AU CONCOURS D’ENTRÉEMASSEUR-KINÉSITHÉRAPEUTE

CHIMIE

AU CONCOURS D’ENTRÉEMASSEUR-KINÉSITHÉRAPEUTE

Stéphane LouvetProfesseur de Physique-chimie à L’École nationale

de Chimie-Physique-Biologie de Paris

Élise MarcheProfesseur de Physique-chimie à L’École nationale

de Chimie-Physique-Biologie de Paris

2e édition

CHIMIE

© Dunod, Paris, 2012ISBN 978-2-10-058282-2

Avant-propos

Cet ouvrage s’adresse aux candidats au concours d’entrée en école de Masseur-Kinésithérapeute. Son but est de présenter de façon claire et progressive l’ensembledes notions à connaître des programmes de Première et de Terminale scientifiques pourréussir le concours d’entrée en institut de formation en masso-kinésithérapie.

La nature des épreuves de ce concours dépend de chaque école de formation quiorganise son propre concours.

Le nombre de candidats se présentant à chaque concours est extrêmement élevé, jusqu’à4 000, pour un nombre de places allant de 20 à 80 par structure de formation. Lasélection est donc drastique.

L’épreuve de Chimie dure 30 minutes et peut se présenter sous forme de QCM, ou sousforme d’exercices rédigés, avec ou sans calculatrice.

La particularité des QCM de chimie repose sur la rapidité, encore plus que pour lesdeux autres matières. Il faut donc s’entraîner en faisant et refaisant les QCM jusqu’àles maîtriser tous parfaitement.

La rédaction des exercices doit être concise et faire apparaître l’essentiel. L’entraî-nement est donc indispensable et fondamental.

V

Table des matières

Avant-propos V

Partie 1Structure de la matière

1. Les éléments 2

1. Vocabulaire 22. L’organisation du cortège électronique 33. La classification périodique 4

QCM 7Exercices 8Corrigés 9

2. La réaction chimique :bilan de matière -généralités 11

1. Corps purs simples et corps purs composés –mélanges 11

2. Les différentes sortes de grains de matière 123. Quantité de matière 134. La réaction chimique 15

QCM 17Exercices 19Corrigés 21

Partie 2Cinétique chimique

3. Vitesse d’une réactionchimique 28

1. Vitesse d’une réaction 282. Suivi cinétique d’une réaction 303. Interprétation microscopique de la cinétique

chimique 32

QCM 34Exercices 37Corrigés 39

Partie 3Chimie des solutions aqueuses

4. L’équilibre chimique 44

1. Une réaction chimique est-elle toujourstotale ? 44

2. Comment expliquer l’existenced’un équilibre chimique en solution ? 47

3. Comment déterminer la compositiond’un système chimique à l’équilibre ? 49

QCM 52Exercices 53Corrigés 54

5. Les réactionsacido-basiques 56

1. Quelles espèces les réactions acido-basiquesmettent-elles en jeu ? 56

2. Que se passe-t-il lorsque l’on met enprésence un acide et une base ? 57

3. Comment mesurer l’abondance des protonsdisponibles dans une solution aqueuse ? 59

4. Comment classer les couples acide/base 625. Que se passe-t-il si l’on mélange plusieurs

acides et plusieurs bases ? 64

QCM 66Exercices 68Corrigés 71

6. Réactionsd’oxydoréduction 77

1. Quelles espèces les réactionsd’oxydoréduction mettent-elles en jeu ? 77

2. Que se passe-t-il lorsque l’on met enprésence un oxydant et un réducteur ? 78

3. La réaction d’oxydoréduction 804. Les piles 82©

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VII

Table des matières

5. Peut-on forcer une réactiond’oxydoréduction à se faire en sens inversede son sens

spontané ? 88Exercices 90Corrigés 96

7. Les équilibresde précipitation 102

1. Définitions 1022. Système à l’équilibre 103

QCM 106Corrigés 108

8. Méthodes d’analysephysique en chimie 109

1. Les méthodes d’analyse physique 1092. La pH-métrie 1103. La conductimétrie 1124. La spectrophotométrie 114

QCM 118Exercices 120Corrigés 122

9. Dosages 125

1. Pourquoi effectue-t’on des dosages enChimie ? 125

2. Quels sont les différents types de dosage ? 1293. Comment peut-on détecter l’équivalence

d’un dosage... 132

QCM 140Exercices 142Corrigés 146

Partie 4Chimie organique

10. Généralités sur la chimieorganique 154

1. Les molécules de la chimie organique 1542. Nomenclature systématique 1563. Représentation des molécules organiques 1614. Isomérie 162

5. Techniques expérimentales en chimieorganique 163

QCM 167Exercices 168Corrigés 169

11. Stéréoisomérie 171

1. Définitions 1712. Notion de chiralité 1723. Relations de stéréoisomérie de configuration 175

QCM 177Exercices 178Corrigés 179

12. Spectroscopies IR, UVet RMN 180

1. Principe de la spectroscopie moléculaired’absorption 180

2. Spectroscopie UV-visible 1823. Spectroscopie IR 1854. Spectroscopie de RMN 186

QCM 191Exercices 191Corrigés 193

13. Réactivité des moléculesorganiques 195

1. Polarité des liaisons 1952. Sites réactifs 1963. Les grandes familles de réactions chimiques 1984. Écriture des mécanismes réactionnels 1995. Un exemple de mécanisme réactionnel :

la substitution nucléophile 201

QCM 202Exercices 203Corrigés 204

14. Les hydrocarbures 206

1. Généralités 2062. Réactions avec les alcènes 207

QCM 211Exercices 211Corrigés 213

VIII

Table des matières

15. Les alcools 215

1. Présentation 2152. Passage aux alcènes et aux dérivés

monohalogénés 2163. Oxydations 218

QCM 219Exercices 219Corrigés 221

16. Les composés carbonylés 223

1. Présentation 2232. Oxydation 224

QCM 225Exercices 225

Corrigés 227

17. Les acides carboxyliqueset leurs dérivés 228

1. Présentation des acides carboxyliques et deleurs dérivés 228

2. L’équilibre d’estérification-hydrolyse 2293. Saponification 232

QCM 234Exercices 235Corrigés 236

Index 239

IX

Chapitre 5 • Les réactions acido-basiques

QCMSans calculatrice

1. Type AP-HPSoit une solution de monoacide AH de concentration

C = 1↪ 0 × 10−3 mol.L–1. La transformation de cet acide

avec l’eau est totale si :a. pH = 3b. pH = 4c. pH < 3d. l’acide est forte. H3 O +

> C .2. Type AP-HPSoit une solution d’acide AH dont le pKa du couple associé

est 3,8.

a. L’espèce A– prédomine pour pH = 5,2b. L’espèce AH prédomine pour pH = 2,0c. L’espèce AH prédomine pour pH = 4,3d. Aucune des espèces AH et A– ne prédomine

pour pH = 7e. Si le pH est acide alors l’espèce acide prédo-

mine.3. Type AP-HPSoit l’équation de la réaction associée à la transformation :

AH(aq) + H2O(l) A–(aq) + H30+

(aq). La constante d’équilibre

K associée à la réaction est définie par la relation :a. [AH] / ([A–]×[H30+])b. ([A–]×[H30+]) / ([AH]×[H2O])

c. ([A–]×[H30+]) / [AH]d. ([AH]×[A–]) / [H30+]e. 10–pKa4. Type AP-HPSoient deux solutions d’acides de même concentration et

considérées à la même température. L’avancement final de

la réaction entre l’acide et l’eau est le plus faible pour la

solution d’acide dont :a. La valeur du pH est la plus faibleb. La valeur du pH est la plus grandec. La valeur du pKa associé au couple est la plus

faibled. La valeur du pKa associé au couple est la plus

grandee. La concentration en ions oxonium est la plus

petite.5. Type MontpellierÀ 70◦C, le pKe est égal à 12,8.

À cette température, le pH d’une solution neutre est tel que :

a. [H3O+] = 1,0×10–7 mol.L–1b. [H3O+] = [HO–]c. [H3O+] = 12 pKed. pH = 7,0

e. pH = 6,4.6. Type EfomOn considère trois solutions aqueuses de même pH = 2,7.

La première est une solution d’acide monochloroéthanoïque

de concentration 5,0×10–3mol.L–1La seconde est une solution d’acide éthanoïque de concen-

tration 2,5×10–1 mol.L–1La troisième est une solution d’acide chlorhydrique de

concentration 2,0×10–3 mol.L–1a. Tous les acides ci-dessus sont fortsb. Tous les acides ci-dessus sont faiblesc. Seul l’acide chlorhydrique est un acide fort

d. L’acide monochloroéthanoïque est plus fort que

l’acide éthanoïquee. L’acide éthanoïque est plus fort que l’acide

monochloroéthanoïque.Données : log 2 ≈ 0↪ 30 ; log 2↪ 5 ≈ 0↪ 40 ; log 5↪ 0 ≈ 0↪ 70.

7. Type Saint MichelA. Une solution aqueuse incolore S0 d’acide méthanoïque

(ou formique) présente un pH = 3. Une solution S1 est

obtenue en diluant 10 fois la solution S0 avec de l’eau. Une

réaction limitée de constante d’équilibre KA se produit entre

l’acide méthanoïque et l’eau.a. Le pH de la solution S1 est supérieur à 3b. Le taux d’avancement final est plus grand dans

la solution S0c. Le critère d’évolution spontanée prévoit un taux

d’avancement plus élevé dans S1d. Le quotient de réaction initial dans la solution

S1 est supérieur à la constante KA

e. L’acide méthanoïque est un acide faible.

B. La concentration volumique C0 dans la solution S0 est :

a. 5 cmol.L–1

b. 6×10–4 mol.L–1c. 5×10–3 mol.L–1d. 5 mmol.L–1e. 6 mmol.L–1

66

Pour bien utiliser

Les QCMChaque chapitre propose plusieurs QCM en partie extraits d'annales de concours pour vous familiariser à ce format d’épreuves.

Le coursLe cours complet présente les notions de chimie au programme du concours.De nombreuses illustrations ainsi que des remarques pédagogiques enrichissent le cours et vous aident à mieux le comprendre.

Les alcools 15

1. Présentation

Qu’est-ce qu’un alcool ?

Le groupe −OH apparaît éga-

lement dans d’autres groupe-

ments fonctionnels tels que

celui des acides carboxyliques

ou des énols. On reconnaît un

alcool au fait que le carbone

fonctionnel ne porte que des

liaisons de covalence simple vus

des atomes de carbone ou d’hy-

drogène.

Un alcool est une molécule organique comportant une fonction hydroxyle O-H liée à

un carbone tétragonal lui-même lié à des atomes de carbone ou d’hydrogène.

OCH

La formule générale d’un alcool est CnH2n+1OH.

Où trouve-t-on des alcools ?

Beaucoup d’alcools existent à l’état naturel. L’éthanol (alcool des boissons alcoolisées)

se forme, par exemple, par fermentation des jus sucrés. Les végétaux contiennent

des alcools terpéniques (menthol, vitamine A ...), les sucres comportent des fonctions

alcool ...

D’autre part, il existe de nombreuses voies de synthèse permettant d’obtenir des alcools.

Les alcools sont-ils solubles dans l’eau ?

L’oxygène est nettement plus électronégatif que l’hydrogène, l’oxygène attire donc à

lui les électrons de la liaison O − H. Le groupe hydroxyle est donc un groupe polaire,

ce qui lui confère une bonne affinité avec les molécules d’eau elles-mêmes polaires. La

chaîne carbonée de l’alcool est elle, au contraire apolaire (le carbone et l’hydrogène

ayant à peu près la même électronégativité). La solubilité des alcools diminue quand

la longueur de la chaîne carbonée augmente : à 25 ◦C, le méthanol, l’éthanol et le

propan-1-ol sont solubles en toutes proportions dans l’eau, la solubilité du butan-1-ol

est 79 g.L−1 , celle du pentan-1-ol 23 g.L

−1 , celle de l’hexan-1-ol de 6 g.L−1 ...

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X

Exercices

Exercices12. Calculer la quantité de matière (nombre de moles)

d’eau contenue dans 3,0 g de ce liquide, puis le nombre

de molécules.

13. Quelle est la masse de 13,7 mmol de chlorure de fer

III ?

14. On considère trois corps purs, à 20 ◦C et à la pression

atmosphérique égale à 1,013×105 Pa : éthanol C2H6O(l) ;

plomb Pb(s) ; dioxygène O2(g).Pour chacun d’eux, calculer la masse et le volume d’une

quantité de matière égale à 0,100 mol.15. On dispose d’un échantillon de 10 g d’un alliage

constitué de 50 % de cuivre et 50 % de nickel en masse.

Calculer les quantités de matière de cuivre et de nickel

contenues dans cet échantillon.16. L’air est composé d’environ 20 % de dioxygène et de

80 % de diazote en volume.a. Calculer les quantités de matière respectives de chacun de

ces corps purs dans une bouteille de 1,0 L remplie d’air à

20 ◦C et à une pression égale à 1,013×105 Pa.

b. En déduire les masses de ces deux gaz dans la bouteille,

puis leur pourcentage en masse dans l’air.Données :Volume molaire de gaz à 20 ◦C et 1↪013 × 105

Pa :

Vm = 24↪0 L�mol−1;Masse volumique de l’éthanol : 0↪789 g�cm−3;

Masse volumique du plomb : 11,34 g.cm–3.17. Le géraniol est l’un des constituants de l’essence de

rose, utilisé en parfumerie. A 260 ◦C, sous une pression de

13 730 Pa, on mesure la masse volumique de la vapeur de

géraniol : 0,480 g.L–1.Exprimer et calculer la masse molaire du géraniol.18. Une grande partie des radiations ultraviolettes émises

par le soleil sont absorbées par les molécules d’ozone conte-

nues dans la stratosphère. L’ozone est un corps pur simple,

gazeux, qui contient l’élément oxygène. Sa masse molaire

est égale à 48 g.mol–1.1. Qu’est-ce qu’un corps pur simple ?2. Déduire du texte la formule brute de l’ozone.

19.1. Calculer la quantité de matière d’acide chlorhydrique

contenue dans 12 mL d’une solution à 1,5 mol.L–1. Quel

volume de gaz dans les CNTP a-t-on dissous pour préparer

cet échantillon ?2. On a obtenu 250 mL d’une solution de soude de concen-

tration C = 4↪8 × 10−2mol�L−1

? Quelle est la masse de

soluté utilisée ?

20. Une solution d’acide sulfurique du commerce est une

solution qui contient 96 % en masse de H2SO4(l) et dont la

densité est d = 1↪ 83.Calculer la concentration molaire de la solution en acide

sulfurique.

21. Le sulfate de cuivre anhydre est un solide blanc. Lors-

qu’il est hydraté, ce solide est bleu et sa formule chimique

est CuSO4, xH2O où x est le nombre de moles de molécules

d’eau associées à une mole de CuSO4(s).

On prépare 100 mL d’une solution aqueuse de sulfate

de cuivre à partir de 10 g de sulfate de cuivre bleu.

Une mesure de concentration permet de déterminer la

concentration molaire d’ions cuivre de la solution obtenue :

[Cu2+(aq)] = 4↪0 × 10−1mol�L−1.

Déterminer x.

22. On dispose de deux solutions ioniques :

Une solution A de nitrate de cuivre II de concentration

CA = 8↪0 × 10−2mol�L−1Une solution B de sulfate de cuivre II de concentration

CB = 4↪0 × 10−2mol�L−1On mélange un volume VA = 50 cm3

de solution A avec un

volume VB = 150 cm3de solution B.

Calculer les concentrations molaires des ions présents dans

le mélange et vérifier l’électroneutralité du mélange.23. Type C.E.E.R.R.F (sans calculatrice)

A. Un laborantin prépare une solution de chlorure de cuivre

II (de masse molaire 135 g.mol–1) en introduisant une masse

m = 6↪75 g de ce composé dans un volume V = 500 mL

d’eau distillée (on suppose la variation de volume négli-

geable lors de la dissolution).1. Écrire l’équation de dissolution de ce composé.

2. Calculer la concentration molaire en soluté apporté de

cette solution.3. En déduire les concentrations en espèces ioniques pré-

sentes.B. Ce même laborantin prépare 500 mL d’une solution

aqueuse de chlorure de calcium à partir de 11 g de chlorure

de calcium hydraté de formule CaCl2, xH2O où x est le

nombre de moles de molécules d’eau associées à une mole de

chlorure de calcium solide. La concentration molaire en ion

chlorure est alors la même que celle trouvée précédemment.

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cet ouvrage

Les exercices

CorrigésLes QCM et exercices sont tous intégralement corrigés. Des commentaires pédagogiques vous guident pas à pas.

Les exercices

CorrigésLes QCM et exercices sont tous intégralement corrigés.

Chaque chapitre propose des exercices en partie extraits d’annales de concours, classés par niveaux de difficulté (sur une échelle de trois). De l’application immédiate des connaissances de Première et de Terminale, ils vous porteront jusqu’aux exercices-types du concours.

Corrigés

QCM

1Affirmations correctes : b. et d.

a. : Les radiations I.R. permettent d’engendrer des transitions

entre deux états vibrationnels de la molécule mais pas de lui

faire subir des transitions électroniques.

b. et c. : Il est nécessaire que la cellule et le solvant conte-

nant l’échantillon n’absorbent pas les radiations I.R. donc ne

possèdent pas de liaisons chimiques absorbant dans la zone

caractéristique. NaCl et KCl sont des cristaux ioniques, ils

conviennent. L’eau possède des liaisons O-H qui absorbent

entre 3 000 et 3 500 cm–1 , cette absorption intense masque les

éventuelles bandes d’absorption de la molécule (liaisons C-H,

O-H ...)

d. : Chaque liaison, en fonction de sa multiplicité et des atomes

engagés oscille à une fréquence qui lui est propre, une bande

d’absorption est donc caractéristique d’une liaison.

2Affirmations correctes : a. et c.

a. : Les radiations U.V.-visibles engendrent des transitions

électroniques : un électron passe d’une couche électronique

de basse énergie vers une couche de plus haute énergie.

b. : La loi de Beer-Lambert est valable pour toutes les valeurs

de la longueur d’onde, mais on a un précision d’autant plus

grande que le coefficient d’extinction molaire est grand, on se

place donc au maximum d’absorption.

c. : L’eau n’absorbe pas les radiations U.V.-visibles.

3Affirmation correcte : a.

a. : En RMN, l’énergie requise est faible, les ondes appar-

tiennent au domaine des ondes radio, on parle de radiofré-

quences.

b. : La molécule subit des transitions entre deux niveaux magné-

tiques nucléaires.

c. : Il ne faut pas confondre le déplacement chimique, c’est-

à-dire la position du signal, qui dépend de l’environnement

électronique et l’intégration, c’est-à-dire l’intensité du signal,

qui renseigne sur le nombre de protons qui résonnent.

d. : Comme pour les autres spectroscopies, il faut un solvant qui

n’absorbe pas dans le domaine de fréquence étudié, il faut donc

un solvant sans hydrogène. Comme les molécule organiques

sans hydrogène sont rares, on utilise des solvants deutérés :

l’hydrogène est remplacé par son isotope, le deutérium,12D.

4Réponse : b. L’acétone.

Le spectre présente une bande intense et fine vers 1 720 cm–1 ,

caractéristique d’une liaison C=O, l’éthanol et le propène sont

donc éliminés car ils ne possèdent pas de liaison C=O. Le

spectre du propène présenterait en outre une bande caracté-

ristique de la double liaison vers 1 600 cm–1 , une bande au delà

de 3 000 cm–1 liée à la présence de liaisons C-H portées par un

carbone doublement lié. Ici, les liaisons C-H n’absorbent qu’en

dessous de 3 000 cm–1 .

L’acide acétique possède une liaison C=O, mais il possède

également une liaison O-H qui donnerait une large bande vers

3 000-3 500 cm–1 .

Exercices

5

hexanehex-1-ène

H

C

OH

O

acide méthanoïque

Sur un spectre I.R., on a, en abscisse, le nombre d’onde (inverse

de la longueur d’onde) exprimé en cm–1 et en ordonnées la

transmittance (pourcentage d’intensité lumineuse transmise)

exprimée en %.

Le spectre C présente une bande vers 1 720 cm–1 caractéristique

de la liaison C=O et une bande large vers 3 000-3 500 cm–1

193

XI

Partie 1

Structurede la matière

1 Les éléments

1. Vocabulaire

Qu’est-ce qu’un élément chimique ?Un élément chimique est ce qui est commun à un corps simple et à tous ses composés.Ce facteur commun est constitué par le noyau des atomes ou ions monoatomiques d’unmême élément. En effet, une réaction chimique correspond à un réarrangement desélectrons externes des entités mises en jeu. Chaque élément sera donc caractérisé parla donnée de son numéro atomique Z, lequel correspond au nombre de protons quecontient le noyau de l’élément.

Remarque : en physique nucléaire, au contraire, les transformations affectent les noyaux.Les éléments chimiques ne sont donc conservés que pour les réactions chimiques, etnon pour les transformations nucléaires.

Par exemple, l’élément fer est contenu dans le métal fer ainsi que dans les ions fer (II)Fe2+ et fer (III) Fe3+. Ainsi, quand on dit qu’il y a du fer dans les épinards, on entendbien sûr par là la présence, dans le légume, des ions et non du métal.Chaque élément possède un nom et un symbole commençant par une lettre majuscule,éventuellement suivi d’une lettre minuscule. La lettre majuscule correspond le plussouvent à la première lettre du nom français ou latin de l’élément. Par exemple,l’élément carbone a pour symbole C, l’élément chlore pour symbole Cl, et l’élémentsodium Na (du latin natrium).

Remarque : les données du symbole, et du numéro atomique Z d’un élément sontredondantes.

Qu’est-ce qu’un isotope ?Des isotopes sont des corps dont les noyaux atomiques possèdent des nombresidentiques de protons, mais des nombres de neutrons différents. Ils appartiennent doncau même élément. Par exemple, l’hydrogène 1

1H, le deutérium 21H et le tritium 3

1H sonttrois isotopes.

Remarque : la dénomination isotope provient du grec isos topos signifiant littéralement« même lieu ». En effet, deux isotopes appartenant à un même élément occuperont doncla même case dans la classification périodique des éléments.

Deux isotopes diffèrent donc par leur nombre de masse A. En conséquence, lamasse molaire d’un élément donné sera déterminée en tenant compte des proportionsrespectives des différents isotopes de cet élément.

2

2 • L’organisation du cortège électronique

2. L’organisation du cortège électronique

Comment se répartissent les électrons du cortègeélectronique ?L’atome, électriquement neutre possède autant d’électrons qu’il y a de protons dansson noyau.

Les Z électrons de l’atome sont répartis sur des couches électroniques d’énergiedifférentes.

Un modèle simplifié permet de décrire la structure des atomes et des ions monoato-miques possédant jusqu’à 18 électrons.

Dans ce modèle, les couches électroniques successives sont désignées par des lettresmajuscule et une contenance maximale :

• la couche K contient au maximum 2 électrons ;• la couche L contient au maximum 8 électrons ;• la couche M contient au maximum 18 électrons (mais dans ce modèle simplifié on

en mettra au maximum 8).

Donner la structure électronique d’un atome dans son état fondamental, c’est indiquersur quelles couches électroniques se trouvent les électrons de manière à ce qu’il ait laplus faible énergie possible : on remplit les couches électroniques par ordre d’énergiecroissante (la couche K, puis la L, puis la M) en ne dépassant pas le nombre d’électronsmaximum autorisé par couche. Quand une couche est pleine, on remplit la suivante.

Par exemple, pour le carbone Z = 6 ; il y a donc 6 électrons à répartir. La structureélectronique s’écrira : (K)2 (L)4.

Que sont les électrons de valence ?

On appelle électrons de valence, électrons externes ou électrons périphériques, lesélectrons de la dernière couche électronique occupée.

Pour le carbone, il s’agit des électrons se trouvant sur la couche L. Le carbone possèdedonc 4 électrons périphériques.

Ces électrons sont ceux qui sont responsables de la réactivité chimique d’un élément.

Qu’est-ce qu’un ion monoatomique ?

Un ion monoatomique est obtenu à partir de l’atome par gain ou perte d’un ouplusieurs électrons. La formation de ces ions s’explique souvent en considérant lastructure électronique de l’atome. En effet, les atomes tendent à acquérir une structureexterne à 2 ou 8 électrons (c’est la règle du duet ou de l’octet). Un atome peut perdreles électrons de sa couche externe, il donne alors un cation ou gagner des électrons afinde remplir complètement sa couche externe, il donne alors un anion.©

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Chapitre 1 • Les éléments

Par exemple, le Lithium (Z = 3) de structure électronique (K)2 (L)1 donnera Li+ (2électrons périphériques, règle du duet) ; le fluor (Z = 9) de structure électronique (K)2

(L)7 donnera l’anion fluorure F- (8 électrons périphériques)

3. La classification périodique

Quel est l’historique de la classification périodique ?

C’est le chimiste russe Dimitri Mendeleiev qui, en 1869, établit une classificationpériodique des éléments. L’ordre adopté à l’époque était basé sur le fait qu’ilapparaissait une périodicité des propriétés des éléments en les classant par massecroissante. On sait à présent que ce sont les électrons qui régissent la réactivité,les éléments sont donc classés dans la classification actuelle par numéro atomiquecroissant. Néanmoins, la classification d’origine est assez proche de l’actuelle (pource qui est des éléments qu’elle contenait à l’époque), mais surtout il est à noter queMendeleiev avait eu la bonne intuition de laisser des « trous » dans sa classification,lacunes correspondant à des éléments encore inconnus à l’époque mais dont il prévoyaitla réactivité !

Comment la classification périodique est-elleorganisée ?La classification se présente sous la forme d’un tableau à sept lignes ou périodes etdix-huit colonnes.

À chaque colonne correspond une famille d’éléments qui rassemble des élémentsde réactivité analogue. En effet, tous les éléments d’une même famille ont la mêmestructure électronique externe.

Les lignes, ou périodes, possèdent un nombre d’éléments croissants au fur et à mesureque l’on avance dans le tableau : il s’agit donc d’une classification périodique de périodevariable. Le numéro de la période à laquelle appartient un élément correspond à lavaleur maximale prise par le nombre quantique principal pour cet élément.

Pour les éléments des colonnes I, II puis XIII à XVIII, l’unité du numéro de lacolonne correspond au nombre d’électrons de valence que possède cet élément. Pourles éléments des colonnes III à XII (appelés éléments de transition) le numéro de lacolonne fournit directement le nombre d’électons externes de l’élément.

Remarque : deux lignes de 14 éléments chacunes figurent sous la classification. Ellescorrespondent à des éléments appelés respectivement les lanthanides et les actinides.Ces deux lignes devraient en fait s’intercaler entre les troisième et quatrième colonnesdu tableau respectivement à la sixième et septième période. On a préféré les placer endessous pour se limiter à un tableau à 18 colonnes plutôt qu’à 32 colonnes.

4

3 • La classification périodique

Quelles sont les principales famillesde la classification à connaître ?Les éléments de la première colonne (hormis l’hydrogène dont la réactivité est trèsparticulière) constituent la famille des alcalins. Ces éléments, possédant un éléctronexterne sont des métaux mous très réducteurs. Ils s’oxydent donc très facilement en uncation monoatomique chargé une fois positivement.

Les éléments de la deuxième colonne constituent la famille des alacalino-terreux.Ce sont également des métaux bon réducteurs qui vont facilement donner un cationmonoatomique deux fois chargé positivement.

Les éléments de la dix-septième colonne constituent la famille des halogènes. Lescorps simples associés à ces éléments sont des molécules diatomiques constituant debons oxydants. Les anions monoatomiques, chargés une fois négativement, associésà ces éléments donnent des solides peu solubles par réaction avec les ions argent (I)(contenus, par exemple, dans le nitrate d’argent).

Les éléments de la dix-huitième colonne constituent la famille des gaz nobles. Dansles condition usuelles de température et de pression ce sont des gaz monoatomiquesavec une certaine inertie chimique.

Remarque : plus anciennement, les éléments de la dix-huitième colonne étaient égale-ment appelés gaz rares, ou encore gaz inertes.

Quelles grandes tendances peut-on dégagerde la classification ?Plusieurs grandes tendances peuvent être dégagées de la lecture de la classificationpériodique des éléments :

• les trois quarts des éléments sont des métaux, les non-métaux se situent dans lapartie la plus à droite de la classification ;

• l’électronégativité est une grandeur sans dimension traduisant l’aptitude d’un atomeà attirer à lui les électrons. Elle croît de la gauche vers la droite et du bas enhaut de la classification périodique. L’élément le plus électronégatif est le fluor(premier membre de la famille des halogènes. (Notons que l’on ne définit pasd’électronégativité pour les gaz nobles).

5

Chapitre 1 • Les éléments

1,00

H1

mét

aux

4,00

He

2

6,94

Li

3

9,01

Be

4no

n-m

étau

x10

,81 B

5

20,0

1 C6

14,0

1 N7

16,0

0 O8

18,0

0 F9

20,1

8 Ne

10

22,9

9 Na

11

24,3

0 Mg

12

26,9

8 Al

13

28,0

9 Si14

32,9

7 P15

32,0

6

S16

35,4

5 Cl

17

39,9

5 Ar

18

39,1

0 K19

40,0

8 Ca

20

44,9

6 Sc21

47,9

0 Ti

22

50,9

4 V23

52,0

0 Cr

24

54,9

4 Mn

25

55,8

5 Fe

26

58,9

3 Co

27

58,7

0 Ni

28

63,5

5 Cu

29

65,4

Zn

30

69,7

Ga

31

72,5

9 Ge

32

74,9

2 As

33

78,9

6 Se34

79,9

0 Br

35

83,8

0 Kr

36

85,4

7 Rb

37

87,6

2 Sr38

88,9

1 Y39

91,2

2 Zr

40

92,9

1 Nb

41

95,9

4 Mo

42

98,9

1 Tc

43

101,

07 Ru

44

102,

91 Rh

45

106,

4 Pd

46

107,

87 Ag

47

112,

41 Cd

48

114,

82 In49

118,

69 Sn50

121,

75 Sb51

127,

60 Te52

129,

90

I53

131,

30 Xe

54

132,

90 Cs

55

137,

33 Ba

5657

-71

178,

49 Hf

72

180,

95 Ta73

183,

85 W74

186,

21 Re

75

190,

2 Os

76

192,

22 Ir77

195,

09 Pt

78

196,

97 Au

79

200,

59 Hg

80

204,

4 Tl

81

207,

21 Pb

82

208,

98 Bi

83

209

Po

84

210

At

85

222

Rn

86

223

Fr

87

226,

03 Ra

8889

-103

261

Rf

104

262

Ha

105

263

Sg10

6

Lan

than

ides

:13

8,91 L

a57

140,

12 Ce

58

140,

91 Pr

59

144,

24 Nd

60

145 P

m61

150,

4 Sm62

151,

96 Eu

63

157,

25 Gd

64

158,

93 Tb

65

162,

50 Dy

66

164,

93 Ho

67

167,

26 Er

68

168,

93 Tm

69

173,

04 Yb

70

174,

97 Lu

71

Act

inid

es:

227,

03 Ac

89

232,

04 Th

90

231,

04 Pa

91

238,

03 U92

237,

05 Np

93

244

Pu

94

243 A

m95

247 C

m96

247

Bk

97

251

Cf

98

252

Es

99

257 F

m10

0

258 M

d10

1

259

No

102

260

Lr

103

Rem

arqu

e:

dans

laré

solu

tion

des

exer

cice

s,on

gard

era

troi

sch

iffr

essi

gnifi

catif

spo

urla

mas

sem

olai

reat

omiq

ue

6

Exercices

QCM1. Parmi ces affirmations concernant le noyau atomique,lesquelles sont correctes ?

❑ a. Le noyau est constitué de nucléons, particuleschargés positivement.

❑ b. Par définition, le numéro atomique est le nombred’électrons de l’atome.

❑ c. Le noyau est constitué de protons et d’électrons.

❑ d. Le nombre de masse est le nombre total denucléons dans le noyau.

❑ e. Un noyau de numéro atomique Z et de nombrede masse A possède (A – Z) neutrons.

❑ f. Le numéro atomique Z est caractéristique del’élément chimique.

2. Parmi ces affirmations concernant la structure de l’atome,lesquelles sont correctes ?

❑ a. L’atome est constitué d’un noyau neutre etd’électrons chargés négativement.

❑ b. La masse de l’atome est essentiellement concen-trée dans le noyau.

❑ c. Dans un atome, il y a autant d’électrons que deprotons dans le noyau.

❑ d. Un ion monoatomique s’obtient à partir del’atome par perte ou gain d’un ou plusieursélectrons.

❑ e. Les réactions chimiques affectent les noyaux desatomes.

3. Parmi les propositions ci-dessous, laquelle caractérise

l’atome 5928Ni ?

❑ a. 28 protons, 28 neutrons, 31 électrons.

❑ b. 28 protons, 31 neutrons, 28 électrons.

❑ c. 59 protons, 28 neutrons, 59 électrons.

❑ d. 28 protons, 31 neutrons, 31 électrons.

❑ e. 59 protons, 28 neutrons, 31 électrons.

4. Parmi ces affirmations concernant les isotopes 3517Cl et

3717Cl du chlore, lesquelles sont correctes ?

❑ a. L’isotope 3517Cl possède 17 protons.

❑ b. L’isotope 3517Cl possède 35 neutrons.

❑ c. Les deux isotopes ont le même nombre de pro-tons.

❑ d. Les deux isotopes ont le même nombre de neu-trons.

❑ e. Les deux isotopes n’ont pas les mêmes proprié-tés chimiques.

5. Parmi ces affirmations concernant l’actuelle classifica-tion périodique des éléments chimiques, lesquelles sontcorrectes ?

❑ a. Les éléments sont classés par masse atomiquecroissante.

❑ b. Une ligne de la classification est appelée famille.

❑ c. Les éléments appartenant à une même lignepossèdent les mêmes propriétés électroniques.

❑ d. Les éléments appartenant à une même colonneont la même structure électronique externe.

6. Parmi les affirmations suivantes concernant les familleschimiques, lesquelles sont correctes ?

❑ a. La première colonne de la classification pério-dique constitue la famille des alcalins.

❑ b. La dernière colonne de la classification pério-dique constitue la famille des halogènes.

❑ c. Les alcalins donnent facilement des anionsmonovalents.

❑ d. Les halogènes donnent facilement des anionsmonovalents.

❑ e. Les alcalino-terreux ont deux électrons périphé-riques

❑ f. Les halogènes ont 9 électrons périphériques.

7. À propos des édifices polyatomiques

❑ a. Une liaison covalente est la mise en commun,par deux atomes, de deux électrons.

❑ b. Généralement, les atomes s’associent en molé-cules de manière à acquérir une structure élec-tronique externe à 6 électrons.

❑ c. La formule de Lewis représente tous les élec-trons d’un édifice polyatomique.

❑ d. La formule de Lewis de la molécule d’eau pré-sente quatre doublets.

❑ e. Dans la formule de Lewis de l’eau, l’oxygèneporte trois doublets non liants.

8. La classification périodique.

❑ a. Dans la 1re colonne de la classification pério-dique, se trouvent les gaz rares.

❑ b. La deuxième colonne contient les alcalino-terreux.

❑ c. Tous les éléments d’une même colonne ont lamême configuration électronique.

❑ d. Lorsque deux éléments se trouvent dans unemême colonne du tableau périodique, ils ont despropriétés chimiques voisines.

❑ e. La dernière colonne contient les halogènes.©D

unod

–La

phot

ocop

ieno

nau

tori

sée

estu

ndé

lit

7

Chapitre 1 • Les éléments

9. Les éléments.

On considère les atomes ou ions suivants :42Be; 35

17Cl; 4020Ca2+.

❑ a. L’atome de chlore possède 16 électrons.

❑ b. L’atome de béryllium possède 5 protons.

❑ c. L’ion calcium possède 18 électrons.

❑ d. L’atome de calcium possède 20 protons.

❑ e. Le béryllium se trouve dans la deuxièmecolonne du tableau périodique.

Exercices10. Dans la nature, l’abondance isotopique du chlore 35est 75 % et celle du chlore 37 est 25 %. Calculer la massemolaire moléculaire de l’élément chlore.

11. Donner la structure électronique des atomes suivantsdans leur état fondamental. En déduire le nombre d’électronspériphériques que possède chacun de ces atomes et l’ionmonoatomique qui aura tendance à se former.

Be (Z = 4) ; F (Z = 9) ; Na (Z = 11) Cl (Z = 17)

12. Le magnésium a pour numéro atomique Z = 12. À partirde l’écriture de sa structure électronique, préciser sa positiondans la classification périodique. À quelle famille appartient-il ? Quel ion monoatomique est-il susceptible de donner ?

13. L’aluminium et l’oxygène peuvent s’unir pour formerun oxyde d’aluminium Al2O3 qui contient, en masse 52,9 %d’aluminium. Calculer la masse atomique de l’aluminium,on supposera celle de l’oxygène connue.

14. Un noyau atomique a pour charge Q = 8, 0 × 10−19 C

et pour masse m = 1, 84 × 10−26 kg. Déterminer sonnuméro atomique Z et son nombre de masse A. En déduiresa structure.

15. Le cuivre naturel est composé de deux isotopes stablesdont les masses molaires atomiques sont respectivement 63et 65 g · mol–1.

1. Indiquer la constitution des noyaux de chacun des isotopes,sachant que Z = 29.

2. Indiquer l’abondance de chacun des isotopes dans lemélange isotopique naturel de masse molaire 63,54 g ·mol–1.

8