Cet ouvrage d'exercices corrigés est spécialement conçu pour les étudiants de première année des filières scientifiques universitaires (SMP, SMC, SVI). Il a pour objectif d'approfondir la compréhension des notions fondamentales en structure de la matière et liaisons chimiques, tout en développant une méthodologie rigoureuse de résolution de problèmes.
Divisé en cinq chapitres, ce document aborde successivement :
- La structure de l'atome et ses modèles (Bohr, ondulatoire).
- La classification périodique et les propriétés des éléments.
- Les divers types de liaisons chimiques et leur modélisation (Lewis, VSEPR).
Chaque chapitre propose des rappels théoriques concis suivis d'exercices avec des corrigés détaillés.
Chimie générale : Exercices corriges de structure de la matiere et de liaison
Télécharger PDFExercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques
Réalisé par les professeurs : CHERKAOUI EL MOURSLI Fouzia, RHALIB KNIAZEVA Albina, NABIH Khadija
Table des matières
Préface
Avant-propos
Chapitre I : Structure de l'atome - Connaissances générales
Exercices corrigés : Structure de l'atome - Connaissances générales
Chapitre II : Modèle quantique de l'atome : Atome de Bohr
II.1 Atomes hydrogénoïdes selon le modèle de Bohr : Applications à l'ion Li2+
II.2 Spectre d'émission de l'atome d'hydrogène
Exercices corrigés : Modèle quantique de l'atome : Atome de Bohr
Chapitre III : Modèle ondulatoire de l'atome
III.1. Postulat de Louis de Broglie
III.2. Principe d'incertitude d'Heisenberg
III.3. Fonction d'onde
III.4. Nombres quantiques et structures électroniques
Exercices corrigés : Modèle ondulatoire de l'atome
Chapitre IV : Classification périodique, structure électronique et propriétés des éléments
Exercices corrigés : Classification périodique, structure électronique et propriétés des éléments
Chapitre V : Liaison chimique
V.1. Représentation de Lewis
V.2. Liaison chimique : covalente, polaire et ionique
V.3. Hybridation
V.4. Conjugaison
V.5. Théorie de Gillespie : Modèle VSEPR
Exercices corrigés : Liaison chimique
Tableau périodique
Avant-propos
Cet ouvrage est destiné aux étudiants de première année des filières Sciences-Mathématiques-Physique (SMP), Sciences-Mathématiques-Chimie (SMC) et Sciences de la Vie (SVI) des facultés des sciences. Il a pour objectif de les aider à développer une méthodologie rigoureuse pour la résolution de problèmes et à assimiler les notions fondamentales du cours. Il se divise en cinq chapitres, chacun correspondant à une partie du cours « Structure de la matière et liaisons chimiques » enseigné en première année des facultés des sciences. Chaque chapitre débute par un rappel des définitions et notions essentielles à maîtriser.
Les corrections détaillées des exercices sont intégrées à la fin de chaque chapitre.
- Dans le Chapitre I, nous proposons des exercices de connaissances générales sur la structure de l'atome ainsi que quelques exercices sur les isotopes et les défauts de masse.
- Le Chapitre II est consacré au calcul des différents paramètres de l'atome d'hydrogène (rayon, énergie, longueur d'onde du spectre) selon le modèle de Bohr, ainsi que ceux des ions hydrogénoïdes. Le calcul des longueurs d'onde des différentes séries de raies du spectre de l'atome d'hydrogène est également bien détaillé.
- Le Chapitre III traite du modèle ondulatoire de l'atome (relation de Louis de Broglie, principe d'incertitude d'Heisenberg, équation de Schrödinger, fonctions d'onde, orbitales atomiques, etc.). Il permettra notamment aux étudiants d'apprendre à déterminer les structures électroniques des éléments en appliquant les règles de remplissage des électrons dans les différentes couches et sous-couches de l'atome.
- Dans le Chapitre IV, la résolution des exercices proposés vise à acquérir la méthode pour déterminer la structure électronique d'un atome, ainsi que son numéro atomique et sa position dans le tableau périodique. Elle permet également de trouver le groupe ou la période auxquels appartient l'atome et de le classer dans le tableau périodique. Par ailleurs, nous avons estimé nécessaire d'ajouter des exercices de calcul des énergies des différentes couches de l'atome pour comprendre le calcul des énergies d'ionisation.
- Enfin, le Chapitre V se concentre sur les liaisons chimiques. Il guide les étudiants dans la prévision des types de liaisons et la résolution de problèmes grâce à des exemples basés sur les représentations de Lewis. Pour visualiser la nature des liaisons dans l'espace, des configurations électroniques spatiales de molécules diatomiques (type AA ou AB) sont présentées. Les corrections incluent des diagrammes énergétiques pour une meilleure compréhension de la formation des liaisons. Pour les molécules polyatomiques, les concepts d'hybridation et de conjugaison sont illustrés par des représentations spatiales. Le chapitre se termine par des exercices sur les règles de Gillespie (modèle VSEPR), qui sont utilisées pour prévoir la géométrie des molécules complexes.
Cet ouvrage est issu de plusieurs années d'encadrement et de formation à la faculté des sciences de Rabat. Il est conçu pour apporter des bases solides en chimie aux étudiants de première année des facultés.
Chapitre I : Structure de l'atome - Connaissances générales
Définitions et notions devant être acquises :
Atome, Électron, Proton, Neutron, Nucléon, Isotope, Élément chimique, Nombre d'Avogadro (N), Constante de Planck (h), Constante de Rydberg (RH), Célérité de la lumière (c), Masse molaire (M), Mole, Molécule, Unité de masse atomique, Défaut de masse.
Exercice I.1.
Pourquoi a-t-on défini le numéro atomique d’un élément chimique par le nombre de protons et non par le nombre d’électrons ?
Exercice I.2.
Lequel des échantillons suivants contient le plus de fer ?
- 0,2 moles de Fe2(SO4)3
- 20 g de fer
- 0,3 atome-gramme de fer
- 2,5 × 1023 atomes de fer
Données : MFe = 56 g·mol-1 ; MS = 32 g·mol-1 ; Nombre d'Avogadro N = 6,023 × 1023
Exercice I.3.
Combien y a-t-il d'atomes, de moles et de molécules dans 2 g de dihydrogène (H2) à la température ambiante ?
Exercice I.4.
Un échantillon d’oxyde de cuivre CuO a une masse m = 1,59 g. Combien y a-t-il de moles et de molécules de CuO et d’atomes de Cu et de O dans cet échantillon ?
MCu = 63,54 g·mol-1 ; MO = 16 g·mol-1
Exercice I.5.
Un échantillon de méthane CH4 a une masse m = 0,32 g. Combien y a-t-il de moles et de molécules de CH4 et d’atomes de C et de H dans cet échantillon ?
MC = 12 g·mol-1
Exercice I.6.
Les masses du proton, du neutron et de l'électron sont respectivement 1,6723842 × 10-24 g, 1,6746887 × 10-24 g et 9,109534 × 10-28 g.
- Définir l'unité de masse atomique (u.m.a). Donner sa valeur en g avec les mêmes chiffres significatifs que les masses des particules du même ordre de grandeur.
- Calculer en u.m.a. et à 10-4 près, les masses du proton, du neutron et de l'électron.
- Calculer d'après la relation d'Einstein (équivalence masse-énergie), le contenu énergétique d'une u.m.a exprimé en MeV. (1 eV = 1,6 × 10-19 Joules)
Exercice I.7.
- On peut porter des indications chiffrées dans les trois positions A, Z et q au symbole X d’un élément. Que signifie précisément chacune d’elle ?
- Quel est le nombre de protons, de neutrons et d’électrons présents dans chacun des atomes ou ions suivants : 199F, 2412Mg2+, 7934Se2-
- Quatre nucléides A, B, C et D ont des noyaux constitués comme indiqué ci-dessous :
A B C D Nombre de protons 21 22 22 20 Nombre de neutrons 26 25 27 27 Nombre de masses 47 47 49 47 Y a-t-il des isotopes parmi ces quatre nucléides ?
Exercice I.8.
Quel est le nombre de protons, de neutrons et d'électrons qui participent à la composition des structures suivantes : 126C, 136C, 146C, 168O, 188O2-, 2713Al3+, 3216S2-, 3517Cl-, 4020Ca2+, 5626Fe3+, 5927Co, 5928Ni
Exercice I.9.
- Le noyau de l'atome d’azote 147N (Z=7) est formé de 7 neutrons et 7 protons. Calculer en u.m.a la masse théorique de ce noyau. La comparer à sa valeur réelle de 14,007515 u.m.a. Calculer l'énergie de cohésion de ce noyau en J et en MeV.
- Calculer la masse atomique de l’azote naturel sachant que : 14N a une masse de 14,007515 u.m.a et une abondance isotopique de 99,635 % ; 15N a une masse de 15,004863 u.m.a et une abondance isotopique de 0,365 %.
Données : mp = 1,007277 u.m.a ; mn = 1,008665 u.m.a ; me = 9,109534 × 10-31 kg ; N = 6,023 × 1023 mol-1 ; RH = 1,097 × 107 m-1 ; h = 6,62 × 10-34 J·s ; c = 3 × 108 m·s-1
Exercice I.10.
Considérons l'élément phosphore P (Z=15) (isotopiquement pur, nucléide 3115P) :
- Déterminer, en u.m.a et avec la même précision que l’exercice précédent, la masse du noyau, puis celle de l'atome de phosphore.
- Est-il raisonnable de considérer que la masse de l'atome est localisée dans le noyau ?
- Calculer la masse atomique molaire de cet élément.
- La valeur réelle est de 30,9738 g·mol-1. Que peut-on en conclure ?
Exercice I.11.
L'élément gallium Ga (Z = 31) possède deux isotopes stables 69Ga et 71Ga.
- Déterminer les valeurs approximatives de leurs abondances naturelles sachant que la masse molaire atomique du gallium est de 69,72 g·mol-1.
- Pourquoi le résultat n'est-il qu'approximatif ?
- Il existe trois isotopes radioactifs du gallium 66Ga, 72Ga, et 73Ga. Prévoir pour chacun son type de radioactivité et écrire la réaction correspondante.
Données : 69Ga : 31 protons et 38 neutrons - Isotope stable ; 71Ga : 31 protons et 40 neutrons - Isotope stable
Exercice I.12.
L'élément silicium naturel Si (Z=14) est un mélange de trois isotopes stables : 28Si, 29Si et 30Si. L'abondance naturelle de l'isotope le plus abondant est de 92,23 %. La masse molaire atomique du silicium naturel est de 28,085 g·mol-1.
- Quel est l'isotope du silicium le plus abondant ?
- Calculer l'abondance naturelle des deux autres isotopes.
Exercice I.13.
L'élément magnésium Mg (Z=12) existe sous forme de trois isotopes de nombre de masse 24, 25 et 26. Les fractions molaires dans le magnésium naturel sont respectivement : 0,101 pour 25Mg et 0,113 pour 26Mg.
- Déterminer une valeur approchée de la masse molaire atomique du magnésium naturel.
- Pourquoi la valeur obtenue n’est-elle qu’approchée ?
Chapitre I : Exercices corrigés - Structure de l’atome : Connaissances générales
Exercice I.1.
Le numéro atomique d’un élément chimique est défini par le nombre de protons, car cette valeur est invariable et caractérise l'élément, contrairement au nombre de neutrons (formant les isotopes) ou d'électrons (ions).
Exercice I.2.
Rappel : Dans une mole, il y a N particules (atomes ou molécules)
- 0,2 mole de Fe2(SO4)3 correspond à 0,4 mole d’atomes de fer (ou 0,4 atome-gramme).
- 20 g de fer correspond à n = m/MFe = 20/56 ≈ 0,357 mole d’atomes de fer.
- 0,3 atome-gramme de fer ou 0,3 mole d’atomes de fer.
- 2,5 × 1023 atomes de fer correspond à n = nombre d’atomes / N = (2,5 × 1023) / (6,023 × 1023) ≈ 0,415 mole d’atomes de fer.
C’est ce dernier échantillon qui contient le plus de fer.
Exercice I.3.
MH = 1 g·mol-1
Nombre de moles : n = m / M
2 g de H2 correspond à n = 2/2 = 1 mole de molécules de H2, soit 1 × N molécules et 2 × N atomes de H.
Exercice I.4.
Nombre de moles de CuO : n = m / MCuO = 1,59 / (63,54 + 16) = 0,01999 mole
Nombre de molécules de CuO = (m / MCuO) × N = 0,01999 × 6,023 × 1023 ≈ 1,20 × 1022 molécules
Nombre d’atomes de Cu = Nombre d’atomes de O = (m / MCuO) × N ≈ 1,20 × 1022 atomes
Exercice I.5.
Nombre de moles de CH4 : n = m / MCH4 = 0,32 / (12 + 4) = 0,02 mole
Nombre de molécules de CH4 = n × N = 0,02 × 6,023 × 1023 ≈ 1,20 × 1022 molécules
Nombre d’atomes de C = Nombre de molécules de CH4 = 1 × n × N ≈ 1,20 × 1022 atomes
Nombre d’atomes de H = 4 × Nombre de molécules de CH4 = 4 × n × N ≈ 4,82 × 1022 atomes
Exercice I.6.
- Définition de l’unité de masse atomique : L’unité de masse atomique (u.m.a.) : c’est le douzième de la masse d'un atome de l’isotope de carbone 126C (de masse molaire 12,0000 g·mol-1).
La masse d’un atome de carbone est égale à : 12,0000 g / N
Avec N (nombre d’Avogadro) = 6,023 × 1023 mol-1
1 u.m.a = 1/12 × (12,0000 g / N) = 1 / N ≈ 1,66030217 × 10-24 g.
- Valeur en u.m.a. des masses du proton, du neutron et de l'électron.
mp = 1,007277 u.m.a.
mn = 1,008665 u.m.a.
me = 0,000549 u.m.a.
- Calcul du contenu énergétique d'une u.m.a. en MeV.
E (1 u.m.a) = m c2 = 1,66030217 × 10-24 g × 10-3 kg/g × (3 × 108 m·s-1)2 = 1,494271957 × 10-10 J
E = 1,494271957 × 10-10 J / (1,6 × 10-19 J/eV) ≈ 9,339 × 108 eV ≈ 934 MeV
Exercice I.7.
- A : nombre de masse = nombre de protons + nombre de neutrons ; Z : numéro atomique ou nombre de protons ; q : nombre de charge = nombre de protons – nombre d’électrons.
- Nombre de protons, de neutrons et d’électrons :
Élément Nombre de masse (A) Protons (Z) Neutrons (A-Z) Électrons (Z-q) 199F 19 9 10 9 2412Mg2+ 24 12 12 10 7934Se2- 79 34 45 36 - Isotopes parmi les nucléides A, B, C et D :
A B C D Nombre de protons 21 22 22 20 Nombre de neutrons 26 25 27 27 Nombre de masses 47 47 49 47 B et C sont des isotopes car ils possèdent le même nombre de protons (Z=22) mais des nombres de masse différents (47 et 49).
Exercice I.8.
| Élément | Nombre de masse (A) | Protons (Z) | Neutrons (A-Z) | Électrons (Z-q) |
|---|---|---|---|---|
| 126C | 12 | 6 | 6 | 6 |
| 136C | 13 | 6 | 7 | 6 |
| 146C | 14 | 6 | 8 | 6 |
| 168O | 16 | 8 | 8 | 8 |
| 188O2- | 18 | 8 | 10 | 10 |
| 2713Al3+ | 27 | 13 | 14 | 10 |
| 3216S2- | 32 | 16 | 16 | 18 |
| 3517Cl- | 35 | 17 | 18 | 18 |
| 4020Ca2+ | 40 | 20 | 20 | 18 |
| 5626Fe3+ | 56 | 26 | 30 | 23 |
| 5927Co | 59 | 27 | 32 | 27 |
| 5928Ni | 59 | 28 | 31 | 28 |
Exercice I.9.
- Masse théorique du noyau d'azote :
mthéo = (7 × mn) + (7 × mp) = (7 × 1,008665) + (7 × 1,007277) = 14,111594 u.m.a
Pour convertir en grammes, on utilise la valeur de l'u.m.a en grammes :
mthéo = 14,111594 u.m.a × (1,66030217 × 10-24 g/u.m.a) = 2,342951021 × 10-23 g = 2,34295 × 10-26 kg
La masse réelle du noyau est inférieure à sa masse théorique. La différence ∆m ou défaut de masse correspond à l'énergie de cohésion du noyau.
Défaut de masse : ∆m = 14,111594 - 14,007515 = 0,104079 u.m.a/noyau = 1,72798 × 10-28 kg/noyau
∆m = 0,104079 g/mole de noyaux
Énergie de cohésion : E = ∆m c2 (d’après la relation d’Einstein : équivalence masse – énergie)
1 eV = 1,6 × 10-19 J
E = 1,72798 × 10-28 kg × (3 × 108 m·s-1)2 = 1,55518 × 10-11 J/noyau
E = 1,55518 × 10-11 J / (1,6 × 10-19 J/eV) ≈ 9,72 × 107 eV/noyau
- Masse atomique de l’azote naturel :
Mazote naturel = (99,635/100 × 14,007515) + (0,365/100 × 15,004863)
Mazote naturel = 13,9574 + 0,05476 = 14,01216 g·mol-1
Exercice I.10.
- Masse du noyau et de l'atome de phosphore :
Masse du noyau : mnoyau = (15 × mp) + (16 × mn) = (15 × 1,007277) + (16 × 1,008665) = 31,247795 u.m.a
mnoyau ≈ 5,18808 × 10-23 g (conversion en utilisant 1 u.m.a = 1,66030217 × 10-24 g)
Masse de l'atome de phosphore : mat = mnoyau + (15 × me) = 31,247795 u.m.a + (15 × 0,000549 u.m.a)
mat = 31,247795 + 0,008235 = 31,256030 u.m.a
mat ≈ 5,18945 × 10-23 g (conversion en utilisant 1 u.m.a = 1,66030217 × 10-24 g)
- Oui, car la masse totale des électrons (15 me) est négligeable comparée à la masse du noyau.
- Masse atomique molaire du phosphore :
La masse molaire d'un élément (en g·mol-1) est numériquement égale à la masse de l'atome (en u.m.a.).
M (P) = 31,256030 g·mol-1
- Conclusion :
La valeur réelle est de 30,9738 g·mol-1. Le défaut de masse molaire est : ∆M = 31,2560 g·mol-1 - 30,9738 g·mol-1 = 0,2822 g·mol-1. Cette différence de masse correspond à l'énergie de liaison nucléaire, libérée lors de la formation du noyau, conformément à la relation d'Einstein ∆E = ∆m·c2.
Exercice I.11.
- Abondances naturelles approximatives des isotopes du gallium :
Les deux isotopes du gallium Ga (Z=31) sont notés (1) pour 69Ga et (2) pour 71Ga.
M = x1 M1 + x2 M2 avec M1 ≈ A1 = 69 et M2 ≈ A2 = 71
69,72 = 69 × x1 + 71 × x2 avec x1 + x2 = 1
69,72 = 69 × x1 + 71 × (1 - x1)
x1 = 0,64 et x2 = 0,36
Soit 64 % de 69Ga et 36 % de 71Ga.
- Le résultat n'est qu'approximatif car :
La masse molaire atomique de chaque isotope n'est pas un nombre entier exact, mais légèrement différente de son nombre de masse (en raison du défaut de masse).
- Prévision des types de radioactivité et réactions correspondantes :
69Ga : 31 protons et 38 neutrons - Isotope stable
71Ga : 31 protons et 40 neutrons - Isotope stable
66Ga : 31 protons et 35 neutrons - Isotope instable (déficit en neutrons)
Par comparaison avec les isotopes stables, on constate que cet isotope présente un déficit en neutrons. Pour se stabiliser, il cherchera à transformer un proton en neutron par émission d'un positron (β+).
72Ga : 31 protons et 41 neutrons - Isotope instable (excès de neutrons)
Par comparaison avec les isotopes stables, on constate que cet isotope présente un excès de neutrons. Pour se stabiliser, il cherchera à transformer un neutron en proton par émission d'un électron (β-).
73Ga : 31 protons et 42 neutrons - Isotope instable (excès de neutrons)
De même, cet isotope présente un excès de neutrons et sera un émetteur β-.
Foire aux questions (FAQ)
Qu'est-ce qui définit le numéro atomique d'un élément chimique ?
Le numéro atomique (Z) d'un élément chimique est défini par le nombre de protons présents dans son noyau. Cette valeur est unique à chaque élément et détermine son identité chimique. Il est stable et ne change pas, contrairement au nombre de neutrons (formant les isotopes) ou d'électrons (formant les ions).
Comment calcule-t-on le défaut de masse et quelle est sa signification ?
Le défaut de masse (∆m) est la différence entre la masse théorique d'un noyau (somme des masses de ses protons et neutrons individuels) et sa masse réelle mesurée. Ce défaut de masse est converti en énergie selon la relation d'Einstein E=mc², représentant l'énergie de liaison ou de cohésion qui maintient les nucléons ensemble dans le noyau. Une plus grande énergie de cohésion indique un noyau plus stable.
Qu'est-ce qu'un isotope et comment détermine-t-on l'abondance naturelle ?
Les isotopes sont des atomes d'un même élément chimique qui possèdent le même nombre de protons (même numéro atomique Z) mais un nombre différent de neutrons (donc un nombre de masse A différent). L'abondance naturelle des isotopes est la proportion de chaque isotope dans un échantillon d'un élément tel qu'il est trouvé dans la nature. Elle est déterminée expérimentalement (par spectrométrie de masse) et permet de calculer la masse atomique molaire moyenne de l'élément.