Exercice I : Deux ions sont isoélectroniques lorsquils possèdent le même nombre délectrons.Le numéro atomique du souffre (...
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colonne 15 (N, P, As, etc).Exercice IX :    – La configuration C (gaz rare) correspond à I₁ le plus élevé    – I₁ le plus ...
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Pour O 2 : i= (8-4)/2 =2                                                                 -Ajout dun électron à O 2 → forma...
N.B. : On peut déterminer létat dhybridation dun atome de carbone à partir du type de liaison quilétablit :    – Lorsque l...
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  1. 1. Exercice I : Deux ions sont isoélectroniques lorsquils possèdent le même nombre délectrons.Le numéro atomique du souffre (Z=16) vous est donné, il correspond au nombre de protons mais aussi aunombre délectrons puisque latome est électriquement neutre. Sur les 3 ions qui vous sont donnés seul Ar 2 + possède 16 électrons.Exercice II : Soit le rapport r = « nombre datomes dazote »/ masse molaire moléculaire. Il suffit de calculerle rapport pour chaque molécule et de trouver le plus grand.Rappel : la masse molaire dune molécule est la somme des masses molaires des atomes qui la composent. • Pour lurée : r = 2 / (14x2 + 12 + 16 + 4) = 2/60 = 1/30 • Pour le nitrate dammonium : r = 2 / (14x2 + 4 + 16x3) = 2/80 = 1/40 • Pour la guanidine : r = 3 / (14x3 + 12 + 5) = 3/59La guanidine est donc le composé le plus riche en azote par rapport à sa masseExercice III : C + O2 → CO 2Les coefficients stœchiométriques sont identiques donc une mole de carbone et une mole de dioxygènedonnent une mole de dioxyde de carbone.Attention : il faut raisonner en quantité de matière et pas en masse. Le piège complètement débile à éviter :« Ah, bah cest facile, on utilise 3,1g de carbone donc aussi 3,1g de dioxygène et on forme 3,1g de dioxydede carbone »Soient n : la quantité de matière (en mol) m : la masse (en g) M : la masse molaire (en g/mol)n = m/M = 3,1/12 = 0,25 moles de carbone utilisées, on utilise donc 0,25 moles de dioxygène aussi :0,25 = m/M <=> m = 0,25 x M = 0,25 x 16 = 4g de dioxygène.On forme également 0,25 moles de dioxyde de carbone :n = m/M <=> m = 0,25 x 44 = 11g de dioxyde de carbone.Exercice IV : Rappel des deux formules à connaître pour le modèle de Bohr : r (n ; Z) = 0,53 x n²/Z (en Å) E (n ; Z) = -13,6 x Z²/n² (en eV)a) r (1 ; 2) = 0,53 x ½ = 0,265 Åb) E (1 ; 2) = -13,6 x 4 = -54,4 eVc) Lélectron passe de la couche K à la couche L : il séloigne du noyau, cest donc une absorption.E (2 ; 2) = -13,6 x 4/4 = -13,6 eV ΔE = |E (1 ; 2)| – |E (2 ; 2)| = 54,4 – 13,6 = +40,8 eVr (2 ; 2) = 0,53 x 4/2 = 1,06 ÅExercice V :
  2. 2. 6 raies différentes peuvent être émises au total : - E4 → E1 - E4 → E3 - E3 → E2 - E2 → E1 - E3 → E1 - E4 → E2E (1 ; 1) = -13,6 eVE (4 ; 1) = -13,6 x 1/16 = -0,85 eVΔE = E(1) – E(4)= -13,6 + 0,85 = -12,75 eVE(eV) = 1240/ λ(nm) <=> λ = 1240/ 12,75 ≈ 97 nm (ultraviolet)Exercice VI : Attention, lor est une des 5 exceptions à la règle de Klechkowski (colonne 11): [Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d¹⁰On peut remplacer une partie de la configuration (électrons de cœur qui ne nous intéressent pas)par lesymbole du gaz rare précédent, entre crochets. Ici [Xe] permet déviter décrire les 54 électrons précédents.Pour lélectron célibataire : n= 6 l= 0 m= 0 s= + ½ ou - ½Exercice VII : Latome dont on nous donne la configuration possède 12 électrons, cest donc le Magnésium,un alcalino-terreux appartenant à la troisième période. Les alcalino-terreux possédant tous 2 électrons devalence on en déduit que le Magnésium forme facilement le cation Mg 2 + et quil sentoure de 2 ionschlorure Cl - . La formule brute du composé ionique est donc MgCl 2Exercice VIII :La configuration C correspond à celle dun alcalino-terreux (2 électrons de valence, configuration en ns²)La configuration B correspond à celle dun halogène (7 électrons de valence, configuration en ns² np⁵)La configuration E correspond à celle dun gaz rare (8 électrons de valence, configuration en ns² np⁶)La configuration A correspondrait à celle dun chalcogène (tel que O, S, Se, Te et Po), la D à celle de la
  3. 3. colonne 15 (N, P, As, etc).Exercice IX : – La configuration C (gaz rare) correspond à I₁ le plus élevé – I₁ le plus faible sobserve chez les alcalins qui obtiennent la configuration électronique du gaz rare précédent après le départ dun électron. Il y a deux alcalins dans la liste (propositions A et D), seulement cest bien D qui possède le potentiel de première ionisation le plus faible puisquil est juste en dessous de A dans la classification (Rappel : dans une colonne, quand Z ↗, I ↘) – I₂ le plus faible sobserve chez les alcalino-terreux qui ont tendance à former des cations A2 + . Proposition EExercice X : – BeCl 2 possède une géométrie de type AX 2 , cest donc une molécule linéaire et apolaire (puisque les moments dipolaires des liaisons Be-Cl sannulent). La règle de loctet nest pas respectée puisque Be de configuration 1s² 2s² est entouré au final de 4 électrons (+ présence de 2 lacunes électroniques) – Le méthane possède une géométrie de type AX 4 , cest une molécule tétraédrique apolaire. La règle de loctet est respectée puisque le carbone est entouré de 8 électrons. – H 2 CO (formaldéhyde) possède une géométrie de type AX 3 , cest donc une molécule plane avec des angles proches de 120°. Cest une molécule polaire (les vecteurs moments dipolaires ne sannulent pas) qui respecte la règle de loctet (puisque le carbone central est entouré de 8 électrons).Exercice XI : Le tableau comprenant les niveaux dénergie des OA ne sert à rien puisquon vous propose desmolécules diatomiques homonucléaires (donc ΔE= 0 pour toutes les sous-couches). Lélectron ajouté àchaque espèce apparaît en bleu dans les diagrammes.Pour savoir si la liaison est renforcée ou non on calcule lordre (ou indice) de la liaison qui est donné par laformule : i = (nombre délectrons liants – nombre délectrons antiliants) /2.Rappel : lorsque i augmente la liaison est dautant plus stable, dure à briser et généralement plus la distanceentre les deux atomes diminue. – Pour Li 2 : Pour Li 2 i = 2/2 = 1 - Pour Li 2 i = (2-1)/2 = ½ Lajout dun électron à Li 2 rend donc la liaison moins stable.
  4. 4. – Pour Be 2 :Pour Be 2 i= (2-2)/2= 0 ( Be 2 nexiste pas) -Pour Be 2 i= (3-2)/2= ½ → Lajout dun électron provoque donc le renforcement de la liaison – Pour N2 :Pour N 2 i= (8-2)/2 = 3 -Pour N 2 i= (8-3)/2 = 2,5 => Lajout dun électron rend la liaison moins stable. – Pour O2 :
  5. 5. Pour O 2 : i= (8-4)/2 =2 -Ajout dun électron à O 2 → formation de lion superoxyde O2 i = (8-5)/2 = 1,5 (liaison moins stable)Jusquà N les niveaux σ et π liantes des OM sont inversés puis à partir de O lOM σ liante est en dessous desπ liantes. – Pour F2 :Pour F 2 : i= (8-6)/2 = 1Pour F -2 : i= (8-7)/2 = ½ (liaison moins stable)Exercice XII : Il y a 2 carbones hybridés sp, 12 carbones hybridés sp² et 7 carbones hybridés sp³. Loxygènede la fonction carbonyle (R-CO-R) est hybridé sp², ses deux doublets non liants sont contenus dans deuxorbitales sp². Loxygène de la fonction éther (R-O-R) est hybridé sp³, ses deux doublets non liants sontcontenus dans des orbitales sp³
  6. 6. N.B. : On peut déterminer létat dhybridation dun atome de carbone à partir du type de liaison quilétablit : – Lorsque le carbone établit 4 liaisons σ (comme dans le méthane et tous les autres alcanes) il est hybridé sp³. Cest aussi le cas des carbanions, de géométrie tétraédrique, qui possèdent un doublet non liant contenu dans une orbitale sp³. – Lorsque le carbone établit 3 liaisons σ et une liaison π (comme dans les alcènes) il est hybridé sp². Cest aussi le cas des carbocations, de géométrie plane, qui possèdent une lacune électronique (orbitale p restante). – Lorsque le carbone fait 2 liaisons σ et 2 liaisons π, comme dans les alcynes, il est hybridé sp.

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