Notes de chimie générale - exercices - 1° partie, Notes de Chimie. Université Bordeaux I
Renee88
Renee8818 mars 2014

Notes de chimie générale - exercices - 1° partie, Notes de Chimie. Université Bordeaux I

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Notes de chimie sur la chimie générale - exercices - 1° partie. Les principaux thèmes abordés sont les suivants: exercices, la théorie VSEPR, Liaisons chimiques, Schéma de Lewis et VSEPR.
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PCEM1 - Faculté de Médecine P. & M. Curie - Paris - Exercices de Chimie Générale 1

TRAVAUX DIRIGÉS DE CHIMIE

P.C.E.M. 1

Année universitaire 2007 - 2008

CHIMIE GÉNÉRALE

Version revue et corrigée le 2 juillet 2007

Pitié-Salpêtrière

PCEM1 - Faculté de Médecine P. & M. Curie - Paris - Exercices de Chimie Générale 2

DONNÉES D'INTÉRÊT GÉNÉRAL

Classification périodique des éléments : p. 3

Propriétés de quelques éléments : p. 4

Rayon atomique Rayon ionique Energie de 1ère ionisation Energie de 2ème ionisation Echelle des électronégativités

Prévision de la géométrie moléculaire au moyen de la théorie V.S.E.P.R. p. 5

EXERCICES DE CHIMIE GÉNÉRALE p. 6

PCEM1 - Faculté de Médecine P. & M. Curie - Paris - Exercices de Chimie Générale 3

PCEM1 - Faculté de Médecine P. & M. Curie - Paris - Exercices de Chimie Générale 4

PCEM1 - Faculté de Médecine P. & M. Curie - Paris - Exercices de Chimie Générale 5

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Atomistique

Liaisons chimiques

Exercice n°1 : Grandeurs et unités en chimie Combien y a-t-il de moles d’atomes et de molécules dans un litre d’eau ? Dans un litre d’air à 25°C ? Combien y a-t-il de moles d’ions dans un dm3 de NaCl solide ?

Données : RT = 2,5.103 SI à 25°C ; ρNaCl = 2000 kg.m-3 environ ; MNaCl = 58,5 g.mol-1

Exercice n°2 : Configuration électronique et isotopes 1. Préciser la signification de A et Z dans l'écriture et indiquer la structure des atomes suivants : 126C,

14 6C,

16 8O,

17 8O,

18 8O,

40 20Ca,

67 31Ga.

2. Quels sont les isotopes dans la liste ? 3. On considère les ions Fe2+ et Fe3+. Indiquer leur degré d’oxydation et leur structure électronique. Comparer ensuite celle-ci respectivement avec celles de 24Cr et 23V. 4. Le silicium, de numéro atomique Z = 14, existe sous 4 formes isotopes.

A Masse atomique Abondance naturelle 28 27,977 92,23 29 28,976 ? 30 29,974 3,10 31 31,974 ?

Sachant que la masse atomique du silicium naturel est de 28,085, compléter le tableau.

Exercice n°3 : Classification périodique On considère les éléments de la colonne de l'azote : 7N, 15P, 33As et 51Sb.

1. Ecrire la structure électronique des différents atomes dans leur état fondamental. 2. Attribuer à chaque élément, parmi les données suivantes, son énergie d'ionisation EI, son électronégativité EN, et son rayon covalent r.

Données : EI (eV) : 10,5 ; 8,6 ; 9,8 ; 14,5. EN (eV1/2): 1,82 ; 3,07 ; 2,20 ; 2,06. r (Angströms : Å) : 0,75 ; 1,40 ; 1,06 ; 1,20.

Exercice n°4 : Moments dipolaires Les molécules d’eau (H2O) et de sulfure d’hydrogène (H2S) possèdent un moment dipolaire

global égal respectivement à 6,2.10 -30

et 3,1.10 -30

C.m. Les angles entre les liaisons O-H et S-H sont respectivement égaux à 104° et 92°, alors que les longueurs des liaisons O-H et S-H sont égales à 0,96 Å et 1,33 Å.

1. Calculer le pourcentage de caractère ionique des liaisons O-H et S-H. 2. Un fort moment dipolaire tel que celui de l’eau a pour conséquences : le caractère de solvant polaire de l’eau et des températures de fusion et d’ébullition anormalement élevées pour ce solvant. Justifier la seconde propriété.

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Exercice n°5 : Schéma de Lewis et VSEPR

1. A partir de la structure électronique des atomes : a) Donner pour chacune des molécules un schéma de Lewis : F2O, NF3, BF3, BF4−. b) En appliquant les règles de la V.S.E.P.R., donner la géométrie de ces espèces et la

valeur des angles FOF, FNF et FBF. 2. En utilisant la règle de l’octet, donner le schéma de Lewis des composés hydrogénés covalents XHn formés avec les éléments de la deuxième période (X = F, O, N, C). 3. On se propose d’étudier la structure des molécules diatomiques homonucléaires X2 formées avec les éléments de la deuxième période.

a) Indiquer la multiplicité des liaisons dans les molécules X2 avec X = F, O, N. b) Expliquer pourquoi le xénon ne forme pas de molécules dinucléaires. c) Quelle devrait être la formule de la molécule C2 si elle existait ?

4. L’action de l’oxygène sur le soufre conduit à deux oxydes SO2 et SO3. a) Ecrire le schéma de Lewis de ces deux molécules et préciser leur géométrie à l’aide

des règles V.S.E.P.R. Dans l’eau, ces deux molécules donnent naissance respectivement à l’acide sulfureux (H2SO3) et à l’acide sulfurique (H2SO4). En milieu basique, on obtient les ions correspondants SO3

2- et

SO4 2-

. b) Indiquer la structure géométrique de ces ions à l’aide du modèle V.S.E.P.R. Donner

la valeur approximative ou exacte des angles. Expérimentalement, on constate que dans SO4

2- les longueurs des quatre liaisons sont

identiques c) Justifier ces observations.

d) Quel sera le moment dipolaire de SO4 2-

?

Exercice n°6 : Diagramme d’orbitales moléculaires

On s’intéresse à la molécule de disoufre S2 isolée (gaz). On donne ZS = 16.

1. En appliquant la théorie des orbitales moléculaires (T.O.M.), établir un diagramme d’énergie des O.M. de S2 obtenues par combinaisons linéaires d’orbitales atomiques (C.L.O.A.). On donne : E3s = −23,9 eV ; E3p = −11,9 eV. 2. Cette molécule est-elle para- ou diamagnétique ? Pourquoi ? 3. Cela était-il prévisible en utilisant la représentation de Lewis ? Pourquoi ? 4. Pour la molécule S2 et les ions moléculaires dérivés : S2

+ , S2

2+ , S2

− et S2

2− , on trouve pour la

longueur de la liaison S-S les valeurs suivantes (en Å) : 1,72 ; 1,79 ; 1,88 ; 2,00 et 2,20. Attribuer à chaque espèce sa longueur de liaison.

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Thermochimie

Equilibres chimiques

A – Premier principe

Exercice n°1 : Réaction de combustion

On considère la réaction de combustion de l’urée à 298 K :

O=C(NH2)2 (solide) + x O2(gaz)  →  y CO2(gaz) + z H2O(liquide) + N2(gaz)

1. Equilibrer la réaction en déterminant x, y et z. 2. L’enthalpie molaire de combustion de l’urée est ∆combH° = −640 kJ.mol-1. Calculer à pression constante la variation d’énergie interne molaire ∆U° de cette réaction. 3. Un prélèvement sanguin de 1 mL renferme 3.10-4 g d’urée. Quelle est la concentration sanguine de l’urée en mol.L-1 ? Quel volume d’azote obtiendrait-on par combustion de l’urée contenue dans le prélèvement, à 298 K sous la pression atmosphérique ?

Données : R = 8 J.K-1.mol-1 ; 1 atm = 105 Pa

Exercice n°2 :Utilisation des capacités calorifiques molaires

L'enthalpie molaire standard de formation de HCl(g) (∆fH°HCl(g)) est de −92 kJ.mol-1 à 25°C. Calculer ∆fH°HCl(g) à 500 K, connaissant les capacités calorifiques molaires Cp°, que l'on admettra constantes dans l'intervalle de température considéré.

Données : Cp0Cl2 = 34 J.mol -1.K-1 ; Cp0H2 = 29 J.mol

-1.K-1 ; Cp0HCl = 30 J.mol -1.K-1

Exercice n°3 :Cycles de Hess

La glycolyse est la coupure enzymatique d’une molécule de glucose en deux molécules d’acide lactique selon la réaction :

C6H12O6 = 2 C3H6O3

1. Ecrire la réaction de combustion du glucose et de l'acide lactique, sachant que l’on obtient du dioxyde de carbone gazeux et de l’eau liquide. 2. Calculer les enthalpies molaires standard de formation du glucose (solide) et de l’acide lactique (liquide). 3. Calculer l’enthalpie molaire standard de cette réaction (on négligera les effets thermiques associés à la dissolution lors de la réaction de glycolyse).

Données : ∆combH0(glucose(s)) = −2816 kJ.mol-1 ; ∆combH0(ac. lactique(l)) = −1364 kJ.mol-1 ; ∆fH0(CO2(g)) = −394 kJ.mol-1 ; ∆fH0(H2O(1))= −286 kJ.mol-1

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Exercice n°4 : Chaleurs de réaction

Pour assister les athlètes pendant les épreuves sportives, des bandages contenant un produit sec et solide, tel que le nitrate d’ammonium (NH4NO3) et une poche d’eau sont utilisés. L’application du bandage provoque une rupture de la poche d’eau et une dissolution du produit. Suivant que l’enthalpie de dissolution de ce produit est positive ou négative, il y a abaissement ou élévation de la température. Les quantités de NH4NO3 et d’eau étant respectivement de 200 g et 100 mL, calculer la chaleur libérée ou absorbée par la dissolution, suivant la réaction :

NH4NO3(s) = NH4 +

(aq) + NO3−(aq)

Données : solubilité de NH4NO3 : 190 g pour 100 mL ; ∆fH0(NH4+(aq)) = −133 kJ.mol-1 ; ∆fH0(NO3−(aq)) = −206 kJ.mol-1 ; ∆fH0(NH4NO3(s)) = −365 kJ.mol-1

Exercice n°5 : Energie de résonance

1. Calculer l’enthalpie de la réaction d’hydrogénation du butadiène sachant que les enthalpies de formation du 1,3-butadiène (CH2=CH-CH=CH2) et du butane (CH3-CH2-CH2-CH3) sont respectivement de 114 et −125 kJ.mol-1.

2. Prévoir l’enthalpie d’hydrogénation du 1,3-butadiène (CH2=CH-CH=CH2) sachant que les enthalpies d’hydrogénation du but-1-ène (CH2=CH-CH2-CH3) et du 1,4-pentadiène (CH2=CH-CH2-CH=CH2) sont respectivement de −127 et −254 kJ.mol-1. Comparer cette valeur à la valeur trouvée en 1. A quoi peut-on attribuer la différence observée ?

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B - Second principe. Equilibres chimiques.

Exercice n°1 : A 298 K, dans les conditions standard, la réaction étudiée est un processus équilibré entre deux composés gazeux :

2 NO2 = N2O4

1. Calculer la variation d’entropie standard ∆rS0 et la variation d’enthalpie libre standard ∆rG0

de cette réaction à 298 K. 2. Calculer sa constante d’équilibre à 298 K. 3. Quelle est l’influence d’une variation de température sur cet équilibre ? Quelle est l’influence d’une variation de pression ? 4. Calculer la variation d’enthalpie standard ∆rH0 de cette réaction à 500 K.

Données : Entropies (S0 en J.K-1.mol-1) : NO2 : 240 ; N2O4 : 304 Enthalpies standard de formation (∆fH0 en kJ.mol-1) : NO2 : 33,2 ; N2O4 : 9,2 Capacités calorifiques (Cp en J.mol

-1.K-1) : NO2 : 37,2 ; N2O4 : 77,2 Ces dernières valeurs ne dépendent pas de la température.

Exercice n°2 : La constante d’équilibre K de la réaction :

fumarate + H2O = L malate

a été mesurée en fonction de la température. A partir des données suivantes, calculer ∆rH°, ∆rG° et ∆rS° pour la réaction réalisée à 25°C.

T° C 14,3 20,2 25 30 34,6 40 44,4 49,6 K 4,78 4,46 3,98 3,55 3,27 3,09 2,75 2,43

Exercice n°3 :

1. Calculer l'entropie standard à 298 K des réactions : (1) H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) (2) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)

Commenter le signe des valeurs trouvées. 2. Calculer l'entropie standard de la seconde réaction à 800 K. 3. Calculer l'entropie molaire de l'eau (gaz) à 200°C connaissant l'entropie standard de l'eau liquide à 298 K, ainsi que l'enthalpie de vaporisation de l'eau à 100°C : ∆rH0 = 2,24 kJ.g-1.

Données : Corps pur H2(g) O2(g) H2O(l) H2O(g) CaCO3(s) CaO(s) CO2(g)

S0298 K J.K-1.mol-1

130 205 70 93 40 214

Cp0

J.K-1.mol-1 75,3 33,5 82 42,7 36,8

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