Chimie Generale Solutionnaire Ch 2

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 pm1 m100 cm 1 10 m−×

× = 1 × 1010 pm

? atomes He = (1 × 1010 pm )2

1 atome1 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) ( ) 31 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 32He 4

2He 2412Mg 25

12Mg 4822Ti 79

35Br 19578Pt

Nombre de protons 2 2 12 12 22 35 78 Nombre de neutrons 1 2 12 13 26 44 117

2.14 Isotope 157 N 33

16S 6329Cu 84

38Sr 13056Ba 186

74W 20280Hg

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 : XA

Z

où A = nombre de masse et Z = masse atomique.

SOLUTION

a) 2311Na b) 64

28 Ni

2.16 a) 18674W b) 201

80Hg

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



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




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).



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.




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 : 105 B B : 14 3

7 N − C : 39 +19K D : 66 2+

30 Zn E : 8135Br− F : 11

5B G : 199F

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) b) NaCl c) N2O d) CaCO3

e) CaO f) Ca(OH)2 g) NaHCO3 h) Mg(OH)2

2.59 Isotope 115B 54 2+

26Fe 31 315P − 196

79Au 22286Rn

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.



Problèmes variés 23

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 c) Se

d) Rb e) Pb




2.71 Cation Anion Formule Nom

Mg2+ 3HCO − Mg(HCO3)2

Hydrogénocarbonate de magnésium

Sr2+ Cl– SrCl2 Chlorure de strontium

Fe3+ 2NO − Fe(NO2)3 Nitrite de fer(III)

Mn2+ 3ClO − Mn(ClO3)2 Chlorate de manganèse(II)

Sn4+ Br – SnBr4 Bromure d’étain(IV)

Co2+ 34PO − 3 4 2Co (PO ) Phosphate de cobalt(II)

2+2Hg I –

2 2Hg I Iodure de mercure(I)

Cu+ 23CO − 2 3Cu CO Carbonate de cuivre(I)

Li+ N3– Li3N Nitrure de lithium Al3+ S2– Al2S3 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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