UJF - DLST - UE CHI /10 - EXAMEN FINAL - mardi 5 janvier 2010

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1 N ANONYMAT : UJF - DLST - UE CHI /10 - EXAMEN FINAL - mardi 5 janvier 2010 La durée de l épreuve est de 2h. Les documents personnels ne sont pas autorisés. Une calculatrice personnelle numérique est demandée. Les réponses seront rédigées sur la copie d examen. La concision et la clarté des réponses seront des qualités particulièrement appréciées par le correcteur. Quelques données Unités du Système International (SI) masse longueur temps fréquence énergie charge quantité de matière kilogramme mètre seconde Hertz Joule Coulomb mole kg m s Hz ou s -1 J C mol Autres unités usuelles de longueur et énergie 1 µm 1 nm 1 pm 1 ev 10-6 m 10-9 m m 1, J Valeurs numériques de certaines constantes fondamentales et autres grandeurs Vitesse de la lumière : c = 2, m.s -1. Constante de Rydberg de l Hydrogène : R H = 1, m -1. Constante de Planck h = 6, J.s. Masse de l'électron : m = 9, kg. Potentiel d ionisation de l hydrogène : 13,6 ev Nombre d Avogadro : N A = 6, mol -1. Tableau des facteurs d écran σj/i selon Slater ; σj/i désigne le facteur d écran exercé par un électron j sur un électron i. Électron i considéré Électron j faisant écran 1s 2s ou 2p 3s ou 3p 3d 4s ou 4p 4d ou 4f 1s 0, s ou 2p 0,85 0, s ou 3p 1 0,85 0, d , s ou 4p 1 1 0,85 0,85 0,35 0 4d ou 4f ,35 E(n,l) = -13,6.(Z * / n*) 2 en ev, avec n* =1,2,3 pour n = 1,2,3 respectivement et n* = 3,7 pour n = 4. Exercice I : questions de cours (2 points) 1. Enoncer le principe d exclusion de Pauli. 2. Que signifie que des orbitales sont dégénérées? 1

2 3. On distingue les orbitales moléculaires π des orbitales moléculaires σ. Quelle est la signification de ces deux termes? 4. Dans la classification périodique des éléments, expliquer comment et pourquoi évoluent les rayons atomiques des éléments le long d une période (ligne)? Exercice II : Configuration électronique (1,5 points) Dans un atome, calculer le nombre maximal d'électrons pouvant avoir les jeux suivants de nombres quantiques : a) n=3, l=2 b) n=4, m=1 c) n=3, l=1, s=+1/2 d) l=2, m=2 e) n=5, m=5 f) n=3, s=-1/2 Exercice III : Composés binaires du soufre (7 points) Un composé binaire est une molécule constituée de deux éléments. On étudie des composés binaires du soufre (Z=16) dans lesquels l atome de soufre est associé à des atomes d hydrogène (Z=1), d oxygène (Z=8) ou de fluor (Z= 9). 1. Donner la structure électronique de l Oxygène O (Z = 8), du Fluor F (Z = 9), et du Soufre (Z = 16) dans leurs états fondamentaux. 2. Préciser leur place (colonne, période) dans le tableau périodique. 3. Comparer les électronégativités de l Oxygène, du Fluor et du Soufre. 2

3 4. A l aide de la représentation des cases quantiques, indiquer quelles sont les valences possibles de l atome de soufre. 5. Ecrire, selon la représentation de Lewis, les formules des composés suivants : H 2 S, SF 6, SO 2, SO 3. Dans ces composés, S est l'atome central et il n'y a pas de liaisons O-O. 6. Prévoir la géométrie de ces espèces et la dessiner en précisant l angle des liaisons. 7. Parmi ces composés, le(s)quel(s) possède(nt) un moment dipolaire non nul? 8. Quel est l état d hybridation des orbitales de S qui permet d expliquer la géométrie observée dans H 2 S? 3

4 9. Le moment dipolaire électrique permanent de SO 2 vaut 1,13 D tandis que le moment dipolaire de la liaison S-O vaut 1,10 D. Calculer l'angle OSO dans la molécule SO Quelle est la géométrie de l anion sulfate SO 4 2-? Comparer les angles de liaisons O-S-O ainsi que les distances des liaisons S-O. (S est l'atome central et il n'y a pas de liaisons O-O) Exercice IV : Energie d ionisation du Sodium (3 points) 1. En utilisant le tableau de Slater, calculer l énergie de première ionisation de Na (Z = 11) 2. On irradie du sodium avec un rayonnement électromagnétique de longueur d onde λ = 200 nm. Ce rayonnement permet-il de provoquer la première ionisation de Na?(justifier) 3. Déterminer la longueur d onde maximale du rayonnement permettant de réaliser cette ionisation. 4

5 Exercice V : Diagramme d'orbitales Moléculaires de OH -. (4 points) On s'intéresse au diagramme des niveaux d'énergie des orbitales moléculaires (OM) de valence de l'anion hydroxyde OH -. (Oxygène : Z = 8 ; Hydrogène : Z = 1) 1. Indiquer quelles sont les orbitales atomiques (OA) de H et de O qui peuvent interagir pour construire les OM de OH -. (On prendra l axe z comme axe internucléaire). 2. Les énergies des OA décrivant les électrons de valence de H et de O valent : E 1s (H) = -13,6 ev ; E 2s (O) = -32,4 ev ; E 2p (O) = -15,9 ev. Expliquer pourquoi l'on peut négliger l'interaction entre les OA de type s dans la construction du diagramme. 3. Compte-tenu de cette approximation, construire le diagramme d'énergie des OM de OH -. On précisera la nature des OM de OH Donner le nombre d'électrons de valence de OH - et établir la configuration électronique de valence de OH OH - est-il un ion paramagnétique ou diamagnétique (justifier)? 6. Calculer l indice (ordre) de liaison de OH -. 5

6 7. Peut-on établir une correspondance simple entre le modèle des OM et le modèle de Lewis pour décrire la liaison chimique dans OH -? (justifier brièvement) Exercice VI : Points d ébullition (2,5 points) Les points d ébullition à pression atmosphérique de trois composés monocarbonés sont regroupés dans le tableau suivant : Composé M (g.mol -1 ) T. ébullition ( C) CH 3 Cl 50,49-24 CH 3 Br 94,9 4 CH 3 I 141, D après le tableau ci-dessus, représenter la courbe T ébullition = f(m), M étant la masse molaire de chaque composé. 2. En justifiant votre réponse, quelle devrait être la température d ébullition approximative de CH 3 F? (M = 34 g.mol -1 ) 3. Le méthanol (CH 3 OH, M = 32 g.mol -1 ) a une température d ébullition de 65 C. Cette valeur est-elle en accord avec l évolution des températures d ébullition étudiées à la question 1? Justifier la réponse. 6