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(1)

M M M I I I N NI N I IS S S T T T E E E R R R E E E D D D E E E L L L ’ ’ ’ E E E N N N S S S E E E I I I G G G N N N E E E M M M E EN E N NT T T S S S U U U P P P E E E R R R I I I E E E U U U R R R E E E T T T D D D E E E L L L A A A R R R E E E C C C H H H E E E R R R C C C H H H E E E S S S C C C I I I E E E N N N T T T I I I F F F I I I Q Q Q U U U E E E

E E E C C C O O O L L L E E E N N N A A A T T T I I I O O O N N N A A A L L L E E E P P P O O O L L L Y Y Y T T T E E E C C C H H H N N N I I I Q Q Q U U U E E E

- - - C C C H HI H I IM M MI I I E E E 1 1 1 - - -

S S S T T T R R R U U U C C C T T T U U U R R R E E E D D D E E E L L L A A A M M M A A A T T T I I I E ER E R R E E E ( (S ( S Sé é é r r r i ie i e e d d’ d ’ ’e e e x x x e e e r r r c c c i ic i c c e e e s s s )

E E E . . . N N N . . . P P P . . . , , , 1 1 1 0 0 0 A A A v v v e e e H H H a a a s s s s s s e e e n n n B B B a a a d d d i i i , , , E E E l l l - - - H H H a a a r r r r r r a a a c c c h h h - - - B B B P P P 1 1 1 8 8 8 2 2 2 - - - A A A L L L G G G E E E R R R 1 1 1 6 6 6 2 2 2 0 0 0 0 0 0 w w w w w w w w. w . . e e e n np n p p. . .e e e d d d u u. u . . d dz d z z

AAANNNNNNEEEEE EUUUNNNIIVIVVEEERRRSSSIIITTTAAAIIIRRREE E 222000111555---222000111666

(2)

CHAPITRE 1

Lorsqu'il est proposé plusieurs réponses, on indiquera la ou les réponses correctes.

1. Dans l'eau (H2O) il y a a) 1 élément

b) 1,5 élément c) 2 éléments d) 3 éléments.

2. L'eau s'obtient par la réaction H2+1/2 O2 —> H2O

Cela signifie :

a) que l'eau est un mélange d'hydrogène et d'oxygène;

b) que la masse d'hydrogène dans l'eau est double de celle d'oxygène;

c) qu'il y a 1 atome d'oxygène pour 2 atomes d'hydrogène.

3. Le nombre d'AVOGADRO est : a) imposé par la nature;

b) choisi par les hommes;

c) infiniment petit;

d) infiniment grand.

4. 0,001 g d'hydrogène contient : a) 1 molécule;

b) 10-3 molécules;

c) plus d'un million de molécules.

5. On considère les deux notations H2 et 2 H.

a) elles ont même signification;

b) H2 signifie qu'il s'agit d'un corps pur et 2 H d'un mélange;

c) H2 signifie qu'il s'agit d'une molécule et 2 H de 2 atomes;

d) H2 signifie que l'hydrogène est liquide et 2 H que l'hydrogène est gazeux.

6- L'aluminium. Al est un métal dont le rapport résistance-poids est élevé et qui est très résistant à la corrosion. C'est pourquoi on l'utilise souvent à des fins structurales.

Calculez le nombre de moles d'atomes et le nombre d'atomes que contient un échantillon d'aluminium de 10,0 g.

(3)

7- 1) On pèse à l'aide d'une balance 10g de NaCl. Quelle est la quantité de moles de NaCl contenue dans la masse pesée ?

2) Les 10 g de NaCl sont placés dans une fiole de 250 mL. Quelle est la concentration molaire de la solution ? on donne MNaCl = 58,5 g/mol

8- On a mis en solution 5 g de FeCl3 dans une fiole jaugée de 250 mL. On donne : MFe = 55,9 g/mol et MCl = 35,5 g/mol

1) Calculer la masse molaire de FeCl3

2) quelle est la concentration molaire de la solution en FeCl3 3) quelle est la concentration molaire en ions Cl- ?

9- Calculer le nombre de moles d’éthanol C2H5O contenues dans 1 L. On donne : d= 0,79 et MC = 12 g/mol, MH = 1g/mol MO = 16 g/mol

CHAPITRE 2

1- Calculez le nombre d'atomes d'hydrogène dans une molécule de C6H12O6, dans 2 molécules de C2H6 , dans 3 molécules de CH4, dans 4 molécules de H3PO4 et dans 6 molécules de H2O ?

2- lndiquez le nombre de protons et de neutrons présents dans le noyau de chacun des atomes ci-dessous :

3- Dans le tableau périodique, combien y a-t-il d'éléments dans:

a) la deuxième période?

b) la troisième période ? c) la quatrième période?

d) le groupe VA?

(4)

4- Quel est le symbole de l'ion possédant 16 protons, 18 neutrons et 18 électrons ? 5- Qu'arrive-t-il au caractère métallique des éléments quand on se déplace de gauche à droite dans une période du tableau périodique ?

6- Il existe 3 isotopes stables du magnésium, Mg, dont les masses et les abondances relatives sont les suivantes:

A partir de ces données, calculez Ia masse atomique moyenne du magnésium.

7- Le diamant est une forme naturelle de carbone pur. Combien y a-t-il d'atomes de carbone dans un diamant de 1,00 carat (1.00 carat = 0.200 g) ?

8- L'acide ascorbique (vitamine C). C6H8O6, est une vitamine essentielle qui doit toujours être présente dans l'alimentation, car l'organisme ne peut l'emmagasiner.

Quelle est la masse molaire de l'acide ascorbique? On utilise souvent des comprimés de vitamine C comme supplément vitaminique. Si un comprimé typique contient 500,0 mg de vitamine C, combien contient-il de moles et de molécules de vitamine C?

9- Déterminez Ia masse en grammes des quantités suivantes.

a) 3,00 x 1020 molécules N2.

b) 3,00 x 10-3 mol de N2.

c) I ,5 x 102 mol de N2.

d) Une seule molécule N2.

e) 2.00 x I0-15 mol de N2.

f) 18,0 picomoles de N2.

g) 5,0 nanomoles de N2.

10- On ne retrouve Ia vitamine B12 (cyanocobalarnine), élément nutritionnel essentiel à l’être humain, que dans les tissus animaux (jamais dans les plantes supérieures). Même si les besoins nutritionnels en vitamine B12 sont très faibles, les gens qui refusent de manger toute viande peuvent être victimes d'anémie, par carence. Dans les suppléments vitaminiques, on trouve la vitamine B12 sous forme de cyanocobalarnine. Elle contient 4,34% de cobalt en masse.

Calculez la masse molaire de la cyanocobalamine, en supposant que chaque molécule contienne un atome de cobalt.

(5)

CHAPITRE 3

1- Comparez la longueur d'onde d'un électron (masse= 9,11 x I0-31 kg) qui voyage à la vitesse de 1,00 x 107 m/s à celle d'une balle de 0,20 kg qui se déplace à 35 m/s.

2- La longueur d'onde d'une radiation micro-onde est de l'ordre de 1,0 cm. Calculez la fréquence et l’énergie d'un seul photon de cette radiation. Quelle est l'énergie d'une quantile de photons égale au nombre d'Avogadro?

3- Quelle est l'énergie requise pour déplacer l'électron d'un atome dihydrogène du niveau n = 1 au niveau n = 2? Quelle est la longueur d'onde de la lumière qu'un atome d'hydrogène doit absorber pour passer de son état fondamental à cet état excité ? 4- Le travail d'extraction correspond à l'énergie requise pour arracher un électron de la surface d'un solide. Le travail d'extraction du lithium est de 279,7 kJ/mol (autrement dit, il faut fournir 279.7 kJ d'énergie pour enlever une mole d'électrons a une mole d'atomes de Li à Ia surface du métal Li). Calculez la longueur d'onde maximale de la radiation qui permettrait d'arracher un électron à un atome de lithium métallique.

5- Calculez la longueur d'onde associée a chacune des espèces suivantes:

a) Un neutron qui se déplace a une vitesse égale a 5% de la vitesse de la lumière.

b) Une balle de 147 g lancée a 163,3 km/h (vitesse la plus rapide enregistrée au base- ball).

6- Quelle est la longueur d'onde maximale de la radiation nécessaire pour arracher l'électron d'un atome d'hydrogène à partir des niveaux d'énergie n = 1 et n = 2?

7- Quelle est Ia longueur d'onde de la lumière émise, pour chacune des transitions spectrales suivantes de l'atome d'hydrogène:

a) n=3  n=2 b) n=4  n=2 c) n=2  n=1

8- Quelle est la longueur d'onde maximale de la radiation nécessaire pour arracher l'électron d'un atome d'hydrogène à partir des niveaux d'énergie n =1 et n = 2 ?

9- A l'aide de l'expression du principe d'incertitude d’Heisenberg, calculez Δx pour un électron ayant une Δν = 0,100 m/s.

Comment cette valeur de Δx se compare-t-elle à la taille de l'atome d'hydrogène ? 10- Quelles sont les valeurs possibles des nombres quantiques n, ℓ et ml ?

(6)

11- Dans un atome, combien d'orbitales peuvent être dites: 5p, 3dz2, 4d, n = 5, n = 4?

12- Dans un atome donné, quel est le nombre maximal d'électrons qui peuvent prendre les nombres quantiques suivants :

a) n=4

b) n = 5, ml = + 1 c) n = 5, ms = +1/2 d) n= 3, ℓ = 2 e) n = 2, ℓ = 1

f) n = 0, ℓ = 0, m = 0

g) n = 2. ℓ = l, m = - 1, ms = -1/2

13- Les éléments Si, Ga, As, Ge, Al, Cd, S et Se sont tous utilises dans la fabrication de divers systèmes semi-conducteurs. Ecrivez la configuration électronique attendue de ces atomes.

14- Donnez Ia configuration électronique des éléments suivants: Sc, Fe, S, P, Cs, Eu, Pl, Xe, Br, Se.

15- Ecrivez la configuration électronique dans chacun des cas suivants:

L'atome d'halogène le plus léger.

Le métal alcalin ne possédant que des électrons 2p et 3p.

Les trois alcalino-terreux les plus légers.

L'élément du groupe IIIA dans la même période que Sn.

Les éléments non métalliques du groupe IVA.

Le gaz (pas encore découvert) après le radon.

16- Donnez un ensemble de valeurs pour les quatre nombres quantiques de tous les électrons de l'atome de bore et de l'atome d'azote, chacun a l'état fondamental.

17- Un certain atome d'oxygène a la configuration électronique : 1s2 2s2 2px2 2py2

Combien d'électrons célibataires a-t-il?

S'agit-il d'un état excité de I' oxygène? En passant de cet état à l'état fondamental, y aura-t-il libération ou absorption d'énergie ?

18- Combien d'électrons célibataires possède chacun de ces atomes a l'état fondamental : Sc, Ti, Al, Sn, Te et Br ?

(7)

19- Placez selon l’ordre croissant de taille les atomes des éléments de chacun des groupes suivants:

a) Be, Mg, Ca.

b) Te, I, Xe.

c) Ga, Ge, In.

20- Placez les atomes mentionnés à l'exercice 19 selon l'ordre croissant d'énergie de première ionisation.

21- Dans chacun des groupes suivants, repérez l'atome ou l'ion dont le rayon est le plus petit.

a) Li, Na, K.

b) P, As.

c) O+, O, O2-. d) S, Cl, Kr.

e) Pd, Ni, Cu.

22- Pour chacune des paires d'éléments suivantes, (C et N) (Ar et Br) choisissez l’atome qui a:

a) l'affinité électronique la plus favorable (exothermique);

b) l'énergie d'ionisation la plus élevée;

c) la taille la plus importante.

23- Supposons que l'électron de l'atome d'hydrogène soit excité et passe au niveau n = 5. Combien de longueurs d'onde de lumière différente peuvent être émises au fur et à mesure que cet atome excite perdra son énergie ?

24- Dans un atome, combien d'électrons peuvent prendre les valeurs des nombres quantiques suivants.

a) n= 3 b) n = 2, ℓ = 0 c) n = 2. ℓ = 2

d) n = 2. ℓ = 0. m = 0, ms = +1/2

25- Un ion de charge 4+ et de masse égale a 49,9 μ possède deux électrons pour n = 1, 8 électrons pour n = 2 et 10 électrons pour n = 3.

Fournissez les propriétés suivantes de cet ion a partir des renseignements donnés.

Indice: pour former des ions, les électrons 4s partent avant les électrons 3d.

a) Le numéro atomique.

b) Le nombre total d'électrons s.

c) Le nombre total d'électrons p.

d) Le nombre total d'électrons d.

e) Le nombre de neutrons dans le noyau.

f) La configuration électronique à l'état fondamental de l'atome neutre.

(8)

26- Ecrivez les diagrammes de Lewis relatifs à chacune des structures ci-dessous.

a) HF d) CH4 b) N2 e) CF4 c) NH3 f) NO+

27- Diagrammes de Lewis pour les molécules qui ne respectent pas la règle de l'octet.

Ecrivez le diagramme de Lewis relatif à chaque molécule ou ion ci-dessous.

a) ClF3 b) XeO3 c) RnCl2 d) BeCI2 e) ICl4

28- Prédiction de la structure moléculaire.

Décrivez la structure moléculaire de la molécule d'eau.

Liaisons chimiques et électronégativité

29- En vous aidant du tableau périodique, placez par ordre croissant d'électronégativité chacun des éléments des groupes suivants.

a) C, N, O.

b) S, Se, Cl.

c) Si, Ge, Sn.

d) Ti, S, Ge.

30- En vous aidant du tableau périodique, prédisez quelle liaison dans chacun des groupes suivants, est la plus polaire.

a) C-F, Si-F, Ge-F.

b) P-Cl, S-Cl.

c) S-F, S-Cl, S-Br.

d) Ti-Cl, Si-Cl, Ge-Cl

31- Ecrivez les configurations électroniques pour : a) les cations Mg2+, K+ et Al3+

b) les anions N3-, O2-, F- et Te2-.

32- Parmi les ions suivants, repérez ceux dont la configuration électronique est semblable à celle d'un gaz rare.

a) Fe2+, Fe3+, Sc3+, Co3+. b) Ti+, Te2-, Cr3+.

c) Pu4+, Ce4+, Ti4+. d) Ba2+, Pt2+, Mn2+.

(9)

33- La molécule de benzène, C6H6, est constituée d'un cycle forme de six atomes de carbone liés chacun à un atome d'hydrogène. Ecrivez le diagramme de Lewis relatif au benzène, y compris les structures de résonance.

34- Prédisez la structure moléculaire (y compris les angles de liaison) pour chacun des produits suivants :

a) BF3 b) BeH22-

35- Ecrivez les diagrammes de Lewis relatifs aux espèces suivantes et prédisez-en les structures moléculaires.

a) OCl2, KrF2, BeH2, SO2. b) SO3, NF3, ClF3.

c) CF4, SeF4, XeF4. d) IF5, AsF5.

Lesquels de ces composés sont polaires?

36- Bien que la théorie RPEV (VSEPR) permette de prédire correctement que CH4 est tétraédrique, NH3 pyramidal et H20 en forme de V, elle n'explique pas, dans sa forme Ia plus simple, le fait que les molécules n'ont pas exactement les mêmes angles de liaison (< HCH vaut 109,5°, valeur attendue pour une forme tétraédrique, mais

<HNH vaut 107.3°, et < HOH seulement 104,5°).

Expliquez ces écarts à l'angle attendu dans une structure tétraédrique.

Théorie des électrons localisés

37- A 1' aide de la théorie des électrons localisés, décrivez les liaisons en présence dans la molécule d'ammoniac.

38- De quelle façon l'atome de xénon est-il hybridé dans la molécule XeF4 ?

39- Pour chacun des ions ou molécules suivants, prédisez l'état d'hybridation de chaque atome et décrivez-en la structure moléculaire :

a) CO ; b) BF4 ; c) XeF2.

40- Quelle est la configuration électronique et l'ordre de liaison de chacune des espèces l suivantes : O2, O2+ et O2-

? Laquelle possède la liaison la plus forte ?

(10)

41- Utilisez la théorie des électrons localisés pour décrire les liaisons dans la molécule H2O.

42- Utilisez la théorie des électrons localises pour décrire les liaisons dans la molécule H2CO (le carbone est l'atome central).

43- Pour chacune des molécules suivantes, écrivez le diagramme de Lewis, prédisez Ia structure moléculaire (y compris la valeur des angles de liaison), repérez les orbitales hybrides de l'atome central et prédisez la polarité globale.

a) CF4 h) KrF2 b) NF3 i) KrF4 c) OF2 j) SeF6

d) BF3 k) XeOF4

e) BeH2 l) XeOF2

f) TeF4 m) XeO4 g) AsF5

44- Expliquez pourquoi les six atomes de C2H4 sont coplanaires.

45- Un des premiers médicaments à avoir été approuvé pour le traitement du syndrome de l'immunodéficience acquise (sida) est l'azidothymidine (AZT).

Complétez le diagramme de Lewis de 1' AZT.

a) Combien d' atomes de carbone sont hybridés sp3 ? b) Combien d'atomes de carbone sont hybridés sp2 ? c) Quel atome est hybridé sp ?

d) Combien y a-t-il de liaisons σ dans cette molécule ? e) Com bien y a-t-il de liaisons π dans cette molécule ?

f) Quelle est la valeur de l'angle N-N-N dans le groupe azido (-N3) ?

g) Quelle est la valeur de l'angle H-O-C dans la chaîne latérale attachée au cycle de cinq atomes?

h) Quel est l'état d'hybridation de l'atome d'oxygène dans le groupe -CH2OH ?

(11)

46- Dans l'industrie des polymères, deux molécules sont couramment utilisées:

l'azodicarbonamide et le cyanoacrylate de méthyle. Leurs structures sont les suivantes:

L'azodicarbonamide est utilisé dans la fabrication du polystyrène. Ajouté à du plastique fondu, il se transforme en trois gaz (azote, monoxyde de carbone et ammoniac), qui restent captifs sous forme de bulles dans le polymère fondu. Le cyanoacrylate de méthyle est le principal ingrédient utilisé dans la fabrication des colles superpuissantes. A mesure que la colle sèche, les molécules de cyanoacrylate de méthyle se polymérisent par leur liaison double carbone-carbone.

a) Complétez les diagrammes de Lewis et indiquez tous les doublets d'électrons libres.

b) Indiquez le type d'hybridation des atomes de carbone de chaque molécule et des atomes d'azote de l'azodicarbonamide.

c) Précisez le nombre de liaisons π dans chaque molécule.

d) Donnez la valeur approximative des angles de liaison marqués a à h dans les structures ci-dessus.

Théorie des orbitales moléculaires

47- Parmi les espèces suivantes, repérez celles qui, selon la théorie des orbitales moléculaires, peuvent exister.

a) H2+, H2, H2-, H22-. b) He22+, He2+, He2.

48- A l'aide de la théorie des orbitales moléculaires, pour chacune des espèces diatomiques suivantes, déterminez la configuration électronique, calculez l' ordre de liaison et repérez celles qui sont paramagnétiques.

a) H2 b) B2 c) F2

(12)

49- L'acétylène, C2H2, est le produit de la réaction du carbure de calcium, CaC2, avec l'eau. Décrivez la structure de l'anion acétylure, C22-, à l'aide de la théorie des électrons localises et de celle des orbitales moléculaires.

50- A l'aide de la théorie des orbitales moléculaires, pour chacune des espèces diatomiques suivantes, déterminez la configuration électronique, calculez l'ordre de liaison et repérez celles qui sont paramagnétiques.

a) CN+ b) CN c) CN-

51- Montrez comment deux orbitales atomiques 2p peuvent former une orbitale moléculaire σ ou π.

52- A l'aide de la théorie des électrons localisés, décrivez les liaisons dans la molécule O3 et l'ion NO2-. Comment, à l'aide de la théorie des orbitales moléculaires, peut-on décrire les liaisons π dans ces deux espèces ?

53- Pour teinter les jeans, on utilise le colorant indigo. La couleur obtenue est dite bleu marine parce qu'on utilisait l'indigo pour teinter les uniformes de la marine britannique, au 18ème siècle. La structure de l'indigo est la suivante :

a) Combien y a-t-il de liaisons σ et de liaisons π dans cette molécule ?

b) Quelle est l'hybridation des atomes de carbone dans la molécule d'indigo ?

54- Ecrivez les diagrammes de Lewis des molécules ci-dessous.

Prédisez la structure moléculaire, la polarité des liaisons, les angles de liaison, ainsi que les orbitales hybrides utilisées par les atomes identifiés par un astérisque.

a) COCl2

b) N2F2 c) COS d) ICl3

F-N*-N*-F O-C*-S

(13)

55- La molécule N2O est linéaire et polaire.

a) Sur la base de cette donnée expérimentale, quelle serait sa bonne structure : NNO ou NON ? Expliquez.

b) D'après la réponse à la section a), écrivez le diagramme de Lewis de N2O (y compris les structures de résonance). Indiquez la charge formelle* de chaque atome et l'état d'hybridation de l'atome central.

c) Comment pourrait-on décrire, en termes d'orbitales, la liaison multiple dans

?

N.B*. La charge formelle d'un atome dans une molécule est la différence entre le nombre d'électrons de valence sur un atome neutre et le nombre d'électrons de valence assignés a cet atome dans la molécule.

Exemple :

L’ion sulfate qui possède 32 électrons et la structure de Lewis suivante :

Chaque atome d'oxygène possède six électrons dans ses doublets libres et partage un doublet avec l'atome de soufre. On assigne à chaque oxygène sept électrons de valence :

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