la famille des alcalino-terreux
c’est la Colonne 2
2. Il suffit de savoir qu'un alcalino-terreux est équivalent "à un gaz rare auquel on a
ajouté 2 électrons"
Z Configuration électronique
Béryllium Be 4 1s2 2s2 = (He) 2s2
Magnésium Mg 12 (He) 2s2 2p6 3 s2 = (Ne) 3s2
Calcium Ca 20 (Ne) 3s2 3p6 4s2 = (Ar) 4s2
Strontium Sr 38 (Ar) 3 d10 4s2 4p6 5s2 = (Kr) 5s2
Baryum Ba 56 (Kr) 4d10 5s2 5p6 6s2 = (Xe) 6s2
Radium Ra 88 (Xe)4f14 5d10 6s2 6p6 7s2 = (Rn) 7s2
3- Hélium He : Z = 2 soit 1s2 2s2 mais il appartient à la famille des gaz rares (chimiquement
presque inertes) et est donc placé en colonne 18.
4-
Z = 120
(Rn) 7s2 5f14 6d10 7p6 8s2
5- Ils perdent leurs deux électrons ns2 pour ressembler au gaz rare précédent : X2+
7- l’oxygène gagne 2 électrons pour ressembler à Ne soit O2-
M2+ + O2- = MO
8- Avec 2 électrons seulement sur leur couche de valence, les alcalino-terreux sont tous
des métaux et leurs oxydes sont donc basiques. (Règle de Sanderson)
Exercice 5 Na(11) : 1s2 2s2 2p6 3s1 ou (Ne) 3s1 ou K2 L8 M1
K(19) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ou (Ar) 4s1 ou K2 L8 M8 N1
Ca2+(20) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ou (Ar) 4s1 ou K2 L8 M8
Sr(38) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 ou (Kr) 5s2 ou K2 L8 M18 N8 O2
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V(23) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 ou (Ar) 3d3 4s2 ou K2 L8 M11 N2
Fe2+(26) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 ou (Ar) 3d6 4s2 ou K2 L8 M14 N2
Pb(82) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p2
Ou (Xe) 4f14 5d10 6s2 6p2 ou K2 L8 M18 N32 O18 P4
Co3+(27) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 ou (Ar) 3d6 ou K2 L8 M14
Br(35) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 ou (Ar) 3d10 4s2 4p5 ou K2 L8 M18 N7
S2-(16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ou (Ar) ou K2 L8 M8
Al3+(13) 1s2 2s2 2p6 ou (Ne) ou K2 L8
Cs(55) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s1 ou (Xe) 6s1
ou K2 L8 M18 N18 O8 P1
Exercice 6 L’élément en question appartient à l’une des trois premières lignes de la classification.
La représentation sous forme de cases quantiques montre que seules les configurations p2 et
p4 possèdent "exactement" deux électrons célibataires. On peut aussi considérer que la
configuration s2p3 peut convenir puisqu'elle compte 3 électrons célibataires. L’élément en
question ne peut donc être que : C, Si, O , S , N ou P.
On sait qu’il appartient a la période du lithium, donc Si, S et P sont éliminés.
Cherchons la configuration de l'étain ( Z = 50)
50 = 36 + 14 ⇒ (Kr) 4d10 5s2 5p2
L’élément cherche appartenant au même groupe que l’étain est donc le Carbone C.
s1 s2 p1 p2 p3 p4 p5 p6
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
13
Exercice 7 : Pour placer facilement les éléments il suffit de connaître les numéros atomiques des gaz rares
qui serviront de repères.
He (2) – Ne (10) – Ar (18) – Kr (36) – Xe (54) – Rn (86)
Il faut également penser au bloc f qui se place après que le premier électron d.
Vous devez également connaître « par cœur » les trois premières lignes, alcalins,
halogènes….
Exercice 8 : Les éléments Gallium et Arsenic
1) La configuration électronique de ces deux éléments.
Ga(Z=31) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 ou (Ar) 3d10 4s2 4p1 ou K2 L8 M18 N3
As(Z=33) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 ou (Ar) 3d10 4s2 4p3 ou K2 L8 M18 N5
2) position (Ligne et Colonne) dans la classification périodique de ces deux éléments.
Ga : Ligne 4 - Colonne 13
As : Ligne 4 - Colonne 15
3) L’élément en question doit être dans la même colonne que celle de l’Aluminium.
Al : Z = 13 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 (colonne 13)
il s’agit donc du Gallium.
4) Les métaux donnent des cations et leurs oxydes sont basiques.
Les non métaux (ou métalloïdes) donnent des anions et leurs oxydes sont basiques.
5) Ga Z = 31 : (Ar) 3d10 4s2 4p1 : 3 électrons et période 4 ⇒ Métal
As Z = 33 : (Ar) 3d10 4s2 4p3 : 5 électrons et période 4 ⇒ Non Métal
6)
Magnésium Mg (Z=12)
(Ne) 3s2 cherche à ressembler à Ne en perdant deux électrons ⇒ Mg2+
14
Oxygène O (Z=8)
(He) 2s2 3s4 cherche à ressembler à Ne en gagnant deux électrons ⇒ O2-
MgGa2O4 doit être électriquement neutre
Si on appelle x la charge de l’ion Ga:
2 + 2 x – 8 = 0 ⇒ x = + 3 ⇒ Ga3+
C’est bien un cation et Ga est donc bien un métal.
7)
Gallium Ga (Z=31)
(Ar) 3d10 4s2 4p1 peut facilement perdre ses électrons 4s2 4p1 ⇒ Ga3+ (cation : Ga est un
métal)
Arsenic As (Z=33)
(Ar) 3d10 4s2 4p3 peut facilement gagner 3 électrons pour acquérir la structure 4s2 4p3 du
Krypton ⇒ As3-(anion : As est un non-métal)
GaAs = Ga3+ et As3-
8) nature de l’ion de l’Arsenic dans de composé As2O3
2 x – 6 = 0 ⇒ x = + 3 ⇒ As3+
9) nature de l’ion de l’Arsenic dans de composé As2O5?
2 x – 10 = 0 ⇒ x = + 5 ⇒ As5+
10) réactions de formation de ces deux acides.
As2O3 + H2O ⇒ 2 HAsO2 acide arsénieux
As2O5 + 3 H2O ⇒ 2 H3AsO4 acide arsénique
11) Les ions de As sont des cations et ses oxydes sont acides.
Cela est contradictoire avec la définition normale des métaux et des non-métaux.
On ne peut donc rien conclure.
Correction de l’exercice9
I.
Un élément de moins de 20 électrons c.à.d que le nombre quantique principale c’est n=2 ou
n=3.
2 électrons non apparies (célibataires) ⇒s2p2 ou s2p4
n=2⇒les configurations électroniques possibles sont : 1s22s22p2 ou 1s22s22p4
n=3⇒les configurations électroniques possibles sont : 1s22s22p63s23p2 ou 1s22s22p63s23p4
La période de 11Na selon sa configuration électronique 1s22s22p63s1, il appartient au
15
3ème période
Le groupe de Sélénium 34Se selon sa configuration électronique [Ar]4s23d104p4 c’est
le groupe VIA(ns2np4)
⇒ l’élément en question est de configuration électronique 1s22s22p63s23p4 (Z=16 c’est le
soufre S).
II
a) Configuration électronique de Sn(Z=50)
1s22s22p63s23p6 4s23d104p65s24d105p2
b) Non, il n’est pas un métal de transition puisque sa sous couche externe est 5p
c) * le 1èr cation c’est Sn2+ (perte de 2 é de 5p) ⇒ la CE du cation est [Kr]5s24d105p0 (le degré
d’oxydation c’est (II) 2)
*le 2ème cation c’est Sn4+ ((perte de 2 é de 5pet 2é de 5s) ⇒ la CE du cation est [Kr]5s04d105p0
(le degré d’oxydation c’est (IV))
Correction de l’exercice 10 A2B3 est un composé ionique, il contient donc des ions chargés électriquement.
Le Cation chargé positivement est obligatoirement A puisque A est un métal. Soit : An+
L'Anion chargé négativement est obligatoirement B puisque B est un non-métal. Soit : Bm-
Les charges de A et B doivent se compenser pour que A2B3 soit électriquement neutre.
2 n = 3 m
On admet que n et m sont des entiers, de plus, puisqu'il s'agit d'ions stables on sait que leur
charge est inférieure à 4.
La seule solution possible est n = 3 et m = 2.
Les ions concernés sont donc : A3+ et B2-
Les possibilités sont : A = Bore (B) ou Aluminium (Al) ; B = Oxygène (O) ou Soufre (S)
Le Bore (B) de numéro atomique Z = 5 à pour configuration électronique 1s2 ; 2s2 2p1, il
possède 3 électrons sur sa couche de n le plus élevé et il appartient à la deuxième période.
D'après la règle de Sanderson il n'est donc pas un métal et doit donc être éliminé des
hypothèses.
L'Aluminium (Al) de numéro atomique Z = 13 à pour configuration électronique 1s2 ;
2s2 2p6 ; 3s2 3p1, il possède 3 électrons sur sa couche de n le plus élevé et il appartient à la
troisième période. D'après la règle de Sanderson il est donc bien un métal et peut donc être
conservé dans nos hypothèses.
16
L'Oxygène (O) de numéro atomique Z = 8 à pour configuration électronique 1s2 ; 2s2 2p4, il
possède 6 électrons sur sa couche de n le plus élevé et il appartient à la deuxième période.
D'après la règle de Sanderson il n'est donc pas un métal. On peut donc le conserver dans nos
hypothèses.
Le Soufre (S) de numéro atomique Z = 16 à pour configuration électronique 1s2 ; 2s2 2p6 ;
3s2 3p4, il possède 6 électrons sur sa couche de n le plus élevé et il appartient à la troisième
période. D'après la règle de Sanderson il est donc bien un métal et peut donc être conservé
dans nos hypothèses.
Les deux possibilités restantes sont donc finalement : Al2O3 ou Al2S3
Correction de l’exercice 11
I
1. Les deux éléments sont le vanadium et l’arsenic.
Le vanadium V : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
d’après la règle de Klechkowski : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2
d’après la disposition spatiale Le numéro atomique est : Z = 23
Remarque : En ne respectant pas la règle de Klechkowski, la structure serait la suivante :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
Cette structure est inexacte.
Il faudra donc respecter la règle de Klechkowski pour avoir la structure électronique
existante.
Cela peut s’expliquer qu’avant remplissage, le niveau de l’orbitale 4s est légèrement
inférieur que celui des orbitales atomiques 3d, et qu’après remplissage, ce niveau 4s devient
supérieur au niveau 3d.
Structure électronique de l’arsenic
As : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 d’après la règle de Klechkowski
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 d’après la disposition spatiale
Le numéro atomique est Z = 33
2- Structure électronique du fer Fe (Z=26) :
[Ar] 3d6 4s2 ; Le fer appartient à la 4èmepériode n= 4
Structure électronique du carbone C (Z=6) 1s2 2s2 2p2
Le carbone appartient à la famille de structure électronique de couche de valence de type ns2
np2.
17
Donc la structure électronique du germanium est : Ge [Ar] 3d10 4s2 4p2
II
1. Sn :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p2
D’après la règle de Klechkowski
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p64d10 5s2 5p2
D’après la disposition spatiale
L’atome de l’étain possède quatre électrons de valence et son numéro atomique est égal à 50.
2. Non, il ne fait pas partie des métaux de transition car la sous-couche 4d est remplie.
III
Rayon atomique :
Dans une colonne du tableau périodique, quand le numéro de la période(n) augmente, le rayon
atomique croit.
Dans une période, n est constant, Z augmente. L'effet d'écran variant peu, les électrons ont
tendance à être plus attiré par le noyau et par conséquences le rayon diminue.
L’énergie d’ionisation : c’est l’énergie nécessaire qu’il faut fournir à un atome dans son état
fondamental (première ionisation) ou à un ion (deuxième ou troisième ionisation) pour lui
arracher un électron.
Elle diminue quand le rayon atomique augmente et elle augmente quand le rayon diminue.
L’affinité électronique : c’est l’énergie mise en jeu (libérée dans de nombreux cas) lors de la
capture d’un électron par un atome pour former un anion.
L’électronégativité : c’est la tendance d’un atome à attirer les électrons de la liaison. Elle
varie dans le même sens que l’énergie d’ionisation.
Correction Exercice 12
1-2)
élément C.E Période Colonne
29Cu [Ar] 4s1 3d10 4 IB
35Br [Ar] 4s2 3d10 4p5 4 VIIA
42Mo [Kr] 5s1 4d5 5 VIB
54Xe [Kr] 5s2 4d10 5p6 5 0 gaz rare
3) les éléments de transitions sont : Cu et Mo selon leurs configuration électronique (n-1)d et
(n-2)f.
18
4) l’élément Inerte c’est Xe car il a une couche externe saturé (5s2 4d10 5p6)
5) le Cu et le Br appartiennent au même période, puisque Z(Br)>Z(Cu)⇒ EI(Cu)<EI(Br)
De même EI(Xe)<EI(Mo)
Alors EI(Br) (11,8) > EI(Cu) (7,7) > EI(Mo) (7,2)
(car Mo possède nbre de couches > nbre de couche de Cu et Br)
6) Un élément appartient à la sixième période ⇒ n=6 et au groupe IVB⇒la configuration de la
couche externe ns2(n-1)d2.⇒ la configuration de la couche externe est 6s2 5d2
Alors la C.E 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 p6 5s2 4d10 5p6 5s2 4f14 5d2
Z=72 ⇒ il s’agit de l’élément de Hf (Hafnium)
Correction Exercice 13
1)
élément 11Na 37Rb 48Cd 51Sb
Configuration électronique [Ne] 3s1 [Kr] 5s1 [Kr] 5s2 4d10 [Kr] 5s2 4d10 5p3
période 3 5 5 5
colonne IA IA IIB VIIA
2) le Rayon décroissant
R(Rb) > R(Na) [ même colonne Z(Rb)>Z(Na)]
Même colonne Z augmente ⇒ le Rayon augmente
Même période Z augmente ⇒ le Rayon diminue
⇒ R(Rb) > R(Cd)>R(Sb)
Alors ⇒ R(Rb) > R(Na)> R(Cd)>R(Sb)
3) l’électropositivité a le même ordre de rayon atomique
Même colonne Z augmente ⇒ l’électropositivité augmente
Même période Z augmente ⇒ l’électropositivité diminue
Alors ⇒ 𝒳(sb)<𝒳(Cd)< 𝒳(Na)< 𝒳(Rb)
19
Correction Exercice 14
Correction Exercice 15
I-
1- Zn (s) + H2SO4 (l) → ZnSO4 (s) + H2 (g) (1)
2-D’après l’équation chimique (1)
1 mole de Zn → 1 mole de H2
1 mole de Zn → 65,34 g
x mole de Zn → 2,5 g
x = 2,5/65,34 = 0,038 mole
Donc 0,038 mole de Zn → 0,038 mole de H2
Or 1 Mole de H2 occupe 22,4 l dans les conditions standard
Ce qui implique que 0,038 mole de H2 → 0,038 x 22,4 = 0,851 l
Donc le volume gazeux du dihydrogène est : VH2 = 0,851 l
Aussi d’après l’équation chimique (1)
1 mole de Zn → 1 mole de H2SO4
0,038 mole de Zn → n = 0,038 mole de H2SO4
Or n (H2SO4) = m (H2SO4)/M (H2SO4 )→ m (H2SO4 )= n (H2SO4 ) x M (H2SO4 )
→ m (H2SO4 )= 0,038 x 98 = 3,724 g
Or la densité de l’acide sulfurique (H2SO4) : d(H2SO4) = 1,84 (sans unité)
Ῥ (H2SO4) = m (H2SO4) / V (H2SO4) = 1,84 g/ml →
V (H2SO4) = m (H2SO4) / 1,84 = 2,024 ml
(Parce que d (H2SO4) = Ῥ (H2SO4) / Ῥ (H2O) = 1,84 = m (H2SO4) / V (H2SO4) ⇒
V (H2SO4) = m (H2SO4) / 1,84 car Ῥ (H2O) = 1)
20
En conclusion :
L’attaque complète de 2,50 g de Zn (s) nécessite 2,024 ml de H2SO4 et produit 0,851 l de
H2.
II-
Volume du dioxygène (O2) nécessaire à la combustion de 1,44 g de soufre (S) :
a- La combustion du soufre dans le dioxygène se fait selon la réaction chimique suivante :
S(s) + O2(g) → SO2(g) (1)
1 mole de S → 1 mole de O2
Or 1 mole de S → 32 g
x mole de S → 1,44 g
⇒ le nombre de mole contenu dans 1,44 g de soufre est :
n(s) = m(s) / M(s) = 1,44 / 32 = 0,045
Donc 1 mole de S → 1 mole de d’O2
0,045 mole de S → 0,045
Or 1 mole d’O2 dans les conditions normales occupe 22,4 l et 0,045 mole de S occupe : 0,045
x 22,4 = 1 l → V(O2) = 1 l
b-1 mole de S → 1 mole de SO2 d’après l’équation chimique (1)
⇒ V(SO2) = 0,045 x 22,4 = 1 l → V(SO2) = 1 l
III
Remarque : certains oxydes se caractérisent par la présence simultanée d’un même élément à
deux degrés d’oxydation différents. C’est le cas de l’oxyde Fe3O4 dans laquelle le fer présente
simultanément les degrés d’oxydation +II et +III.
21
IV-
a- Le dihydrogène permet la réduction de certains oxydes.
b- MO + H2 → M + H2O
ΔH° = ΔHf°(H2O) - ΔHf°(MO)
ΔH° > 0 réaction impossible
ΔH° = 0 réaction en équilibre
ΔH° < 0 réaction possible
c- Application
Ag2O + H2 → 2 Ag + H2O
ΔH° = ΔHf°(H2O) - ΔHf°(Ag2O) = - 58 – (-7) = - 51 Kcal/mole < 0 réaction possible
FeO + H2 → Fe + H2O
ΔH° = ΔHf°(H2O) - ΔHf°(FeO) = - 58 – (- 58,3) = 0,3 ≈ 0 réaction en équilibre
Al2O3 + 3 H2 → 2 Al + 3 H2O
ΔH° = 3 ΔHf°(H2O) - ΔHf°(Al2O3) = 3 x (-58) – (-400) = + 226 Kcal/mole > 0 réaction
impossible
V-Réaction avec une mole de dioxygène (O2)
Manganèse (Mn) :
2 Mn (s) + 1O2 (g) ↔ 2 MnO (s)
4/3 Mn (s) + 1O2 (g) ↔ 2/3 Mn2O3 (s)
Mn (s) + 1O2 (g) ↔ MnO2 (s)
Phosphore blanc (P4) :
1/3 P4 (s) + 1O2 (g) ↔ 1/3 P4O6 (s)
1/5 P4 (s) + 1O2 (g) ↔ 1/5 P4O10 (s)
22
Exercices Nomenclature des complexes
Exercice 16 I- Nommer les complexes suivants:
[Co(en)3]Cl3; [Co(SO4) (NH3)5 ]+; K2[CoCl4]; [Co(H2O)6]2+; [Cr(H2O)6]Cl3;
[Fe(NH3)5H2O]2+; K3[Fe(CN)6]
II- Ecrire les formules des ions complexes ou composés suivants :
a. oxotétrafluorochromate (III) de potassium
b. ion hydroxopentaaquoaluminium (III)
c. ion pentacyanocarbonylferrate (II)
d. octacyanotungstate (V) de potassium dihydraté
e. dichlorotétraamminecobaltate (III) de sodium
f. tétrachlorocobaltate (II)
g. bromure de tétraaquocuivre (II)
Exercice 17
Donner la nomenclature des composés suivants en déterminant la catégorie de chacun.
Formule catégorie Nom
CdI2
Rb2O2
HBrO4
LiHSO4
N2O2
Mn(OH)2
Sr(ClO)2
HI(aq)
CuSO4.8H2O
MgH2
PI3
MoO3
Cu(IO3)2
23
Mg(IO4)
KOH
Na2O2
K2CO3
KI
AgNO2
CoSO3 .4H2O
Exercice 18
1. Nommez les anions monoatomiques suivants :
a) Cℓ- ……………………….. b) S2- …………………………….
c) Br- ……………………….. d) O2- …………………………….
2. Nommez les anions polyatomiques suivants :
a) PO43- …………………………… b) CO3
2- .…………………….
c) NO3- …………………………… d) CrO4
2- ……………………..
e) SO32- …………………………… f) CℓO2
- ……………………….
Composés contenant un(des)métal(aux) avec un seul nombre d’oxydation
3. Complétez le tableau :
Formule brute
de la molécule
Formule brute
des ions
Nom des
ions Nom de la molécule
NaOH Na+
OH-
Sodium
Hydroxyde Hydroxyde de sodium
KBr
RbCℓ
Ca(NO3)2
Fr2SO4
Al2(SO4)3
(NH4)2HPO4
Chlorure de magnésium
Iodure de sodium
Sulfite de beryllium
Iodure d’hafnium**
Perchlorate de calcium
Hydrogénocarbonate de strontium
Phosphate d’aluminium
24
4. Nommez les molécules suivantes
NaOH : ………..……………………...……………………………………………………….
NaHCO3 : …………………………...………………………………………………………....
AℓI3: …………………………………………………………………………………………
Ca3(PO4)2… :…………………………………………………………………………………...
AgNO3: ……...………………………………………………………………………………….
ZnSO4: ….…………………………………...…………………………………………………
5. Ecrivez les formules brutes des composés suivants
Chlorure de magnésium …………………………………………
Hydroxyde d’aluminium …………………………………………
Composés contenant un(des)métal(aux) avec plusieurs nombres d’oxydation
6. Nommez les molécules suivantes
FeCℓ2: …………………………………………………………………………………………
Mn2O3: ……….………………………………………………………………………………...
PdCO3: ………….....…………………………………………………………...………………
TiO2: ……………………………………………….……………………………………………
Hg(HCO3) : ………………………………...…………………………………………………...
7. Ecrivez les formules brutes des composés suivants
Hydrogénocarbonate d’étain (II)
Sulfure d’osmium(IV)
…………………………………………
…………………………………………
Phosphate de Cobalt (III) …………………………………………
Oxyde de plomb (IV) …………………………………………
Nitrate de cuivre(I) …………………………………………
Bromure de fer (III) …………………………………………
Composés contenant que des non-métaux
8. Nommer les molécules suivantes
O2 ………………………………………
Br2 ………………………………………
I2 ………………………………………
9. Ecrivez les formules brutes des composés
suivants
Diazote …………………………………………
25
Dichlore …………………………………………
Difluor …………………………………………
10. Nommer les molécules suivantes
As2O5 …………………………………………………………………………………………
N2O3……………………………………..……………………………………………………
SO3 …………………………………………………………………………………………
CO2 …………………………………………………………………………………………
PCℓ5 …………………………………………………………………………………………
11. Ecrivez les formules brutes des composés suivants
Monoxyde de carbone …………………………………………
Pentaiodure de phosphore …………………………………………
Dioxyde de soufre …………………………………………
Les acides
12. Nommez les acides suivants
H3PO4 …………………………………………………………………………………………
H2O …………………………………………………………………………………………
H2CO3 …………………………………………………………………………………………
HCℓ ………………………………………………………………………………………..
HCℓO3 …………………………………………………………………………………………
HI …………………………………………………………………………………………
HNO3 …………………………………………………………………………………………
H2SO4 …………………………………………………………………………………………
HNO2 …………………………………………………………………………………………
13. Ecrivez la formule brute des acides suivants
Acide nitrique …………………………………………
Acide chlorhydrique …………………………………………
Acide sulfhydrique …………………………………………
Acide carbonique …………………………………………
Acide phosphorique …………………………………………
Acide hypochloreux …………………………………………
Acide perchlorique …………………………………………
26
Exercice récapitulatif
14. Complétez le tableau ci-dessous :
Formule brute de la molécule Nom de la molécule
KCℓO
Ga(H2PO4)3
Sulfate de plomb (II)
CO
Permanganate de potassium
CoCO3
Iodure de cuivre (I)
AgNO2
Hydroxyde de plomb (II)
Hg2SO4
Acide fluorhydrique
Mg(OH)2
Nitrite de fer (II)
NiS
Ferrocyanure de fer (III)
Fe2O3
Trioxyde de soufre
Ni(OH)2
27
Corrections des Exercices Nomenclature
des complexes
Correction Exercice 16
I- Nomenclature des complexes suivants:
[Co(en)3]Cl3: Chlorure de tri-amino éthane cobalt (III) ou Chlorure de tri-éthylènediamine
cobalt (III)
[Co(SO4) (NH3)5 ]+: Ion pentaammino-sulfato-cobalt (III).
K2[CoCl4].: Tétra chlorure cobalt (II) de potassium
[Co(H2O)6]2+: ion hexaaquocobalt (II)
[Cr(H2O)6]Cl3 : trichlorure d’hexaaquoichrome (III)
[Fe(NH3)5H2O]2+: ion pentaammineaquofer (II)
K3[Fe(CN)6] : hexacyanoferrate (III) de potassium
II-
a. K3[CrOF4]
b. [Al(OH)(H2O)5]2+
c. [Fe(CN)5(CO)]3-
d. K3[W(CN)8],2H2O
e. Na[CoCl2(NH3)4]-
f. [CoCl4]2-
g. Br2[Cu(H2O)4]
Correction Exercice 17
Formule catégorie Nom
CdI2 Sel bianire Iodure de cadmium (II)
Rb2O2 peroxyde Peroxyde de rubidium
HBrO4 Acide ternaire Acide perbromique
LiHSO4 Sel acide Hydrogénosulfate de lithium
N2O2 Oxyde non-métallique Dioxyde de diazote
Mn(OH)2 base Hydroxyde de manganèse (II)
28
Sr(ClO)2 Sel ternaire Hypochlorite de strontium
HI(aq) acide binaire Acide iodhydrique
CuSO4 8H2O Sel hydraté Sulfate de cuivre (II) octahydraté
MgH2 hydrure Hydrure de magnésium
PI3 Composé covalent Triiodure de phosphore
MoO3 Oxyde métallique Trioxyde de molybdène (VI)
Cu(IO3)2 Sel ternaire Iodate de cuivre (II)
Mg(IO4) Sel ternaire Periodate de magnésium
KOH base Hydroxyde de potassium
Na2O2 peroxyde Peroxyde de sodium
K2CO3 Sel ternaire Carbonate de potassium
KI Sel binaire Iodure de potassium
AgNO2 Sel ternaire Nitrite d’argent
CoSO3 .4H2O Sel hydraté Sulfite de cobalt (II) tetrahydraté
Correction de l’exercice 18
1. Nommez les anions monoatomiques suivants :
a) Cℓ- …Ion Chlorure……….. b) S2- ……Ion sulfure………….
c) Br- …Ion bromure……….. d) O2- ……Ion Oxyde………….
2 Nommez les anions polyatomiques suivants :
a) PO43- …Ion phosphate………… b) CO3
2- .Ion Carbonate……….
c) NO3- …Ion Nitrate……………. d) CrO4
2- …Ion chromate………
e) SO32- …Ion Sulfite…………… f) CℓO2
- …Ion Chlorite …….
Composés contenant un(des)métal(aux) avec un seul nombre d’oxydation
3 Complétez le tableau :
Formule brute
de la molécule
Formule brute
des ions Nom des ions Nom de la molécule
NaOH Na+
OH-
Sodium
Hydroxyde Hydroxyde de sodium
KBr K+
Br-
Potassium
Bromure Bromure de potassium
RbCℓ Rb+
Cl-
Rubidium
Chlorure Chlorure de rubidium
Ca(NO3)2 Ca2+ Calcium nitrate de calcium ou nitrate de calcium(II)
29
NO3- Nitrate ou dinitrate de calcium
Fr2SO4 Fr+
SO42-
Francium
sulfate Sulfate de francium
Al2(SO4)3 Al3+
SO42-
Aluminium
sulfate Sulfate d’aluminium
(NH4)2HPO4 NH4
HPO42-
Ammonium
hydrogénophosphate Hydrogénophospate d’ammonium
MgCl2 Mg2+
Cl-
Magnesium
Chlorure Chlorure de magnésium
NaI Na+
I-
Sodium
Iodure Iodure de sodium
BeSO3 Be2+
SO32-
Berylium
Sulfite Sulfite de beryllium
Ca(ClO4)2 Ca2+
ClO4-
Calcium
Pentachlorate Perchlorate de calcium
Sr(HCO3)2 Sr2+
HCO3-
Strontium
hydrogénocarbonate
Hydrogénocarbonate de
strontium
Al(PO4) Al3+
PO43-
Aluminium
Phosphate Phosphate d’aluminium
4 Nommez les molécules suivantes
NaOH : ……….hydroxyde de sodium.……………………………………………………….
NaHCO3 : ……hydrogénocarbonte de sodium……………………………………………....
AℓI3: …………Iodure d’aluminium…………………………………………………………
Ca3(PO4)2… :………Phosphate de calcium…………………………………………………...
AgNO3: ……...………Nitrate d’argent……………………………………………………….
ZnSO4: ……………………Sulfate de zinc…………………………………………………
5 Ecrivez les formules brutes des composés suivants
Chlorure de magnésium …………MgCl2………………………………
Hydroxyde d’aluminium …………Al(OH)3………………………………
Composés contenant un(des)métal(aux) avec plusieurs nombres d’oxydation
30
Composés contenant que des non-métaux
31
14 Complétez le tableau ci-dessous
32
