La structure de Lewis du but-2-ène (C 4 H 8 ) est présentée ci-dessous : 1) Dessinez 3 isomères structurels du but-2-ène. 2) Quelle est l'hybridation de C 1 et C 2 et la forme moléculaire autour de ces atomes ? 3) Quel est l'angle de liaison C 1 -C 2 -C 3 ? Quel est l'angle de liaison H-C 1 -C 2 ? 4) Comparez la longueur de liaison C 1 -C 2 et C 2 -C 3 .

1) 2) C 1 → 4 groupes d'électrons → sp 3 → tétraédrique C 2 → 3 groupes d'électrons → sp 2 → plan trigonal 3) C 2 est plan trigonal → angle de liaison C 1 -C 2 -C 3 = 120° C 1 est tétraédrique → angle de liaison H-C 1 -C 2 = 109.5° 4) La liaison C 1 -C 2 est simple tandis que la liaison C 2 -C 3 est double → longueur de liaison C 1 -C 2 > longueur de liaison C 2 -C 3

1) Dessinez le diagramme d'orbitales moléculaires de C 2 . 2) Quelle est la configuration électronique de C et de C 2 ? 3) Dessinez une structure de Lewis de C 2 cohérente avec le diagramme d'orbitales moléculaires. 4) Quelles sont les propriétés magnétiques de C 2 ? 5) Comparez la longueur de liaison et l'énergie de liaison de C 2 et N 2 .

1) 2) C : 1s 2 2s 2 2p 2 C 2 : (σ 1s ) 2 (σ* 1s ) 2 (σ 2s ) 2 (σ* 2s ) 2 (π 2p ) 4 3) Ordre de liaison : (6-2) / 2 = 2 4) pas d'électrons non appariés → C 2 est diamagnétique 5) N 2 : (σ 1s ) 2 (σ* 1s ) 2 (σ 2s ) 2 (σ* 2s ) 2 (π 2p ) 4 (σ 2p ) 2 Ordre de liaison : (8-2) / 2 = 3 N 2 a une liaison triple tandis que C 2 a une double liaison → longueur de liaison de N2 → énergie de liaison de N 2 > énergie de liaison de C 2

Le gaz de propène (C 3 H 6 ) réagit avec l'oxygène pour produire du dioxyde de carbone et de la vapeur d'eau. 1) Écrivez l'équation équilibrée pour cette réaction. 2) Calculez le changement d'enthalpie ΔH 0 pour cette réaction ? 3) Cette réaction est-elle endothermique ou exothermique ? Données : Énergie de liaison (BE) : H-H = 436 kJ.mol -1 C-H = 413 kJ.mol -1 C-C = 347 kJ.mol -1 C=C = 607 kJ.mol -1 C-O = 358 kJ.mol -1 C=O = 805 kJ.mol -1 O-O = 204 kJ.mol -1 O=O = 498 kJ.mol -1 O-H = 464 kJ.mol -1

1) Non équilibrée : C 3 H 6 (g) + O 2 (g) → CO 2 (g) + H 2 O (g) Équilibrée : 2 C 3 H 6 (g) + 9 O 2 (g) → 6 CO 2 (g) + 6 H 2 O (g) 2) ΔH 0 = 12 BE (C-H) + 2 BE (C=C) + 2 BE (C-C) + 9 BE (O=O) -12 BE (C=O) - 12 BE (H-O) = -3,882 kJ.mol -1 3) ΔH 0

Final

Chimie générale 1

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Question 1

La structure de Lewis du but-2-ène (C₄H₈) est présentée ci-dessous :

1) Dessinez 3 isomères structurels du but-2-ène. 2) Quelle est l'hybridation de C₁ et C₂ et la forme moléculaire autour de ces atomes ? 3) Quel est l'angle de liaison C₁-C₂-C₃ ? Quel est l'angle de liaison H-C₁-C₂ ? 4) Comparez la longueur de liaison C₁-C₂ et C₂-C₃.

Solution

2) C₁ → 4 groupes d'électrons → sp³ → tétraédrique C₂ → 3 groupes d'électrons → sp² → plan trigonal 3) C₂ est plan trigonal → angle de liaison C₁-C₂-C₃ = 120° C₁ est tétraédrique → angle de liaison H-C₁-C₂ = 109.5° 4) La liaison C₁-C₂ est simple tandis que la liaison C₂-C₃ est double → longueur de liaison C₁-C₂ > longueur de liaison C₂-C₃

Question 2

Le dichlorométhane a pour formule moléculaire CH₂Cl₂. 1) Quelle est la masse molaire du dichlorométhane ? 2) Dessinez la structure du dichlorométhane en utilisant la notation en coins et traits. 3) Le dichlorométhane est-il chiral ? Expliquez. 4) Le dichlorométhane est synthétisé en deux étapes : le méthane (CH₄) réagit avec le chlore pour former du chlorométhane, qui réagit à nouveau avec le chlore pour donner du dichlorométhane. Écrivez l'équation chimique de ces deux étapes. Quel est le sous-produit de cette réaction ?

Solution

1) M_CH2Cl2 = M_C + 2 x M_Cl + 2 x M_H = 12,01 + 2 x 35,45 + 2 x 1,01 = 84,93 g.mol^-1 2)

3) Non, le dichlorométhane est superposable avec son image miroir (pas quatre substituants différents sur le carbone central + plan de symétrie). 4) Le chlore est une molécule diatomique Cl₂ CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl CH₃Cl + Cl₂ → CH₂Cl₂ + HCl Le sous-produit est HCl (acide chlorhydrique).

Question 3

1) Dessinez le diagramme d'orbitales moléculaires de C₂. 2) Quelle est la configuration électronique de C et de C₂ ? 3) Dessinez une structure de Lewis de C₂ cohérente avec le diagramme d'orbitales moléculaires. 4) Quelles sont les propriétés magnétiques de C₂ ? 5) Comparez la longueur de liaison et l'énergie de liaison de C₂ et N₂.

Solution

2) C : 1s²2s²2p² C₂ : (σ_1s)²(σ*_1s)²(σ_2s)²(σ*_2s)²(π_2p)⁴ 3) Ordre de liaison : (6-2) / 2 = 2

4) pas d'électrons non appariés → C₂ est diamagnétique 5) N₂ : (σ_1s)²(σ*_1s)²(σ_2s)²(σ*_2s)²(π_2p)⁴(σ_2p)² Ordre de liaison : (8-2) / 2 = 3 N₂ a une liaison triple tandis que C₂ a une double liaison → longueur de liaison de N2 < longueur de liaison de C2 → énergie de liaison de N₂ > énergie de liaison de C₂

Question 4

Considérez le sulfure de carbonyle OCS où l'atome de carbone est l'atome central. 1) Dessinez les trois structures de résonance pour cette molécule. 2) Quelle est la forme de résonance la plus stable ? Expliquez. 3) Une double liaison C=O a une longueur de liaison moyenne de 124 pm. Que pouvez-vous dire sur la longueur de liaison CO du sulfure de carbonyle ? 4) OCS est-il polaire ? Si oui, dessinez le moment dipolaire de la forme de résonance la plus stable.

Solution

Pas de charges formelles 3) Dans la forme de résonance la plus stable d'OCS, CO est une double liaison, donc sa longueur est proche de 124 pm. L'électronegativité de O > l'électronegativité de S. La deuxième forme de résonance la plus stable est :

CO est une liaison simple dans cette forme → La longueur de liaison CO du sulfure de carbonyle est < 124 pm. 4) Comme les électronegativités de O, C et S sont différentes, OCS est polaire → le moment dipolaire de CO > moment dipolaire de CS.

Question 5

Le gaz de propène (C₃H₆) réagit avec l'oxygène pour produire du dioxyde de carbone et de la vapeur d'eau. 1) Écrivez l'équation équilibrée pour cette réaction. 2) Calculez le changement d'enthalpie ΔH⁰ pour cette réaction ? 3) Cette réaction est-elle endothermique ou exothermique ? Données : Énergie de liaison (BE) :

H-H = 436 kJ.mol^-1 C-H = 413 kJ.mol^-1 C-C = 347 kJ.mol^-1

C=C = 607 kJ.mol^-1 C-O = 358 kJ.mol^-1 C=O = 805 kJ.mol^-1

O-O = 204 kJ.mol^-1 O=O = 498 kJ.mol^-1 O-H = 464 kJ.mol^-1

Solution

1) Non équilibrée : C₃H₆ (g) + O₂ (g) → CO₂ (g) + H₂O (g) Équilibrée : 2 C₃H₆ (g) + 9 O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 6 H₂O (g) 2) ΔH⁰ = 12 BE (C-H) + 2 BE (C=C) + 2 BE (C-C) + 9 BE (O=O) -12 BE (C=O) - 12 BE (H-O) = -3,882 kJ.mol^-1 3) ΔH⁰ < 0 → exothermique

Question 6

Un élément a la configuration électronique suivante : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ 1) Quel est cet élément ? 2) Combien d'électrons de valence cet élément possède-t-il ? 3) Quelle charge attendez-vous pour un ion de cet élément ? 4) Cet élément peut former un composé ionique avec le magnésium. Quelle est la formule et le nom de ce composé ? 5) Donnez un exemple d'un autre élément ayant le même nombre et type d'électrons de valence.

Solution

1) Chlore Cl. 2) 7 électrons de valence (3s²3p⁵). 3) -1. Il lui faut un électron pour remplir le bloc p et avoir la même configuration électronique que l'argon. 4) Mg → Mg²⁺ et Cl → Cl^- La formule du composé ionique est MgCl₂ (chlorure de magnésium). 5) Tous les atomes d'halogènes ont le même nombre et type d'électrons de valence : F, Br, I

Question 7

Dans chaque partie identifiez l'élément ou la particule subatomique qui correspond (le mieux) à la description : · A une masse atomique (approximative) de 80. · A (approximativement) 80 particules dans le noyau, en moyenne. · A une charge négative (particule subatomique). · A une masse “négligeable” · Située dans la partie externe de l'atome. · L'élément le plus léger de la période 4. · Le non-métal le plus léger de la période 3. · Le non-métal le plus léger du groupe 6A (16)

Solution

· Br – Brome · Br – Brome (La masse atomique est due aux particules nucléaires – protons et neutrons) · électron · électron · électron · K – Potassium · Si – Silicium ou P – Phosphore (Si est un semi-métal, mais du côté non-métal.) · O – Oxygène

Question 8

Déterminez le changement global d'énergie pour la formation de sulfure de césium solide à partir de césium gazeux et de soufre, sachant que la lattice de CsS = -3.470 aJ. Données :

I₁(Cs) = 0.623 aJ EA1(S) = - 0.332 aJ EA₂(S) = + 0.980 aJ

d_MgS = 351 pm Constante de Coulomb = 231 aJ.pm

Solution

Équation chimique : 2 Cs (g) + S (g) → Cs₂S (s) Première étape : Cs (g) → Cs⁺ (g) + e^- Deuxième étape : S(g) + e^- → S^- (g) S^- (g) + e^- → S^2- (g) E_réaction = 2 x I₁(Cs) + EA₁(S) + EA₂(S) + E_réseau = -1,576 aJ Nous n'utilisons pas l'énergie de Coulomb car le composé final est un solide et non un gaz d'un composé ionique.

Question 9

Nous étudions le spectre d'émission atomique de l'hydrogène. 1) Quelle est l'énergie d'un électron dans le troisième orbitale (n = 3) ? 2) Calculez l'énergie de la transition atomique de n=3 à n=1. 3) Quelle est l'énergie d'un photon émis à λ = 656 nm ? 4) La rétine de l'œil humain peut détecter la lumière avec une énergie ≥ 4,0 x 10^-17 J. Quel est le nombre minimum de photons à λ = 656 nm qui doivent être émis pour qu'une personne puisse voir la raie d'émission rouge ? Données : constante de Rydberg = -2,1799 aJ, h = 6,626 x 10^-34 J.s, c = 2,998 x 10⁸ m.s^-1

Solution

1) E =

\frac{- 2.1799 (aJ)}{n^{2}}

= - 2.4221 x 10^-1aJ = -2.4221 x 10^-19 J

2) E_photon = 2.1799 ( $\frac{1}{{n_{f}}^{2}}$ - $\frac{1}{{n_{i}}^{2}}$ ) = 2.1799 (1 – $\frac{1}{9}$ ) = 1.9377 aJ = 1.9377 x 10^-18 J

3) E_photon-656 = hν = $\frac{hc}{λ}$ = $\frac{(6.626 \times 10^{- 34}) \times (2.998 \times 10^{8})}{656 \times 10^{- 9}}$ = 3.028 x 10^-19 J

4) E_total ≥ 4.0 x 10^-17 J

et E_total = n x E_photon-656 → n = E_total / E_photon-656

n ≥ 4.0 x 10^-17 / 3.028 x 10^-19

n ≥ 132.1

Le nombre minimum de photons est 133.

Question 10

Vous avez 218,0 g de carbonate de potassium.

Combien de moles de carbonate de potassium avez-vous ?

Combien y a-t-il d'atomes de potassium ?

Dessinez une structure de Lewis du carbonate. L'anion carbonate est-il stable ?

Solution

Carbonate de potassium = K₂CO₃

n (K₂CO₃) = $\frac{m (K_{2} {CO}_{3})}{M (K_{2} {CO}_{3})}$

M(K₂CO₃) = 2 M(K) + M(C) + 3M(O) = 138.21 g.mol^-1

→ n (K₂CO₃) = $\frac{218.0}{138.21}$ = 1.577 mol

Nombre de K = N(K) = 2 x N(K₂CO₃) = n (K₂CO₃) x N_A = 1.577 x 6.022 x 10²³ = 9.467 x 10²³ atomes.

L'anion carbonate est stable car il présente 3 différentes formes de résonance → stabilisation par résonance

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