Solutionnaire des exercices de fin de chapitre · 4 CHIMIE GÉNÉRALE 4. La découverte de la radioactivité a montré que les atomes doivent être divisibles, ce qui implique qu’ils
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Solutionnaire des exercices de fin de chapitre 1
Chapitre 11. Calcium : Ca Fluor : F
La forme des cristaux de fluorite peut être décrite commedes cubes entremêlés. Ainsi, la forme générale des cristauxindique que les ions sont disposés alternativement selonun arrangement cubique.
2. Les états de la matière sont : solide, liquide et gaz. Vouspouvez consulter la section 1.6.1 pour obtenir leurdescription.
3. L’apparence non uniforme du mélange nous indique quedes échantillons prélevés à différents endroits de cemélange auraient une composition différente. Cela est unecaractéristique d’un mélange hétérogène.
Pour séparer le fer du sable, on peut faire passer un petitaimant à travers le mélange, ce qui attirera le fer magné-tique et le séparera du sable.
4. Un composé est une substance pure composée d’au moinsdeux éléments différents alors qu’une molécule est la pluspetite entité de matière, qui possède les propriétés de lasubstance. Par exemple, un composé telle l’eau est forméde molécules d’eau dont la formule chimique est H2O.
5. a) Propriété physique.
b) Propriété chimique.
c) Propriété chimique.
d) Propriété physique.
e) Propriété physique.
f) Propriété physique.
6. a) Changement chimique.
b) Changement physique.
c) Changement chimique.
d) Changement physique.
7. Liquides : le mercure et l’eau. Solide : le cuivre.
Le mercure est la substance la plus dense alors que l’eauest la moins dense.
8. Exothermique : le système perd de la chaleur au profit dumilieu extérieur (la combustion du méthane produit de lachaleur).
Endothermique : le système gagne de la chaleur fourniepar le milieu extérieur (la glace absorbe de la chaleur lors-qu’elle fond).
35. La température normale du corps est de 37 °C. Le pointde fusion du gallium est de 29,8 °C, aussi, tenu dans votremain, il devrait fondre.
36. T = t + 273,15
T = -248,6 + 273,15 = 24,6 K
T = -246,1 + 273,15 = 27,1 K
37.
38.
À masse égale, la substance la moins dense, l’eau, occuperale plus grand volume.
39.
Si le volume d’eau augmente de 18,0 mL, le volume finalsera de : 50 mL + 18,0 mL = 68 mL.
40. La masse volumique de CCl4 étant plus élevée que celle duplastique, celui-ci flottera sur le solvant. L’aluminium, plusdense que le CCl4, se retrouvera au fond du récipient.
41.
42.
43. On pourrait sentir avec précaution l’odeur des vapeurs, s’ily en a. Déterminer si le point d’ébullition, le point defusion et la masse volumique du liquide sont respec-tivement d’environ 100 °C, 0 °C et 1 g/mL (à la tempéra-ture ambiante). Pour vérifier la présence d’un sel en solu-tion, faire évaporer complètement le liquide. S’il reste unrésidu, il se peut que ce soit un sel, mais d’autres testsseraient nécessaires pour valider cette hypothèse.
44.
La masse volumique de l’urine augmente lorsque trop desucre est éliminé (m augmente, donc augmente). Parcontre, elle diminue lorsque trop d’eau est éliminée (Vaugmente, donc diminue).
45. a) On pourrait faire évaporer l’eau en chauffant la solu-tion, laissant le sel comme résidu.
b) L’utilisation d’un aimant attirera la limaille de fer, laséparant du plomb.
c) Ajouter de l’eau pour dissoudre le sucre. Filtrer la solu-tion pour en séparer le soufre solide. Récupérer le sucrede la solution en évaporant l’eau par chauffage.
46.
= 1,8 × 10−3 cm = 1,8 × 10−2 mm
47.
= 8,0 × 104 kg de NaF/année
48.
= 245 g d’acide sulfurique
Chapitre 21. Les trois particules fondamentales de l’atome sont l’électron
(-1), le proton (+1) et le neutron (0). Ces deux dernièresconstituent le noyau d’un atome. Des trois particulesfondamentales, l’électron est la particule la plus légère.
2. L’unité de masse atomique est exactement le de lamasse d’un atome de carbone 12 possédant six protons etsix neutrons.
3. Le numéro atomique d’un élément correspond au nombrede protons contenus dans son noyau, alors que la sommedes protons et des neutrons contenus dans le noyau est lenombre de masse.
4. La découverte de la radioactivité a montré que les atomesdoivent être divisibles, ce qui implique qu’ils sont cons-titués de particules encore plus petites, des particules sub-atomiques.
5. Les valeurs approximatives des rayons des noyaux ato-miques et des atomes sont données à l’exercice 2.1. Ainsi,on peut obtenir le rapport
diamètreatome = 1 × 105 diamètrenoyau
diamètreatome = (1 × 105)(6 cm) = 6 × 105 cm = 6 km
6. Élément Titane Thallium
Symbole Ti Tl
Numéro atomique 22 81
Masse atomique (u) 47,867 204,3833
Groupe 4B (4) 3A (13)
Période 4 6
Nature métal métal
7. La masse atomique du lithium est plus proche de 7 quede 6, donc l’isotope le plus abondant est 7Li.
8. a) Une mole de Na a une masse d’environ 23 g, alorsqu’une mole de Si a une masse de 28 g. Donc, 0,5 molde Si a une masse supérieure.
b) La masse de 0,5 mol de Na est d’environ 11,5 g, ce quiest plus élevé que 9,0 g.
c) La masse atomique de K est d’environ 39 u, alors quecelle de Fe est approximativement de 56 u. Un atomede fer étant plus lourd qu’un atome de potassium, 10 atomes de Fe seront plus lourds que 10 atomes de K.
9. Dans le tableau périodique de la figure 2.6, les métaux sonten mauve, les non-métaux, en jaune, et les métalloïdes, en vert.
Nom Symbole Groupe Période
a) Lithium Li 1A (1) 2
Argent Ag 1B (11) 5
Plomb Pb 4A (14) 6
b) Carbone C 4A (14) 2
Phosphore P 5A (15) 3
Sélénium Se 6A (16) 4
Iode I 7A (17) 5
c) Silicium Si 4A (14) 3
Arsenic As 5A (15) 4
10. Le nickel (Ni) est un élément de transition (tout commeceux de la partie mauve foncé du tableau périodique dela figure 2.6).
Les halogènes sont les éléments du groupe 7A (17) (ex. : F).
Les gaz rares sont dans le groupe 8A (18) (ex. : Ne).
Les métaux alcalins sont dans le groupe 1A (1) (ex. : Na).
11. Mme Marie Curie a découvert le radium (Ra, élément 88)et le polonium (Po, élément 84). Le radium doit son nom
au fait qu’il émet des radiations, et le polonium, en l’hon-neur de son pays d’origine, la Pologne. Dans Internet, visi-tez le site de la fondation Nobel.
12. L’oxygène existe sous deux allotropes différents : O2, unemolécule sans odeur, et O3 (ozone), un gaz avec une odeurâcre caractéristique.
Le carbone existe sous forme de graphite, de diamant etde fullerènes (comme le buckminsterfullerène C60). Legraphite est formé de couches d’atomes de carbone rat-tachées faiblement l’une à l’autre. Le diamant, un solidetrès dur, a chacun de ses atomes de carbone relié à quatreautres atomes (voir la figure 2.9).
Le soufre possède plusieurs allotropes, mais le plus com-mun est le cycle à huit côtés ayant la forme d’une couronne.
13. a) Mg : Z = 12, A = 12 + 15 = 27
b) Ti : Z = 22, A = 22 + 26 = 48
c) Zn : Z = 30, A = 30 + 32 = 62
14. a)
b)
c)
15. Élément Électrons Protons Neutrons
a) 24Mg 12 12 12
b) 119Sn 50 50 69
c) 232Th 90 90 142
16. 99Tc : nombre d’électrons = nombre de protons = Z = 43 ;nombre de neutrons = 99 − 43 = 56.
17. 241Am : nombre d’électrons = nombre de protons = Z = 95 ;nombre de neutrons = 241 − 95 = 146.
18.
19. La masse atomique du thallium, 204,3833 u, est plus prèsde 205 que de 203. Ainsi, l’isotope le plus abondant est205Tl.
L’abondance de 121Sb est égale à 57,20 % et celle de 123Sbest de 42,80 %.
23. a)
b) = 0,0698 g de Fe
c)
d)
24. a) = 1,9998 mol de Cu
= 1,2043 × 1024 atomes de Cu
b)
= 1,0 × 1021 atomes de Li
c)
= 2,1 × 10−5 mol de Am
= 1,2 × 1019 atomes de Am
d)
= 1,51 × 1023 atomes de Al
25. a)
= 1,0552 × 10−22 g/atome
b)
= 7,9487 × 10−23 g/atome
26. Le groupe 5A (15) contient cinq éléments.
Non-métaux : azote (N) et phosphore (P).
Métalloïdes : arsenic (As) et antimoine (Sb).
Métal : bismuth (Bi).
27. a) Les deuxième et troisième périodes contiennent 8 élé-ments.
b) Les quatrième et cinquième périodes contiennent 18éléments.
c) La sixième période contient 32 éléments.
28. Il y a 27 éléments dans la septième période. Les actinidesreprésentent la majorité de ces éléments et plusieurs sontpréparés de façon synthétique.
29. Symbole 58Ni 33S 20Ne 55Mn
Nombre de protons 28 16 10 25
Nombre de neutrons 30 17 10 30
Nombre d’électrons 28 16 10 25
Nom de l’élément nickel soufre néon manganèse
30. La masse atomique du potassium, égale à 39,0983 u, estplus près de celle de l’isotope 39K que de celle de 41K. Ainsi,l’isotope le plus abondant est 39K.
31. a) Béryllium, magnésium, calcium, strontium, baryum,radium.
b) Sodium, magnésium, aluminium, silicium, phosphore,soufre, chlore, argon.
3. L’atome de strontium possède 38 électrons. Lorsqu’unatome de strontium forme un ion, il perd 2 électrons(Sr2+). Ainsi, il a le même nombre d’électrons (36) que legaz rare krypton.
4. a) 3,0 × 1023 molécules représentent la moitié d’une moled’adénine. La masse molaire de l’adénine, C5H5N5, étant
de 135,1 g/mol, la masse de mole est de 67,55 g, ce qui
est supérieur à 40 g.
b) L’adénine est une des quatre bases constituant l’ADN.Ces bases ont toutes au moins un cycle à six atomesconstitué d’atomes de carbone et d’azote.
5. Ion borate : BO33–. L’ion borate est un anion.
6. La formule empirique donne le rapport le plus simple entre les différents atomes dans le composé, alors que laformule moléculaire donne le nombre réel d’atomes. Laformule empirique de l’éthane est CH3 et sa formulemoléculaire est C2H6.
7. Eau, H2O :
= 0,8879 ou 88,79 % d’oxygène
Méthanol, CH3OH :
= 0,4994 ou 49,94 % d’oxygène
La fraction massique de l’oxygène est plus élevée dans l’eau.
8. a) C7H16O
b) C6H8O6
c) C14H18N2O5
9. a) 1 atome Ca, 2 atomes C et 4 atomes O.
b) 7 atomes C, 6 atomes H et 1 atome O.
c) 1 atome Co, 6 atomes N, 15 atomes H, 2 atomes O et 2 atomes Cl.
d) 4 atomes K, 1 atome Fe, 6 atomes C et 6 atomes N.
e) 4 atomes C, 6 atomes H et 4 atomes O.
10. La formule de l’acide sulfurique est H2SO4. La structurede cet acide n’est pas plane. Les atomes O, qui entourentl’atome de soufre, sont placés aux quatre coins d’un tétra-èdre. Les atomes d’hydrogène sont liés à deux des quatreatomes d’oxygène.
11. La formule du toluène est C7H8. La partie cyclique, forméede six atomes de carbone, est plane. Cinq de ces six atomessont liés à un atome H, le sixième atome de carbone estlié à un groupement CH3, dont deux H ne sont pas dansle plan de la molécule.
12. a) Mg2+
b) Zn2+
c) Ni2+
d) Ga3+
e) N3–
f) Fe2+, Fe3+
13. a) Ba2+
b) Ti4+
c) PO43–
d) HCO3–
16 00, g32,04 g 3
de Ode CH OH
16 00, g18,02 g 2
de Ode H O
12
2. La partie H C O H de la molécule est dans le plan du papier. Les deux autres ato-mes H liés au carbone se trouvent au-dessouset au-dessus du plan.
H
H
HHC
O
61
6 022 101
23atomes Hmolécule
moléculesmol
××,
ρespace occupé par les électrons =( )( ,30 9 11 10 2× − 88
15. Ils gagnent deux électrons. O2– a le même nombre d’élec-trons (10) que Ne. S2– a le même nombre d’électrons (18)que Ar. O et S forment tous les deux des anions -2 et descomposés binaires avec l’hydrogène (H2O, H2S).
16. Co3+ et F– forment CoF3.
17. a) Deux ions K+ et un ion S2–.
b) Un ion Ti4+ et deux ions SO42–.
c) Un ion K+ et un ion MnO4–.
d) Trois ions NH4+ et un ion PO4
3–.
e) Un ion Ca2+ et deux ions ClO–.
f) Un ion Al3+ et trois ions OH–.
18. a) Pt2+ et Cl– : PtCl2 Pt4+ et Cl– : PtCl4
b) Pt2+ et S2– : PtS Pt4+ et S2–: PtS2
19. a) AlCl2 devrait être AlCl3 (un ion Al3+ et trois ions Cl–).
b) KF2 devrait être KF (un ion K+ et un ion F–).
c) Ga2O3 est correct.
d) MgS est correct.
e) Fe2O5 devrait être FeO (un ion Fe2+ et un ion O2–) ouFe2O3 (deux ions Fe3+ et trois ions O2–).
f) SrBr2 est correct.
20. Mg2+ et O2– : MgO Mg2+ et PO43– : Mg3(PO4)2
Al3+ et O2– : Al2O3 Al3+ et PO43– : AlPO4
21. a) Acétate de calcium.
b) Phosphate de nickel (II).
c) Hydroxyde d’aluminium.
d) Dihydrogénophosphate de potassium.
e) Sulfure de potassium.
f) Phosphate d’ammonium.
22. a) (NH4)2CO3
b) CaI2
c) CuBr2
d) AlPO4
e) AgCH3COO
23. a) Ca(HCO3)2
b) KMnO4
c) Mg(ClO4)2
d) K2HPO4
e) Na2SO3
24. Mg2+ et PO43– : Mg3(PO4)2 (phosphate de magnésium).
Mg2+ et NO3– : Mg(NO3)2 (nitrate de magnésium).
Fe3+ et PO43– : FePO4 [phosphate de fer (III)].
Fe3+ et NO3– : Fe(NO3)3 [nitrate de fer (III)].
25. La force d’attraction est plus forte dans le composé NaFparce que la distance entre les ions est plus petite que cellede NaI.
26. CaO. L’attraction entre des ions ayant des charges +2 et -2(CaO) est plus grande qu’entre des ions chargés +1 et -1(NaCl).
62. a) Vrai. La masse molaire de C8H18 est de 114,2 g/mol,donc 57,1 g équivalent à 0,500 mol d’octane.
b)
c) Vrai.
d) = 9,07 g de H
63. d) Na2MoO4
64.
65.
Masse molaire de MCl4 = 189,7 g.Masse atomique de M = 189,7 g – (4)(35,453) g = 47,9 g.M est le titane, Ti.
66.
AZ2 : (masse atomique de A) + (2)(masse atomique de Z) = 62.
A2Z3 : (2)(masse atomique de A) + (3)(masse atomique de Z) = 106.
(2)[62 – (2)(masse atomique de Z)] + (3)(masse atomique de Z) = 106.Masse atomique de Z = 18 g/mol.Masse atomique de A = 26 g/mol.
67. a) Volume = 0,0550 cm × 1,25 cm2 = 0,0859 cm3
b) 1,261 g de composé – 0,765 g de Ni = 0,496 g de F
Formule empirique : NiF2.
c) Fluorure de nickel (II).
68. a) 0,199 g de UxOy – 0,169 g de U = 0,030 g de O
La formule empirique est U3O8, un mélange d’oxyded’uranium (IV) et (VI).
b) La masse atomique de U étant de 238,0289 u, celasignifie que l’isotope 238U est le plus abondant.
c) 0,865 g – 0,679 g = 0,186 g de H2O
= 0,0103 mol de H2O
= 0,001 72 mol de UO2(NO3)2
La formule du composé hydraté est : UO2(NO3)2 i 6 H2O.
Chapitre 41. a) c = λν
b) E = hν
c)
2. L’énergie d’un photon, une particule de radiation sansmasse, est proportionnelle à sa fréquence de vibration. E = hν, où h est la constante de proportionnalité.
3. Violet, indigo, bleu, vert, jaune, orange et rouge.
4. L’électron se comporte comme une onde et une particule.La structure moderne de l’atome se base sur les propriétésondulatoires de l’électron et décrit des régions de proba-bilité de présence d’un électron donné autour du noyau.
b) Non. L’intensité d’un rayonnement lumineux est indé-pendante de la fréquence et est plutôt liée à son nombrede photons.
c) Oui.
6. Un photon est une particule sans masse, un « paquetd’énergie ». Pour déplacer un électron, il faut le faireentrer en collision avec une autre particule. Puisque desrayonnements lumineux dirigés sur certains métauxexpulsent des électrons, la lumière doit donc êtreconstituée de «particules» ou paquets d’énergie appelésphotons.
7. Le modèle atomique de Bohr repose sur les hypothèsesqu’un électron ne peut circuler que sur certaines orbitescorrespondant à des niveaux d’énergie définis où il est sta-ble et où il reste tant qu’il n’est pas perturbé.
8. La série de Lyman se trouve dans l’ultraviolet et la série deBalmer, dans le visible.
9. c) L’émission d’énergie est observée sous forme delumière et provient du déplacement des électrons d’unniveau d’énergie n donné vers un autre moins élevé.
10. Il est impossible de connaître simultanément avecprécision la position d’un électron et son énergie, si celui-ci est décrit comme une onde. Ainsi, la théorie atomiquemoderne décrit des régions de haute probabilité de pré-sence d’un électron donné autour du noyau.
11. n, nombre quantique principal, décrit la taille de l’orbitale,= 1, 2, 3, ...
l, nombre quantique secondaire, décrit la forme de l’or-bitale, = 0, 1, 2, ..., (n – 1).
m, nombre quantique magnétique, décrit l’orientation de l’orbitale, = 0, ±1, ±2, ..., ±l.
12. Valeurs de l Types d’orbitales
3 f
0 s
1 p
2 d
13.
14. Types Nombre d’orbitales Nombre de d’orbitales dans une sous-couche surfaces nodales
donnée
s 1 0
p 3 1
d 5 2
f 7 3
15. a) Les micro-ondes.
b) La lumière rouge.
c) L’infrarouge.
16. a) Comme la longueur d’onde est inversement propor-tionnelle à la fréquence, le signal vert a une plus hautefréquence que le signal ambre.
b)
17. a)
b)
18.
E = hν = (6,626 × 10−34 J i )(7,31 × 1014 ) = 4,84 × 10-19 J/photon
= 2,92 × 105 J/mol de photons.
19. a) 285,2 nm : région de l’ultraviolet ;
383,8 nm : à la limite de la région du visible ;
518,4 nm : région du visible.
b)
c) 285,2 nm. L’énergie d’une radiation est inversement pro-portionnelle à sa longueur d’onde.
Non, cette lumière (540 nm et plus) n’a pas assez d’énergie(3,68 × 10-19 J/photon) pour activer l’interrupteur.
23. a)
b) Violet.
c) ni = 6 et nf = 2.
24. a) n = 3 à n = 2.
b) n = 4 à n = 1. À mesure que les niveaux d’énergie aug-mentent, ils se rapprochent progressivement. La diffé-rence d’énergie entre n = 4 et n = 1 est donc plus grandeque celle entre n = 5 et n = 2.
25.
= 1,936 × 10−18 J/photon
= 102,6 nm (région de l’ultraviolet)
26. a) De n = 4 à n = 3, 2 ou 1 3 raies
De n = 3 à n = 2 ou 1 2 raies
De n = 2 à n = 1 1 raie
Total 6 raies possibles
b) n = 4 à n = 3.
c) n = 4 à n = 1.
d) n = 4 à n = 3.
27.
= 2,9 × 10−10 m ou 0,29 nm
28.
= 5,6 × 10−12 m ou 0,0056 nm
29. 1,0 × 102 g = 0,10 kg
30. a) Lorsque n = 4, l peut être 0, 1, 2, 3.
b) Lorsque l = 2, m peut être -2, -1, 0, +1, +2.
c) Pour une orbitale 4s, n = 4, l = 0 et m = 0.
d) Pour une orbitale 4f, n = 4, l = 3 et m peut être -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.
31. a) Lorsque l = 2, l’orbitale est de type d. C’est une orbitale4d.
b) Lorsque n = 5, l = 0, 1, 2, 3 et 4.
l = 0 Une orbitale s
l = 1 Trois orbitales p
l = 2 Cinq orbitales d
l = 3 Sept orbitales f
l = 4 Neuf orbitales g
Il y a un total de 25 ou n2 orbitales sur le niveau d’éner-gie n = 5.
c) Sept orbitales ; m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.
32. La combinaison c) est permise.
a) La valeur de l ne peut être plus grande que n − 1. Donc,lorsque n = 2, la valeur maximale de l est 1.
b) et d) Lorsque l = 0, m ne peut être égal qu’à 0.
e) La valeur de m ne peut se situer qu’entre -1 et +1. Donc,lorsque l = 3, m ne peut être égal qu’à -3, -2, -1, 0, +1,+2, +3.
33. a) Aucune. Lorsque l = 0, m ne peut être égal qu’à 0.
34. 2d et 3f ne peuvent exister parce qu’elles ne suivent pas larègle l = 0, 1, 2, ..., (n − 1). Dans la couche n = 2, on netrouve que les sous-couches s et p, alors qu’il n’y a que lessous-couches s, p et d dans la couche n = 3.
35. n l m
a) 2p 2 1 -1
2 l 0
2 l +1
b) 3d 3 2 -2
3 2 -1
3 2 0
3 2 +1
3 2 +2
c) 4f 4 3 -3
4 3 -2
4 3 -1
4 3 0
4 3 +1
4 3 +2
4 3 +3
36. d) 4d
37.
38. a)
b) E = hν = (6,626 × 10−34 J i )(850 × 106 ) ×
c)
Une mole de photons de lumière bleue a une énergiede 285 kJ/mol, soit environ 840 000 fois plus qu’unemole de photons provenant du signal téléphonique.
39.
= 4,23 × 10−19 J/photon
40.
L’énergie d’ionisation de He+ (5248 kJ/mol) est quatre foisplus grande que celle de H (1312 kJ/mol).
41. a) Trois orbitales. e) Cinq orbitales.
b) Trois orbitales. f) Sept orbitales.
c) Une orbitale. g) Vingt-cinq orbitales.
d) Cinq orbitales. h) Une orbitale.
42. b), e), f), g) et j). Cependant, les atomes h) et les molé-cules i) peuvent être observés à l’aide d’un microscopeélectronique à effet tunnel.
43.
= 2,6 × 102 s ou 4,3 min
44. a) la taille et l’énergie
b) l
c) plus
d) 7
e) 1
f) Lettres : d s p
l : 2 0 1
Surfaces nodales : 2 0 1
g) 0, 1, 2, 3 et 4
h) 16
Chapitre 51. n, nombre quantique principal, décrit la taille de l’orbitale,
= 1, 2, 3, ...
l, nombre quantique secondaire, décrit la forme des orbi-tales d’une sous-couche, = 0, 1, 2, ..., (n – 1).
m, nombre quantique magnétique, décrit l’orientation del’orbitale d’une sous-couche assignée à un électron, = 0,±1, ±2, ..., ±l.s, nombre quantique de spin, décrit la rotation de l’élec-
tron sur lui-même, = + ou - .
2. Deux électrons dans un atome ne peuvent avoir les quatremêmes nombres quantiques n, l, m et s.
4. L’arrangement le plus stable des électrons occupant desorbitales de même énergie est celui qui possède le maxi-mum d’électrons non appariés, tous possédant le mêmespin.
La configuration du carbone est ,
non .
5. La notation abrégée remplace la configuration électro-nique correspondant au gaz rare par son symbole mis entrecrochets. Par exemple, Li : [He]2s 1.
6. Les éléments du groupe 3A (13) sont B, Al, Ga, In et Tl.Prenons l’exemple du bore. Le numéro de groupe, 3A,nous indique que le bore possède trois électronspériphériques.
7. Le rayon atomique diminue dans une période et augmentedans un groupe. En général, l’énergie d’ionisation et l’affi-nité électronique augmentent dans une période, et diminuentdans un groupe.
8. PhosphoreNotation spdf 1s 22s 22p 63s 23p 3
Cases quantiques
Le phosphore, qui se trouve dans le groupe 5A, possède cinqélectrons périphériques.
Chlore
Notation spdf 1s 22s 22p 63s 23p 5
Cases quantiques
Le chlore, qui se trouve dans le groupe 7A, possède sept élec-trons périphériques.
b) Le platine est le huitième élément des métaux detransition de la sixième période. Ses électronspériphériques correspondent donc à 5d 86s2. Ainsi, laconfiguration électronique du platine devrait être[Xe]4f 145d 86s2. Par contre, la configuration réelle(tableau 5.3) est [Xe]4f 145d 96s1.
13. a) Sm : [Xe]4f 55d 16s2 (configuration réelle : [Xe]4f 66s 2).
b) Yb : [Xe]4f 146s2 (symétrie sphérique).
14. Am : [Rn]5f 77s 2 (symétrie sphérique).
15. a) Mg2+
b) K+
c) Remarquez que Cl− et K+ ont la même configuration élec-tronique. Ils sont isoélectroniques avec Ar.
Cl−
d) O2−
e) Al3+
16. a) V est paramagnétique ; il a trois électrons non appariés.
b) V2+ est paramagnétique ; il a trois électrons non appa-riés.
c) V5+ a une configuration électronique équivalant à cellede l’argon. Il est diamagnétique, puisque tous ses élec-trons sont appariés.
17. a) Mn
b) Mn2+
c) Cinq électrons non appariés.
d) Oui, il est paramagnétique, puisqu’il a au moins un élec-tron non apparié.
18. Cu+
Cu2+
L’ion Cu2+ est paramagnétique.
19. a) Le nombre quantique de spin, s, ne peut être égal à 0.
La combinaison est permise si s = + ou - .
b) Les valeurs permises pour m doivent se retrouver dansl’intervalle -l et +l. La combinaison est permise si m = -1, 0 ou +1.
c) La valeur maximale pour l est (n − 1). La combinaisonest permise si l = 1 ou 2 (ne peut être égal à 0 dans cecas en raison de la valeur de m).
c) Aucun, parce que l ne peut être égal à n. La valeur maxi-male pour l est (n − 1).
d) Un électron.
21. Phosphore
22. Ordre croissant de taille : C < B < Al < Na < K.
23. Ordre croissant de taille : P < Ge < Ca < Sr < Rb.
24. a) Cl− > Cl b) Al > O c) In > I d) Cs > Rb
25. c) Li < Si < C < Ne
26. K < Li < C < N
27. a) Na a le plus grand rayon.
b) O a l’affinité électronique la plus négative.
c) Na < Mg < P < O
28. a) S < O < F. L’énergie d’ionisation diminue dans ungroupe (S < O) et augmente généralement dans unepériode (O < F).
b) O. L’énergie d’ionisation diminue dans un groupeparce l’électron est de plus en plus éloigné du noyau.
c) Cl. L’affinité électronique diminue dans un groupe (Br < Cl) et augmente généralement dans une période (Se < Br).
d) O2−. Les anions sont toujours plus gros que leur atomeneutre (F− > F). O2− et F− sont isoélectroniques (10 élec-trons), mais O2− a seulement 8 protons pour attirer les10 électrons alors que F− en a 9 (O2− > F−).
29. Rf : [Rn]5f 146d 27s2
30. U
U4+
L’uranium et l’ion uranium (IV) sont paramagnétiques.
31. a) Ce : [Xe]4f 15d 16s2
Ce3+ : [Xe]4f 1
b) Ho : [Xe]4f 116s 2 (voir le tableau 5.3).
Ho3+ : [Xe]4f 10
32. a) Numéro atomique = (2 + 8 + 8 + 2) = 20.
b) Nombre total d’électrons s = (2 + 2 + 2 + 2) = 8.
c) Nombre total d’électrons p = (6 + 6) = 12.
d) Nombre total d’électrons d = 0.
e) Cet élément, le calcium (Ca), est un métal.
33. a) 4 (Z = 71 = Lu ; [Xe]4f 145d 16s 2).
b) 3 (Cu : [Ar]3d104s1).
34. a) P, phosphore.
b) Be, béryllium.
c) N, azote.
d) Tc, technétium.
e) Cl, chlore (voir la figure 5.10).
f) Zn, zinc.
35. Cl− < Cl < Ca2+. Ca2+ (20 protons) et Cl− (17 protons) sont iso-électroniques (18 électrons). Il est donc plus difficile d’ioni-ser le cation, car ses électrons sont plus fortement attiréspar le noyau, que Cl−. Celui-ci est plus facilement ionisa-ble que son élément neutre en raison de la répulsionélectron-électron (effet d’écran).
36. a) A est un métal alcalino-terreux.
b) B, un halogène, est un non-métal.
c) B devrait avoir la plus grande énergie d’ionisation.
d) B a le plus petit rayon atomique.
37. In4+ L’indium n’a pas tendance à former un ion +4 parce qu’il ne possède que trois électrons périphériques.
Fe6+ Les ions qui possèdent une charge de +3 ou +4 ont peu tendance à perdre des électrons.
Sn5+ L’étain n’a pas tendance à former un ion +5 parce qu’il ne possède que quatre électrons périphériques.
38. Ordre décroissant de taille : S2− > Cl− > K+ > Ca2+.Ces ions sont isoélectroniques, mais ils n’ont pas le mêmenombre de protons.
39. a) Se
b) Br−
c) Na. Extraire un électron périphérique (Na ([Ne]3s1)Na+) requiert beaucoup moins d’énergie que
l’extraction d’un électron interne (Na+ ([Ne]) Na2+).
d) N
e) N3−. Pour des espèces isoélectroniques, moins il y a deprotons, moins les électrons sont attirés par le noyau,plus grand est le rayon.
c) Ordre croissant d’affinité électronique (valeur de plus enplus négative) : Cl− < K+ < Ca2+.
41. Mn et Co. Mn3+ : [Ar]3d 4 et Co3+ : [Ar]3d 6
42. L’énergie d’ionisation diminue dans un groupe parce que,l’électron étant de plus en plus éloigné du noyau, la forced’attraction noyau-électron diminue.
43. a) Co, cobalt.
b) Paramagnétique, parce qu’il a trois électrons non appariés.
c) L’ion +3 sera formé par la perte des deux électrons 4set d’un électron 3d, laissant quatre électrons non appariés.
44. La diminution de la taille des atomes dans une période estattribuée à l’augmentation de la charge nucléaire effectiveZeff, ce qui contracte les nuages électroniques.
45. Li, lithium. Des quatre éléments, seul Li fait partie dugroupe 1A (1). Au cours de la première ionisation, c’estl’électron (périphérique) provenant de l’orbitale 2s qui estenlevé, formant ainsi un ion avec une couche remplie([He]). Extraire un deuxième électron, cette fois d’unecouche remplie, requiert beaucoup plus d’énergie.
46. L’électron acquis par les éléments du groupe 4A (14) seretrouve dans une orbitale p vide donnant une symétriesphérique à cet élément. Par contre, les éléments dugroupe 5A (15) acquièrent un électron dans une orbitalep déjà occupée. Les répulsions électron-électron causentune diminution de l’affinité électronique, ce qui n’est pasprévu par la tendance.
47. Pour former CaF3, le calcium devrait être un cation +3, cequi n’est pas le cas puisqu’il appartient au groupe 2A.Comme il forme un cation +2 (configuration électroniqued’un gaz rare), la formation de Ca3+ est hautement défa-vorisée énergétiquement.
48. Puisque la masse des éléments augmente de K à V et queleur rayon atomique diminue, la masse volumique (masse/volume) augmente.
49. En général, puisque la charge nucléaire effective augmentedans une période, l’énergie d’ionisation augmente aussi.Toutefois, pour le bore, il est plus facile d’extraire unélectron non pairé situé dans une orbitale 2p de plus hauteénergie qu’un électron de l’orbitale 2s du Be qui estcomplètement remplie.
50. En général, puisque la charge nucléaire effective augmentedans une période, l’énergie d’ionisation augmente aussi.Toutefois, pour le soufre, deux de ses quatre électrons 2psont appariés. Ceux-ci subissent une répulsion électron-électron plus forte que s’ils étaient seuls dans une orbitalep. Cette répulsion plus importante rend la première ioni-sation plus facile.
51. a) S
b)
c) Énergie d’ionisation la plus faible : S.
Plus petit rayon : O.
d) S < S2−
Chapitre 61. Li : un électron périphérique.
Ti : quatre électrons périphériques.
Zn : deux électrons périphériques.
Si : quatre électrons périphériques.
Cl : sept électrons périphériques.
2.
La liaison est ionique.
3. Ioniques : a) KI et b) MgS.
Covalents : c) CS2 et d) P4O10.
4. L’énergie réticulaire est l’énergie de formation d’une molede composé ionique à l’état solide à partir de ses ionsconsidérés à l’état gazeux. Comme l’ion lithium est pluspetit que l’ion césium, l’énergie réticulaire de LiF devraitdonc être plus négative que celle de CsF.
5.
6. NH3 et SO3 respectent la règle de l’octet.
NO2 et O2− ont un nombre impair d’électrons.
7. Le benzène possède deux formes limites de résonance quidiffèrent par le positionnement des liaisons doubles.
8. Indice de liaison = = 1,5.
9. C F < C O < C N < C C < C B
10. L’énergie de liaison est la variation d’enthalpie accom-pagnant le bris d’une liaison dans une molécule, les réactifset les produits se trouvant à l’état gazeux, dans les condi-tions normales de température et de pression (T = 273,15 K,P = 101,325 kPa). Le bris d’une liaison requiert toujoursde l’énergie, la variation d’enthalpie est donc a), toujourspositive.
11. Plus l’indice de liaison est élevé, plus la liaison est courteet plus l’énergie de liaison est élevée.
12. L’électronégativité est la capacité d’un atome situé dans unemolécule à attirer un électron. L’affinité électronique estla variation d’énergie lorsqu’un atome en phase gazeusecapte un électron.
13. L’électronégativité augmente généralement dans unepériode et diminue dans un groupe.
14. Le principe d’électroneutralité stipule que, dans unemolécule, les électrons sont distribués de manière à ce queles charges sur des atomes soient les plus proches possiblede zéro. En outre, si une charge négative se crée, elle doitêtre placée sur l’atome le plus électronégatif. De la mêmefaçon, une charge positive se trouve sur l’atome le moinsélectronégatif.
Ce principe permet d’exclure la forme limite suivante, carun atome d’oxygène a une charge de +1 et l’autre, unecharge de -1, situation qui s’éloigne du principe d’élec-troneutralité. De plus, une charge de +1 se trouve sur unatome très électronégatif.
15. La théorie RPE constitue un modèle permettant de prévoirla géométrie des molécules covalentes et des ions poly-atomiques. Elle repose sur le fait que les doublets liants et les paires d’électrons libres se repoussent et cher-chent à être aussi éloignés que possible.
16. La molécule d’eau comporte quatre paires d’électronsautour de l’atome d’oxygène. La géométrie des pairesd’électrons est la géométrie adoptée par ces quatre pairesd’électrons. La géométrie de la molécule est la formedécrite par les atomes de la molécule. La géométrie despaires d’électrons de l’eau est tétraédrique, alors que saforme est coudée.
17. a) Si Groupe 4A (14) quatre électrons périphériques.
b) B Groupe 3A (13) trois électrons périphériques.
c) Na Groupe 1A (1) un électron périphérique.
d) Mg Groupe 2A (2) deux électrons périphériques.
e) F Groupe 7A (17) sept électrons périphériques.
f) Se Groupe 6A (16) six électrons périphériques.
18. b) P, e) Cl, g) Se, et h) Sn peuvent s’entourer de plus dequatre paires d’électrons périphériques parce qu’ils se trou-vent dans la troisième période et au-delà.
19. Plus négative : b) MgS.
Moins négative : a) NaCl.
20. Ordre croissant de leur énergie réticulaire : RbI < LiI < LiF < CaO.
21. Lorsque la distance entre deux ions diminue, la force d’at-traction augmente, ce qui rend le réseau plus stable. Ainsi,le point de fusion est plus élevé puisqu’il faut plus d’éner-gie pour faire fondre le composé.
29. a) Les liaisons C H et C O sont polaires ; les liaisonsC C et C C sont non polaires.
b) La liaison C O est la plus polaire et l’atome O est leplus électronégatif.
30. a) Même si la charge formelle est -1 sur B et 0 sur F, lefluor est beaucoup plus électronégatif. Puisque les liai-sons B F sont polaires, la charge négative est répar-tie sur tous les atomes de fluor.
b) Même si la charge formelle est -1 sur B et 0 sur H,l’hydrogène est légèrement plus électronégatif. Ainsi, lacharge négative est répartie sur tous les atomesd’hydrogène.
c) La charge formelle est -1 sur O et 0 sur H. Cela estcohérent avec l’électronégativité de l’oxygène qui estsupérieure à celle de l’hydrogène. La liaison O H estpolaire.
d) La liaison C O est la plus polaire avec δ– porté parl’atome le plus électronégatif, l’oxygène.
31. a)
b) Forme A
Forme B
Forme C
c) La forme limite prépondérante est C : les charges sontles plus petites possible et l’élément le plus électro-négatif, O, porte la charge négative.
32. a) Oui, ils sont isoélectroniques, car ils contiennent tousles deux 24 électrons périphériques.
Les liaisons azote-oxygène de NO3− sont les plus longues
(indice de liaison le plus faible), alors que celles de NO2+
sont les plus courtes (indice de liaison le plus élevé).
37. La liaison carbone-oxygène dans le formaldéhyde estdouble avec un indice de liaison 2. Dans le monoxyde decarbone, cette liaison est triple, indice de liaison 3. Lemonoxyde de carbone possède donc la liaison CO la pluscourte et la plus forte.
38. CO (g) + Cl2 (g) Cl2CO (g)
Au moment de cette réaction, une liaison triple C O etune liaison simple Cl Cl sont brisées, alors qu’une liaisondouble C O et deux liaisons simples C Cl sont formées.
On estime que l’énergie de liaison des liens oxygène-oxygène dans l’ozone se situe entre celles des liaisons sim-ples et des liaisons doubles oxygène-oxygène. Pour l’ozone,l’indice de liaison est 1,5, valeur comprise entre les indicesd’une liaison simple (= 1) et d’une liaison double (= 2).Par conséquent, l’énergie de liaison oxygène-oxygène dansl’ozone est cohérente avec l’indice de liaison.
Les ions a) et b) sont isoélectroniques (24 électrons péri-phériques) et leur géométrie de paires d’électrons et leurforme sont identiques. Les ions c) et d) sont aussi isoélec-troniques (26 électrons périphériques) et ont une géomé-trie des paires d’électrons et une forme identiques.
b)A
FOClOF
F
Géométrie des paires d’électrons :bipyramidale trigonale ;forme : en T.
43. a)�
FOClOF Géométrie des paires d’électrons :bipyramidale trigonale ;forme : linéaire.
42. a)2�
C
PO
O OO O
Géométrie des pairesd’électrons : trigonale plane ;forme : trigonale plane.
b)�
N
P
O
O OO O
Géométrie des pairesd’électrons : trigonale plane ;forme : trigonale plane.
b) La chaîne CH2 CH(NH2) COOH ne peut êtrelinéaire parce que les deux premiers atomes de carboneont des angles de liaison de 109,5°, et le troisième atomede carbone a des angles de liaison de 120° avec C et O.
46. Molécule ∆χ
H2O O H = 3,5 − 2,1 = 1,4
CS2 S C = 2,5 − 2,5 = 0
CCl4 Cl C = 3,0 − 2,5 = 0,5
PCl3 Cl P = 3,0 − 2,1 = 0,9
ClF F Cl = 4,0 − 3,0 = 1,0
a) H2O a les liaisons les plus polaires. La différence d’électro-négativité est la plus grande entre les atomes O et H.
b) CS2 et CCl4 sont des molécules non polaires.
c) L’atome F dans ClF est le plus négatif (il est l’atome leplus électronégatif).
47. Molécule ∆χ Géométrie de Polarité de la molécule la molécule
BeCl2 Cl Be = 3,0 - 1,5 = 1,5 linéaire non polaire
HBF2 H B = 2,1 – 2,0 = 0,1
F B = 4,0 – 2,0 = 2,0 trigonale plane polaire
La charge négative du dipôle se situe entre les 2 F ;l’extrémité positive est sur le H.
CH3Cl Cl C = 3,0 – 2,5 = 0,5
C H = 2,5 – 2,1 = 0,4 tétraédrique polaire
La charge négative du dipôle est sur le Cl ;les trois H représentent l’extrémité positive.
SO3 O S = 3,5 – 2,5 = 1,0 trigonale plane non polaire
48. a)
b)
c)
Ces trois espèces sont linéaires et comportent 16 électronspériphériques.
49. Les liaisons N O dans NO2− ont un indice de liaison 1,5
alors que dans NO2+ il est 2. La liaison la plus courte
(110 pm) est celle ayant l’indice de liaison le plus élevé(NO2
+), alors que les liaisons N O dans NO2− sont plus
longues (124 pm).
50. ClF2+ ClF2
–
F Cl F = 109° F Cl F = 180°
ClF2− a un angle de liaison plus grand en raison de la pré-
sence d’une paire supplémentaire d’électrons libres autourde l’atome central.
∆H 0 = -1070 kJ pour la combustion de 2 mol de CH3OH.
∆H 0 = -535 kJ/mol de CH3OH.
52. a)
b)La première forme limite est prépondérante parce que lacharge formelle négative se trouve sur l’oxygène (atome leplus électronégatif).
c) Le carbone, élément le moins électronégatif dans cet ion,a une charge formelle négative. De plus, les trois formeslimites ont une distribution défavorable des charges.
b) Le lien double C C est plus court que le lien simpleC C.
c) Le lien double C C est plus fort que le lien simple C C.
d) La liaison C N (∆χ = 3,0 − 2,5 = 0,5) est légèrementplus polaire que les liaisons C H (∆χ = 2,5 − 2,1 = 0,4).
54. a) Les trois doublets libres du xénon (voir la figure 6.14,page 206) occupent les trois positions équatoriales à 120°l’un de l’autre, de manière à ce qu’il y ait moins derépulsion entre eux.
b) Les deux doublets libres du chlore (voir la figure 6.14,page 206) occupent les positions équatoriales. Mêmeraisonnement qu’en a).
d) Les atomes d’hydrogène liés aux atomes d’oxygène ontune charge partielle positive plus élevée que les atomesd’hydrogène liés aux atomes de carbone, car l’oxygèneest plus électronégatif.
57. a) La liaison C C est plus forte que la liaison C C.
b) La liaison simple C C est plus longue que la liaisondouble C C.
c) L’éthylène est non polaire, mais l’acroléine est polaire.
d) Quatre liens C H et un lien C C sont conservés aumoment de cette réaction.
Chapitre 71. Pour une liaison sigma (σ), la densité électronique se trouve
le long de son axe alors que, pour une liaison pi (π), ellese trouve au-dessus et au-dessous de l’axe de liaison.
2. Le carbone peut former deux, trois ou quatre orbitaleshybrides parce qu’il a quatre orbitales sur sa couche élec-tronique périphérique, soit une orbitale s et trois orbitalesp. Ainsi, il peut former deux orbitales sp ou trois orbitalessp 2 ou quatre orbitales sp3.
3. sp : 180° ; sp 2 : 120° ; sp3 : 109,5°.
4. Il reste deux orbitales p non hybridées sur un atome hybridésp. Ainsi, il peut former deux liaisons π.
5. Tétraédrique : sp3 Octaédrique : sp3d 2
Linéaire : sp Bipyramidale trigonale : sp3d
Trigonale plane : sp 2
6. L’OM liante est caractérisée par une densité électroniquesituée directement sur l’axe de la liaison et l’OM antiliantepossède un plan nodal (densité électronique nulle) entreles deux noyaux.
7. Dans la théorie ÉL, les électrons sont toujours partagés parpaires et localisés entre deux atomes pour former les liai-sons σ et π alors que, dans la théorie des OM, les électronsappartiennent à l’ensemble de la molécule, non à desatomes en particulier.
8. Dans les isolants, on trouve une bande interdite entre lesbandes de valence et de conduction. Dans les métaux, iln’y a pas de séparation.
9.
La géométrie des paires d’électrons est tétraédrique et laforme est pyramidale trigonale. L’atome N est hybridé sp3 ettrois de ses quatre orbitales sont recouvertes chacune par une orbi-tale 2p du fluor pour former trois liaisons σ N F.
10.La géométrie des paires d’électrons est tétraédrique et laforme est coudée. L’atome Cl est hybridé sp3 et deux deses quatre orbitales sont recouvertes chacune par une orbi-tale 2p du fluor pour former deux liaisons σ Cl F.
11.
La géométrie des paires d’électrons et la forme de lamolécule sont tétraédriques. L’atome C est hybridé sp3 ettrois de ses quatre orbitales sont recouvertes chacune par uneorbitale 3p du chlore pour former trois liaisons σ C Cl. Laliaison σ C H provient du recouvrement de la quatrièmeorbitale hybridée du carbone par une orbitale 1s del’hydrogène.
12. a) BBr3 : sp 2 c) CH2Cl2 : sp3
b) CO2 : sp d) CO32− : sp 2
13. a) CSe2 : sp c) CH2O : sp 2
b) SO2 : sp 2 d) NH4+ : sp3
14. a) C : sp3 O : sp3
b) CH3 : sp3 C central : sp 2 CH2 : sp 2
c) N : sp3 CH2 : sp3 COOH : sp 2
d) C C : sp 2 C N : sp
15. Géométrie des paires Forme Hybridationd’électrons
L’atome C est hybridé sp 2 et deux de ses trois orbitales sontrecouvertes chacune par une orbitale 3p du chlore pourformer deux liaisons σ C Cl. La troisième orbitale hybri-dée du carbone est utilisée pour former une liaison σ C Opar recouvrement d’une orbitale sp2 de l’oxygène.L’orbitale 2p non hybridée du carbone est recouvertelatéralement par une orbitale 2p de l’oxygène pour for-mer une liaison π C O.
19. Li2+ : (σ1s)2(σ∗
1s)2(σ 2s)1
Li2– : (σ1s)2(σ∗
1s)2(σ 2s)2(σ∗2s)1
Li2 : (σ1s)2(σ∗1s)2(σ 2s)2
Le lien dans Li2 est plus fort (indice de liaison = 1) quecelui dans les deux ions (indice de liaison = 0,5).
20. a)
L’ion C22− a 10 électrons périphériques (isoélectro-
niques avec N2).
b) Il y a une liaison σ et deux liaisons π, ce qui donne un
indice de liaison de (8 − 2) = 3.
c) Oui, car la molécule C2 a deux électrons de moins et
un indice de liaison de (6 − 2) = 2.
d) Non, il est diamagnétique, car tous les électrons sont appariés.
21. a) NO+ a 10 électrons périphériques : [électrons internes]
(σ2s)2(σ∗
2s)2(π2p)4(σ2p)
2
b) σ2p
c) Diamagnétique.d) Il y a une liaison σ et deux liaisons π, pour un indice de
liaison égal à (8 − 2) = 3.
22. Si un atome de magnésium peut contribuer, par son orbi-tale 3s et ses trois orbitales 3p, à la liaison métallique etformer quatre orbitales moléculaires, 100 atomes conduisentà 400 OM. Sachant qu’une orbitale peut accueillir deuxélectrons, il y aura 100 OM occupées complètement,puisque chaque atome de magnésium fournit deux élec-trons périphériques pour un total de 200 électrons.
23.Géométrie des tétraédrique bipyramidalepaires d’électrons trigonale
24.Géométrie des paires d’électrons : trigonale plane.
Forme : coudée.
Angle de liaison O N O : 120°.
Indice de liaison : 1,5.
Hybridation de l’atome N : sp 2.
25.
L’atome central N est hybridé sp dans chacune des formeslimites. L’autre atome N est hybridé sp3, sp 2 et sp res-pectivement dans les structures A, B et C. Dans ces mêmesstructures, l’atome O est hybridé sp, sp 2 et sp3. Les deuxorbitales hybrides sp de l’atome central sont recouvertespar les orbitales hybrides des atomes voisins pour formerles liaisons σ N O et σ N N. Les deux orbitales 2pnon hybridées de l’azote central sont latéralementrecouvertes par des orbitales 2p de l’oxygène et/ou del’azote pour former des liaisons π N O et/ou π N N.
26. a) Les trois composés sont des isomères : ils ont la mêmeformule moléculaire (C2H4O), mais des structures diffé-rentes.
b) Oxyde d’éthylène : les deux atomes C sont hybridés sp3.Acétaldéhyde : l’hybridation du carbone CH3 est de typesp3 et celle de l’autre atome C, sp 2.Alcool vinylique : les deux atomes C sont hybridés sp 2.
c) Angle H C H
Oxyde d’éthylène 109,5°
Acétaldéhyde 109,5°
Alcool vinylique 120°
d) Les trois molécules sont polaires.
e) L’alcool vinylique a la liaison C C la plus forte (liaisondouble) et l’acétaldéhyde a la liaison C O la plus forte(liaison double).
27. a) Il y a 11 liaisons σ et 1 liaison π.
b) C(1) = sp3 ; C(2) = sp 2 ; O(3) = sp3.
c) Le lien C O est le plus court et le plus fort des liensCO de cette molécule.
d) Angle A = 109,5° ; angle B < 109,5° ; angle C = 120°.
* Dans l’énoncé de l’exercice, on aurait dû lire Ne2+, qui lui est
paramagnétique.
C H I M I E G É N É R A L E26
c) Oui, la molécule est polaire.
d) Le cycle à six carbones n’est pas plan. Le cycle pourraitêtre plan seulement si les atomes de carbone étaienthybridés sp 2 (angles de liaison de 120°) comme lebenzène.
37. Dans un conducteur, la bande de valence est partiellementremplie, ce qui permet aisément la promotion d’électronsvers des niveaux d’énergie légèrement plus élevés (bandede conduction). Par contre, dans un isolant, la bande devalence est complètement remplie et la bande interditeentre la bande de valence et la bande de conduction esttrop importante pour permettre ces promotions.
38. Le silicium est un meilleur conducteur parce que sa bandeinterdite est moins large que celle du diamant.
39. Le germanium devrait être un meilleur conducteur que lediamant parce que sa bande interdite est beaucoup pluspetite, mais il devrait être moins conducteur qu’un métaltel le lithium.
40. a) Les formes énol et céto ne sont pas des formes limites derésonance parce qu’il y a un réarrangement des atomes.
b) Dans la forme énol, les deux atomes de carbone ter-minaux sont hybridés sp3, les trois atomes de carbonecentraux sont hybridés sp2 et l’atome d’oxygène OHest hybridé sp3. Dans la forme céto, l’atome de carbone cen-tral est hybridé sp3 et les deux atomes d’oxygène sont hy-bridés sp 2.
c) Pour l’ensemble des atomes de carbone, la forme corres-pond à la géométrie des paires d’électrons puisqu’il n’y a pas de doublets libres sur ces atomes.
Dans la forme énol, la géométrie des atomes de carboneCH3 est tétraédrique et celle des atomes centraux est
trigonale plane. Dans la forme céto, le carbone centrala maintenant une géométrie tétraédrique.
d) Il n’y a pas d’isométrie cis-trans dans la forme céto, maisil est possible, théoriquement, pour la forme énol.
41. a) Même si tous les atomes sont hybridés sp3, les angles deliaison dans un cycle à trois atomes sont de 60°.
b) sp3
c) L’hybridation sp3 prévoit des angles de liaison d’environ109°, ce qui est significativement plus grand que lesangles observés. Le cycle est donc tendu et facile à briser.(Molécule réactive)
Chapitre 81. Forces de Keesom (dipôle-dipôle), forces de Debye
(dipôle-dipôle induit), forces de dispersion de London(dipôle instantané-dipôle induit), liaison hydrogène.
2. Des interactions dipôle-dipôle induit (Debye) peuvent semanifester entre H2O et CO2 en plus des forces de dis-persion de London. L’eau est une molécule polaire et ledioxyde de carbone est une molécule non polaire, mêmesi elle comporte des liaisons polaires. Le pôle négatif dudipôle de la molécule d’eau interagit avec le pôle positif dudipôle de la liaison carbone-oxygène.
3. N, O et F. Ce sont les atomes du tableau périodique quipossèdent la plus forte électronégativité, alors que H esttrès peu électronégatif. Les liaisons N H, O H et FH sont donc très polaires, ce qui permet la formation desliaisons hydrogène.
4. En passant de 4 °C à 0 °C, les molécules d’eau adoptentgraduellement la structure de la glace dans laquelle se for-ment des cages (et des cavités) en raison des liaisons hydro-gène, d’où la plus faible densité de la glace.
5. Après un exercice relativement intense, le corps transpireet élimine le surplus de chaleur par vaporisation de la sueur.Dans ce processus naturel, le corps se refroidit.
6. Les longues chaînes hydrocarbonées bougent de façonaléatoire et s’emmêlent, ce qui augmente la viscosité duliquide. Le benzène possède une masse molaire beaucoupplus faible et une structure cyclique. Les forces entre lesmolécules de benzène sont donc beaucoup plus faibles, cequi lui confère une faible viscosité.
7. Cubique simple : huit atomes, molécules ou ions identiques,situés aux huit sommets d’un cube.
Cubique centré : semblable à cubique simple, en ajoutantune particule au centre du cube.
Cubique à facescentrées : semblable à cubique simple, en ajoutant
une particule au centre de chaque facedu cube.
8. Les solides ioniques possèdent des points de fusion trèsélevés.
9. a) Liaison hydrogène, forces de Keesom, Debye etLondon.
b) Forces de dispersion de London.
c) Liaison hydrogène, forces de Keesom, Debye etLondon.
10. Iode solide : forces de dispersion de London.
CH3OH : liaison hydrogène, forces de Keesom, Debye etLondon.
CH3OH et I2 en solution homogène : forces de Debye(dipôle-dipôle induit) et forces de dispersion de London.
11. a) Forces de dispersion de London.
b) Forces de dispersion de London.
c) Forces de Keesom, Debye et London.
d) Liaison hydrogène, forces de Keesom, Debye etLondon.
e) Forces de dispersion de London.
12. À première vue, l’ordre serait : Ne < CH4 < CO < CCl4
(même si Ne a une masse molaire plus élevée que celle deCH4, Ne est moins polarisable que la molécule ayant quatreliaisons), mais dans les faits on observe les points d’ébul-lition dans l’ordre suivant : Ne (-246 °C) < CO (-192 °C) <CH4 (-162 °C) < CCl4 (77 °C).
13. He < CH4 < CH3CH2CH2CH3 < CH3OH. L’hélium (He), leméthane (CH4) et le butane (CH3CH2CH2CH3) sontgazeux à 25 °C et à 101,3 kPa.
14. c) HF, d) CH3COOH et f) CH3OH peuvent former desliaisons hydrogène à l’état liquide.
15.
16. a) Environ 47 kPa.
b) Éthoxyéthane < éthanol < eau.
c) L’éthoxyéthane est gazeux, alors que l’éthanol et l’eausont à l’état liquide.
17. a) Lorsque l’eau se refroidit, sa pression de vapeur dimi-nue, ce qui réduit la pression dans le contenant en plas-tique. Le contenant sera comprimé lorsque la pressioninterne sera inférieure à la pression ambiante.
b) Le point d’ébullition normal de l’éthoxyéthane est de34,6 °C, ce liquide s’évapore donc complètement à latempérature du corps (37 °C).
18. a) NH3 (liaison hydrogène).
b) SO2 (molécule polaire).
c) HF (liaison hydrogène).
d) NOCl (masse molaire la plus élevée).
19. CH4 < CO < NH3 < SCl2 (prédiction basée sur l’ordre croissant de la masse molaire et de la présence de liaisons hydrogène dans NH3).
21. La température critique du propane se situe bien au-dessusde la température ambiante, il peut donc être liquéfié. Lepropane liquéfié est couramment utilisé pour le chauffageet la cuisson.
22. Deux mailles élémentaires possibles :
Chaque maille élémentaire contient un carré A et huitcarrés B. La formule empirique est donc AB8.
23.
1 Ti4+ au centre du cube = 1 ion Ti4+.
2 O2− à l’intérieur de la maille = 2 ions O2−.
Total = 2 Ti4+ et 4 O2−
Il y a donc deux unités TiO2 dans une maille élémentaire.
24. a) Cubique à faces centrées.
b) Sites tétraédriques.
c) (8 Ca2+ aux sommets × ) + (6 Ca2+ sur des faces × )
= 4 Ca2+
8 F− à l’intérieur = 8 F–.
La formule est CaF2.
25. a) (8 C aux sommets × ) + (6 C sur des faces × ) + (4 C
dans la maille) = 8 atomes de carbone.
b) Système cubique à faces centrées avec certains atomesde carbone sur des sites tétraédriques.
26. a) Forces de dispersion de London.
b) Les forces intermoléculaires entre les couches de car-bone dans le graphite sont faibles. Ces couches glissentdonc facilement les unes contre les autres, ce qui per-met à une pointe de crayon de glisser sur une feuille depapier et d’y laisser une marque noire.
27. a) Non. La pente positive de la courbe d’équilibre solide-liquide signifie que CO2 (l) est moins dense que CO2 (s).
b) Gazeux.
c) 31 °C
28. a) Le xénon est gazeux à température ambiante et à unepression de 101 kPa.
b) Le xénon est liquide à 76 kPa et à -114 °C.
c) Lorsque la pression d’un échantillon de xénon liquideest de 51 kPa, sa température se situe entre -117 °C et -119 °C.
d) 25 kPa
e) Le solide est plus dense que le liquide parce que lacourbe d’équilibre solide-liquide a une pente positive.
b) La masse volumique de l’oxygène liquide est moins éle-vée que celle de l’oxygène solide parce que la courbed’équilibre solide-liquide a une pente positive.
c) T = -196 + 273,15 = 77 K. À cette température, lapression de vapeur est de 20 à 25 kPa environ.
31. L’huile n’étant pas miscible avec l’eau, ces deux substancesn’ont pas les mêmes forces intermoléculaires. Puisquel’eau est polaire et forme des liaisons hydrogène, on peutdéduire que les composés contenus dans l’huile végétalesont peu polaires et ne forment pas de liaison hydrogène.
32. L’acétone forme des liaisons hydrogène avec l’eau, c’estpourquoi elle l’absorbe si facilement.
33. La viscosité de l’éthylène glycol est plus grande en raisonde sa plus grande capacité à faire des liaisons hydrogèneavec ses deux groupements OH (contre un pour l’éthanol).
34. a) ICl (molécule polaire).
b) Krypton (Kr) (masse molaire plus élevée).
c) CH3CH2OH (liaison hydrogène).
35. Le ménisque est concave en raison des forces d’adhésionentre le méthanol et le silicate du verre.
36. a) 48 kPa
b) Éthanol (plus faible pression de vapeur à toutes les tempé-ratures).
c) 83 °C
d) CS2 : 46 °C C2H5OH : 78 °C C7H16 : 99 °C
e) CS2 : gaz. C2H5OH : gaz. C7H16 : liquide.
37. a) Il y a plus de liaisons hydrogène dans l’eau (deuxliaisons O H et deux doublets d’électrons libres surO). L’éthanol, qui ne contient qu’une liaison O H,donne lieu à moins de liaisons hydrogène et a donc unetempérature d’ébullition plus basse.
b) Les interactions entre les molécules d’éthanol et d’eausont très fortes (liaisons hydrogène), ainsi le volume estlégèrement plus petit que la somme des deux volumes.
38. CO2 < CH3Cl < HCOOH
39. = 1,97 kJ d’énergie
libérée (-1,97 kJ)
La quantité d’énergie requise pour la fusion est de 1,97 kJ(+1,97 kJ).
40. a) Cubique centrée.
b) (8 W aux sommets × ) + (1 W au centre) = 2 atomes
W par maille élémentaire.
c) (diagonale du cube)2 = (longueur de l’arête)2 + (diagonale de face)2
(diagonale du cube)2 = (longueur de l’arête)2 + 2(longueur de l’arête)2
Diagonale du cube = 548,2 pm
41. Les forces intermoléculaires sont plus fortes dans lepropanol (liaisons hydrogène) que dans le méthoxyéthane(dipôle-dipôle).
c) Au début, le jet est rapide parce que le liquide s’évaporepour former la quantité maximale de vapeur à cettetempérature avec une pression d’environ 660 kPa.Quand le gaz s’échappe de la bonbonne, d’autre liquides’évapore afin d’atteindre l’équilibre liquide-vapeur. Cesont les molécules les plus énergétiques, donc les pluschaudes, qui s’évaporent, ne laissant que les moins éner-gétiques. Cela fait baisser la température de la bon-bonne, d’où la formation de givre sur les parois exté-rieures. Cette plus basse température diminue égale-ment la pression de vapeur, ce qui ralentit le jet.
d) ii) Refroidir la bonbonne à -78 °C dans de la glace sècheet ouvrir la valve. Refroidir le cylindre fera condenserla vapeur et permettra ainsi de vider la bonbonne plusfacilement.
44. Volume de la maille élémentaire :
Longueur des arêtes de la maille :
V = 5,659 × 10−23 cm3 = (longueur de l’arête)3.
= 3,839 × 10−8 cm.
Rayon :(diagonale de face)2 = 2(longueur de l’arête)2
Diagonale de face = = 4 × rayon.
= 135,7 pm
45. Calculez la masse d’un atome de fer et comparez-la à lamasse d’une mole de fer.
Chapitre 91. Dans les conditions normales de température et de pres-
sion (TPN), T = 273,15 K (0 °C) et P = 101,325 kPa.
Le volume occupé par une mole de gaz à TPN est de22,414 L.
2. La loi d’Avogadro stipule que des volumes égaux de gaz,dans les mêmes conditions de température et de pression,contiennent le même nombre de molécules.
Pour la réaction 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g), 3 molde H2 à TPN (67,2 L) nécessitent 1,5 mol de O2 (33,6 L)pour produire 3 mol de H2O (67,2 L).
3. a) La pression d’un mélange de gaz (Ptot) est égale à lasomme des pressions partielles de chacun des gaz cons-tituant le mélange (PA, PB, PC, etc.).
b)
4. La vitesse d’effusion d’un gaz est inversement proportion-nelle à la racine carrée de sa masse molaire.
Posons H2 = B.
MB = 32,3 g/mol
Ce gaz pourrait être O2.
5.
6. a)
0,754 bar est la pression la plus élevée.
b)
650 kPa est la pression la plus élevée.
c)
934 kPa est la pression la plus élevée.
7.
0,256 atm < 363 mm de Hg < 0,523 bar < 363 kPa
8.
9.
10. a)
b)
11. a)
b)
12.
13.
= 10,9 kPa
14.
750 mL0 L
= 0,750 L3×1
1Lm
1,25ol
4,01= 0,0284 mol de CO2g de CO
m
g2
1
4×
P PT VTVf i= =
KK
f i
i f
kPa( , ),,
22 0273 15295 65
⎛
⎝⎜⎞
⎠⎟1125235 mL
mL
⎛
⎝⎜⎞
⎠⎟
PP
TT
VV
i
f
i
f
f
i
= ×
Pn RT
Vn RT
Vf = =f f
f
i f
f
Pn RT
Vii i
i
=
État initial État final
Pi = 22,0 kPa Pf = ?
Vi = 135 mL Vf = 252 mL
ni nf = ni
Ti = 22,5 + 273,15 = 295,65 K Tf = 0,0 + 273,15 = 273,15 K
26. La masse molaire de l’argon (40 g/mol) est supérieure àcelle de l’azote (28 g/mol). Ainsi, pour des échantillonsde masses égales, il y a plus de moles de N2 que de molesde Ar.
a) Vrai. Comme il y a plus de moles de N2 que de Ar, il ya donc plus de molécules aussi.
b) Faux. La pression est directement proportionnelle aunombre de moles de gaz présent. La pression est doncplus élevée dans le flacon contenant l’azote.
O2=
2,6 kP
kP=
5
101 30 519
a
a,,χ
He =8,7 kP
kP=
4
101 30 481
a
a,,χ
P P PO tot He2= = 101,3 kPa 48,7 kPa = 52,6 kPa– –
0 294 65
2
,517 mol 8,314 kPa L mol K K
6,0 L
× ×i i i–1 –1 ,P
nRTV
= =
0,517 mol de He,
mol= 2,07 g de He.×
4 003
1
g
nPVRT
= =0 kPa L
8,314 kPa L mol 1
1 1 3 12 5
21
, ,×
×−i i i– K 994 65, K
0 301
197 371
, ’ ,’
m dm de m dol halothane
ol Og
ol hal2
×oothane
160 g de Ool
2,002 × ×1
3
m
g
m dm de
kk
ol halothaneol O
=3 Pa
Pa=
2
’,
276
0 30
PN2= 0,925 4661 kPa = 4,31 10 kPa3× ×
PCO2= 0,030 4661 kPa = 1,4 10 kPa2× ×
PH S2= 0,045 4661 kPa = 2,1 10 kPa2× ×
N2= 1 (0,045 0,030) = 0,925– +χ
0 300 15
3
,70 mol 8,314 kPa L mol K K
,0 L
× ×i i i–1 –1 ,Pn RT
Vtot = =tot
8,0 g de Arol
9,95= 0,20 mol de Ar×
1
3
m
g
1,0 g de Hol
,016= 0,50 mol de H2 2×
1
2
m
g
0 298 15
3
,100 g L 8,314 kPa L mol K K
,31
1 1 1i i i i– – –× × ,
kkPaM
RTP
= =ρ
24,8 mm HgkP
mm Hg= 3,31 kPade
a
de×
101 325
760
,
ρ =2,5 mg
125 mL= 0,100 g/L
1
2 296 15
9
,23 g L 8,314 kPa L K K
5,3
1 1 1i i i i– – –× ×mol
k
,
PPaM
RTP
= =ρ
ρ =g
0,452 L= 2,23 g/L
1 007,
1 298 15
2
1 1,25 g 8,314 mol
6,0
1i i i iL kPa L K K
k
– – –× × ,
PPaM
RTP
= =ρ
ρ = =1,1 kPa g mol
8,314 kPa L
PMRT
3 74 12 1
1
× , i
i i
–
–mol ii K –1 298 15× , K
0,22 mol de He,
mol= 0,90 g de He.×
4 003
1
g
nPVRT
= =11
8,314 mol 1
1 5 0
2981
kPa L
kPa L K
×
×
,
,i i i– – 115 K
0 523 15
0
1 1,0326 8,314 kPa
,251
mol L mol K K× ×i i i– – ,
LLP
nRTV
= =
251 cmmL
cm 0 mL= 0,251 L3
3 3× ×
1
1
1
1
L
1 501
46 070 03262 5 2 5,
,,g de C H OH
mol
gmol de C H OH× =
( ( )( ,7 295 151,49 10 mol ) 8,314 kPa L mol K3 1× −i i i– K ))
c) Faux. Le gaz ayant la masse molaire la plus petite (N2)aura une vitesse moyenne plus élevée.
d) Vrai. Les molécules d’azote, ayant une vitesse moyenneplus élevée que les molécules d’argon et étant en plusgrand nombre, entrent en collision plus souvent avecles parois du flacon.
27.
28. Ordre croissant de la vitesse moyenne :
CH2F2 < Ar < N2 < CH4
Masse molaire (g/mol) : 51 40 28 16
29. a) F2 (38 g/mol) effuse plus vite que CO2 (44 g/mol).
b) N2 (28 g/mol) effuse plus vite que O2 (32 g/mol).
c) C2H4 (28,1 g/mol) effuse plus vite que C2H6
(30,1 g/mol).
d) CFCl3 (137 g/mol) effuse plus vite que C2Cl2F4
(171 g/mol).
30.
Minconnu = 36 g/mol
31.
Mfluorure d’uranium = 353 g/mol
32. 6,28 × 105 cm3
= 29,1 mol de CO2
33.
34.
= 1,22 × 103 m/s
Nouvelle vitesse = (1,22 × 103 m/s)(1,10) = 1,35 × 103 m/s
T = 290,58 K = 17 °C
35.
a)
Il y a plus de molécules de H2 que de He.
b) Si le ballon d’hydrogène contient 1 mol (2,02 g) de H2, leballon d’hélium contient 0,9 mol (4,003 g/ × 0,9 =3,6 g) de He. Ainsi, le ballon rempli d’hélium contientla plus grande masse.
37.
= 331 K = 58 °C
38. 100,00 % – (11,79 % de C + 69,57 % de Cl) = 18,64 % de F
Supposez 100 g de composé.
11,79 g de Cmol
12,01 g= 0,9816 mol de C×
1
TPVnR
= =35 kPa L
0,406 mol 8,314 kPa L mol
7 1 52×
×
,
i i –11 i K −1
molmol
= =,268 15
296 150 91 2
,,
mol de Hemol de H
nn
PVRTPVRT
He
H
atmK
atm2
2296 15
1= =
)R( )(
( )( , )(
V
))(( )( , )
2268 15
× V )R K
36. Ballon d’hélium Ballon d’hydrogène
Volume V 2 × V
Pression 2 atm 1 atm
Température 296,15 K 268,15 K
masse = =K
278,15 K2
masseg1 1
2
12 0300 15T
T,
,⎛
⎝⎜⎞
⎠⎟== 12,9 g de O2
nn TT
n2 2= de O =(g)
g/mol1 1
2 32 00et
masse,
1,35 10 m/s =8,314 kg s m mol
43×
− −3
0
2 2 1( )
,
i i i i–1 K T
003 × 10 kg mol3– –1i
3 240 15
003
2 2( ) ,
,
8,314 kg s m mol K K
4 10
i i i i−
×
–1 –1
–33 kg moli –1v 2 3
= =RTM
TV TV22= =
,
,= 306 K = 33 °C1
1
21 5 363 15
25 5
mL K
mL
× ,
29,1 mol de CO,
mol= 1,28 10 g de CO2
32× ×
44 01
1
g
nPVRT
= =15 kPa L
8,314 kPa L mol K1
1 628
298
×
×i i i– –1 ,115 K
V = 6,28 10 cmcm
=5 3
3× × ×
1
1
1
1000628
mL L
mLL
V r l= = (10,0 cm) 20,0 mc
m=2 2π π ×
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
100
1
m
(0,003 34) ( ) =2fluorure d’uranium
2MM fluorure d’’
,uranium
253 8 g/mol
0 1
0 1
,0150 g
1 h 253,8 g
,01771 h flu
×⎛
⎝⎜⎜
⎞
⎠⎟⎟
×
mol
gM oorure d’uranium
=⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
M fluorure d uranium’
253,,8 g/mol
vitesse d’effusion de Ivitesse d’effusion du flu
2
oorure d’uranium=
M
Mfluorure d uranium
I
’
2
=vitesse d’effusion de He
= =g/mol
34 003
M inconnu
,(vitesse d’effusion de He)13
vitesse d’effusion de Hevitesse d’effusion du gaz iinconnu
Masse de la formule empirique (CCl2F) : 102 g/mol.
La formule moléculaire est C2Cl4F2.
39. a)
= 3,1 kPa
b)
40. a)
b)
c)
= 0,040 mol de H2
d)
= 0,053 mol de He
Le nombre de molécules étant proportionnel au nom-bre de moles, l’échantillon d) contient le plus de molé-cules et l’échantillon c) en contient le moins.
Comme la masse molaire de l’argon est largement supé-rieure aux masses molaires de H2 et de He, l’échan-tillon b) est le plus lourd (0,045 × 39,9 g/ = 1,8 g).
41.
Ptot = 12 kPa + 19 kPa = 31 kPa
42.
= 2 × 10−9 mol de PH3
= 5 × 10−6 kPa
43.
= 1,28 × 10−3 mol/L
44. a) NO2 (46 g/mol) < O2 (32 g/mol) < NO (30 g/mol)
b)
c)
45. a) La masse molaire de O2 (32 g/mol) est inférieure à cellede CO2 (44 g/mol). Ainsi, pour des échantillons demasses égales, il y a plus de moles de O2, ce qui exerceune plus grande pression.
b) Oui, parce que O2 est plus léger que CO2.
c) L’énergie cinétique moyenne est la même pour les deuxgaz, car ils sont à la même température.
46. Les forces intermoléculaires deviennent plus importanteslorsque les molécules se rapprochent.
a) Oui.
b) Oui.
c) Non, car le volume doit augmenter.
47.
a)
= 743 kPa
3 298 15
1
,75 mol 8,314 kPa L mol K K
2,5 L
× ×i i i–1 –1 ,P
nRTV
= =
165 g de COol
4,01= 3,75 mol de CO2 2×
1
4
m
g
20 kPamol de NOmol de NO
=2×22
20 kPa
20 kPamol de Omol de NO
= 10 kPa2×12
1 mL1 cm
= 7,70 10 molécules de H O/cm317
23×
1,28 10 mol
1 L
molécules
1 mol
L
10
3××
××
– 6 022 10 123,
000 mL×
nV
PRT
= =,17 kPa
8,314 kPa L mol K K1
3
298 15i i i– –1 × ,
(2 10 mol )(8,314 kPa L mol K K )9× – –1 –1i i i )( ,298 15
Chapitre 101. Une équation chimique équilibrée donne la formule chi-
mique, l’état physique et la quantité relative des réactifs etdes produits.
2. a) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
b) Le rapport stœchiométrique .
3. a) et b) Utilisez les coefficients stœchiométriques de l’équa-tion équilibrée : 2000 atomes de Al réagissent avec 3000 molé-cules de Br2 pour former 1000 molécules de Al2Br6.
4. a) À l’aide de la masse molaire de Zn, convertir la massede zinc en moles. Calculer le nombre de moles de ZnI2
en utilisant le rapport stœchiométrique :
Convertir les moles de ZnI2 à l’aide de sa masse molaire.
b) Le rendement d’une réaction =
× 100 %
Ainsi, il manque la masse de ZnI2 réellement obtenueà la suite de la réaction.
5. a) Dans le mélange il y a :
=
La réaction requiert 3 mol de CO pour 1 mol de Fe2O3,mais le mélange n’en contient que 2,6 mol. Donc, COest le réactif limitant.
Une autre façon de déterminer le réactif limitant est decalculer le nombre de moles nécessaires d’un des réactifs :
= 75 mol de CO nécessaires.
Puisque le mélange ne contient que 65 mol de CO,celui-ci est le réactif limitant.
(ou :
= 22 mol de Fe2O3 nécessaires.
On voit bien que Fe2O3 est en excès avec 25 mol.)
b)
6. Dissoudre dans l’eau une masse connue d’un échantillondu minerai. Y ajouter une solution de AgNO3 pour faireprécipiter tous les ions chlorure sous forme de AgCl, filtrer,sécher et peser. Convertir la masse de AgCl en moles,
calculer le nombre de moles de NaCl et
convertir en grammes. La masse de NaCl divisée par lamasse de l’échantillon × 100 % donne la teneur en NaCldans le minerai.
7. a) 4 Cr (s) + 3 O2 (g) 2 Cr2O3 (s)
b) Cu2S (s) + O2 (g) 2 Cu (s) + SO2 (g)
c) C6H5CH3 (l) + 9 O2 (g) 4 H2O (l) + 7 CO2 (g)
d) 2 Cr (s) + 3 Cl2 (g) 2 CrCl3 (s)
e) SiO2 (s) + 2 C (s) Si (s) + 2 CO (g)
f) 3 Fe (s) + 4 H2O (g) Fe3O4 (s) + 4 H2 (g)
g) BF3 (g) + 3 H2O (l) 3 HF (aq) + H3BO3 (l)
8. a) Fe2O3 (s) + 3 Mg (s) 3 MgO (s) + 2 Fe (s)
Réactif : oxyde de fer (III).
Produit : oxyde de magnésium.
b) AlCl3 (s) + 3 H2O (l) Al(OH)3 (s) + 3 HCl (aq)
Réactifs : chlorure d’aluminium et eau.
Produits : hydroxyde d’aluminium et acide chlorhy-drique (ou chlorure d’hydrogène).
c) 2 NaNO3 (s) + H2SO4 (l) Na2SO4 (s) + 2 HNO3 (l)
Réactifs : nitrate de sodium et acide sulfurique.
Produits : sulfate de sodium et acide nitrique.
d) NiCO3 (s) + 2 HNO3 (aq) Ni(NO3)2 (aq) + CO2 (g) +H2O (l)
Réactifs : carbonate de nickel (II) et acide nitrique.
Produits : nitrate de nickel (II), dioxyde de carbone eteau.
Peser 3,4 g de H2C2O4 et les transférer dans une fiole jau-gée de 250 mL. Ajouter une petite quantité d’eau distil-lée et agiter jusqu’à dissolution complète. Ajouter de nouveau