CHIMIE

© Hachette Livre – H Prépa / Optique, 1 re année, MPSI-PCSI-PTSI –La photocopie non autorisée est un délit
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Corrigés
2) L’atome d’uranium possède six électrons de valence,
qui sont les plus faciles à arracher. U 6+ est isoélectronique
du radon (gaz noble).
3) a) S 6+ est isoélectronique du néon ; S:[Ne] 3s 2 3p 4 ; Z(S)=16.
b) colonne 6 = 4 e colonne du bloc d ; Cr : [Ar] 3d 5 4s 1 , il
possède six électrons de valence ; Cr 6+ est isoélectronique
de l’argon.
1) 1s22s22p2 25
2) C (g) = C + (g) + e – Ei 1 O.
C (g) + e – = C – (g) Eatt 1 O.
3) cM = kM , kM = 1,00 eV –1 Ein – Eatt 1
.
2
cM (C)
cM (C) = 6,3 ; = cp (C), k = 2,5.
k
26
1) a) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9
b) Stabilisation particulière des sous-couches à 1/2 ou totalement
remplies.
2) a) Cu + : [Ar] 3d 10 ; Cu 2+ : [Ar] 3d 9 .
b) Cu + possède des sous-couches totalement remplies ; il
est donc moins instable que prévu. Cette stabilisation particulière
est perdue lors de la seconde ionisation.
27
1) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
2) Bloc d puisque la sous-couche 3d n’est pas totalement
remplie.
3) Sept électrons de valence : degré d’oxydation de 1 à 7
possibles. Les plus stables : II et VII.
4) M 2+ : [GN] 3d x (arrachement électrons 4s).
Les électrons de valence de M 2+ sont de plus en plus liés
au noyau lorsque Z croît. Le minimum correspond à Sc 2+ ,
car l’ion Sc 3+ obtenu est isoélectrique du gaz noble argon.
Irrégularité : entre Mn 2+ et Fe 2+ car l’ion Mn 2+ perd sa stabilisation
particulière due à la sous-couche 3d à demi-remplies
alors que Fe 2+ l’acquiert en perdant un électron.
28
1) O:1s 2 2s 2 2p 4 ; N:1s 2 2s 2 2p 3 .
2) Voir cours § 5.1.
3) • Li + est isoélectronique du gaz noble hélium : il faut
fournir une énergie importante pour l’ioniser (et 1s arraché
et perte de la stabilisation particulière due à la saturation
de la sous-couche 1s).
• L’électron arraché est un électron 2s pour B + et un électron
2p pour C + . De plus, lors de l’ionisation, B + perd la
stabilisation particulière due à la saturation des sous-couches
et C + la gagne.
• Lors de l’ionisation, O + perd la stabilisation particulière
due à la demi-occupation de la sous-couche 2p alors que
F + la gagne.
1) Na : [Ne] 3s1 : 3e période et 1re colonne.
Al : [Ne] 3s23p1 : 3e période et 13e colonne.
S : [Ne] 3s23p4 : 3e période et 16e 29
colonne.
2) 2 Na (s) +
1 O2 (g) = Na2O (s)
2
2 Al (s) +
3 O2 (g) = Al2O3 (s)
2
S (s) + O2 (g) = SO2 (g)
3) a) Papier pH.
b) Na 2O (s) + H 2O = 2 Na + (aq) + 2 HO – (aq)
SO 2 (g) + 2H 2O = HSO – 3(aq) + H 3O + (aq)
4) Al 2O 3 (s) + 6 H 3O + = 2 Al 3+ (aq) + 9 H 2O
Al 2O 3 (s) + 2 HO – (aq) + 3 H 2O=2 Al(OH) – 4 (aq)
Oxyde amphotère : oxyde acide et basique.
Chapitre 2
1) |Br
–
– – B – Br
–
– | 2) H–O– – –O– – –H 3) |Cl
–
– –C|
–
|Cl|
– Cl
–
– |
|
|
non (bore |Br| – oui |Cl| – oui
lacunaire)
4) |I – – –Cl
–
– | 5) H–N– –O
|
H
– – –H 6)|Cl
–
–– –
/ \ –
I –Cl
| –
|Cl| –
|
oui oui non
(iode excédentaire)
7)|Al ≡ N| 8) 9) O – – = C –Cl
|
|Cl – |
–
– |
1
F
F – X –
e F
non
(aluminium déficitaire) F non
(xénon excédentaire) oui
1) SO3 a) : zF(S) = + 3 ; zF(O) = – 1 (× 3) ;
2) SO
b) : zF(S) = 0 ; zF(O) = 0 (× 3) ;
formule de Lewis probable.
c) : zF(S) = + 2;zF(O) = 0 (× 1) et – 1 (× 2).
2–
2
3 a) : zF(S) = + 1 ; zF(O) = – 1 (× 3) ;
b) : zF(S) = – 2 ; zF(O) = 0 (× 3) ;
c) : zF(S) = 0 ; zF(O) = 0 (× 1) et – 1 (× 2) ;
formule de Lewis probable.
Dans les trois exemples suivants :
zF(H) = zF(O) = 0
pour la liaison –O–H.
3) HSO – 3
4) HSO – 4
a) z F(S) = 0 ; z F(O) = 0 et – 1 ;
formule de Lewis probable ; (charge sur O) ;
b) z F(S) = – 1 ; z F(O) = 0 (× 2) ;
c) z F(S) = + 1 ; z F(O) = – 1 (× 2).
a) z F(S) = + 2 ; z F(O) = – 1 (× 3) ;
b) z F(S) = 0;z F(O) = 0 (× 2) et – 1(×1) :
formule de Lewis probable ; (charge sur O) ;
c) z F(S) = – 1 ; z F(O) = 0 (× 4).
5) H2SO4 a) zF(S) = + 2 ; zF(O) = – 1(× 2) ;
b) zF(S) = + 1 ; zF(O) = 0 et (– 1) ;
c) zF(S) = 0 ; zF(O) = 0 (× 4) :
formule de Lewis probable.
3
1) H– |H
P –
–H 2) |Br
|
–
H
–O– – | 3) H– |H
H |
B –H
4) 5) |O – – –O– – | 6) |N |H
–N
|
H
|H
F – I –H
|
H
– F
F
4
F
+δ –δ
–
1) H– – I | χ(I) χ(H)
baP p
2) δ = = 0,057, soit 5,7 %.
e.d.
3) δ(HBr) plus élevée puisque l’électronégativité du brome
est supérieure à celle de l’iode (Br au-dessus de I dans la
17 e colonne).
2)
1)
Représentations de Lewis les plus probables : c).
3)
5
a) b)
Ces deux représentations sont équiprobables.
4)
O
O
O
O
c) douze possibilités d) quatre possibilités
Représentations de Lewis les plus problables : b).
5)
N
2–
N N
N N N
2–
N
N N
Les trois représentations sont équiprobables.
6)
Représentations de Lewis a) et b) envisageables, b) semblant
la plus probable (charge négative sur N au lieu de S).
|O –
S C N S C N S C N
|
2–
a) b) c)
6
7
O
O
3+ 2+
O Cl O O Cl O
O
a) une
possibilité
2+
O Cl O
O
a) une
possibilité
O N O
H O P
O N O
O H O P
O Cl O
O
b) trois
possibilités
O Cl O
O
d) une possibilité
O Cl O
O
a) quatre possibilités
O
b) douze possibilités
H O
O
P O H O
O
2–
P O
1) |F – – –S– – –F– – | ; 2) O– – =C= O– – ; 3) S– – =S|
|
|O – |
= O – –
Σ|zF| = 0 Σ|zF| = 0
charges sur O
–1/2
O
–1/2
1) O S
–1/2
O 2) O S O
–1/2
3) O N
–1/2
O
O
–1/2 O
Six représentations de Lewis possibles (O et N
alternativement en position centrale et associés à leurs voisins
par deux doubles liaisons ou un simple et une triple).
Formule de Lewis probable : |N≡N –O – – |
8
O
b) quatre
possibilités
O
O Cl O
O Cl O
O
O
c) trois
possibilités
O
O Cl O
O
c) six
possibilités
O
O
d) quatre
possibilités
e) une
possibilité
Représentations de Lewis les plus probables : d).
O