GYMNASE DU BUGNON LAUSANNE Mai 2008 EXAMEN D ADMISSION DE L ECOLE DE MATURITE 2 ème ANNEE OPTION SPECIFIQUE BIOLOGIE - CHIMIE EPREUVE DE CHIMIE Date : mai 2008 Durée : 3 heures Matériel mis à disposition par le gymnase : Tableau périodique Matériel autorisé apporté par l élève : Calculatrice non programmable Nom et prénom du candidat : Date :
Atome, Isotopes Exercice 1 Le néon (Z = 10) peut posséder trois nucléides différents, formant le néon 20, le néon 21 et le néon 22. Les trois nucléides ont respectivement une abondance de 90 % pour le néon 20, 8,60 % pour le néon 21 et 1,40 % pour le néon 22. 1.1. Comment sont appelés de façon générale les atomes d une même famille se différenciant par leurs nucléides? 1.2. Calculez la masse moyenne d un atome de néon. Exercice 2 Le soufre a un numéro atomique de 16. 2.1. Quel est le nombre de protons, neutrons et électrons d un atome de soufre 35? 2.2. Même question pour un soufre 35 chargé deux fois négativement. 2.3. Lorsque l on cherche à déterminer la masse d un atome à partir de la masse de ses particules, est-il nécessaire de tenir compte de la masse de toutes les particules? Justifiez clairement votre réponse. Exercice 3 On considère un cation chargé deux fois positivement dont le noyau contient 28 neutrons. Son noyau a une charge totale égale à + 3,68. 10-18 Coulomb. On donne : la charge de l électron = - 1,6. 10-19 Coulomb. 3.1. Combien d électrons comporte le cortège électronique? 3.2. Quel est le numéro atomique du noyau? 3.3. Quel est son nombre de masse? Tableau périodique, représentation de Lewis Exercice 4 Le verre ordinaire est fabriqué en faisant fondre de la silice (oxyde de silicium, SiO 2 ) avec un mélange d oxyde de calcium CaO et d'oxyde de potassium K 2 O. Les fibres optiques sont utilisées pour conduire la lumière infrarouge sur de grandes distances. Le verre utilisé pour la fabrication des fibres optiques doit être pur. La silice nécessaire à la fabrication de fibres optiques est obtenue par action de dioxygène sur du chlorure de silicium très pur. Pour fabriquer du verre dans lequel puisse se propager un rayonnement infrarouge, on ajoute à la silice de l'oxyde de tellure TeO 2. Page 1 sur 4
4.1.a. Recherchez dans le tableau périodique les éléments oxygène, calcium, potassium et silicium. Indiquez les premiers éléments des familles respectives. Enfin, donnez les structures électroniques de ces premiers éléments. 4.1.b. Donnez les formules des ions monoatomiques stables formés par les éléments oxygène, calcium et potassium. Donnez leur structure électronique ionique. Justifiez votre réponse. 4.2. Justifiez par des modèles de Lewis les formules de la chaux et de l'oxyde de potassium. 4.3. Déterminez la formule brute de la molécule de chlorure de silicium. Justifiez par des modèles de Lewis. Puis donnez sa formule développée. 4.4.a. Recherchez l'élément tellure dans le tableau périodique. A quelle famille appartient-il? 4.4.b. Dans la molécule d'oxyde de tellure, l'atome d'oxygène obéit-il à la règle de l'octet? En est-il de même pour l'atome de tellure? Représentation de Lewis, isomères Exercice 5 Représentez en structure de Lewis (formules développées avec doublets non liants sur les atomes concernés) tous les isomères des molécules suivantes, après avoir rappelé la définition de l'isomérie : 5.1. C 3 H 7 Cl 5.2. C 3 H 6 O 2 Polarité des molécules Exercice 6 Représentez en structure de Lewis (formules développées avec doublets non liants sur les atomes concernés) les molécules suivantes dans les cases correspondantes. H 2 HCl H 2 O Cl 2 CCl 4 CO 2 6.1. Quelle notion permet de distinguer une liaison covalente polaire d'une liaison covalente non polaire? Définissez cette notion par une phrase. 6.2. Recopiez les molécules en structure de Lewis du tableau ci-dessus, mais cette fois en indiquant quelles sont les liaisons covalentes polaires et quelles sont les liaisons covalentes non polaires (vous pouvez par exemple utiliser 2 couleurs différentes, sauf le rouge, clairement identifiées). Vous ajouterez également quand cela est possible les charges partielles δ + et δ - portées par les atomes concernés. Page 2 sur 4
Exercice 7 7.1. Parmi les six molécules étudiées ci-dessus, quelles sont celles susceptibles d'être polaires? Notez leurs formules brutes. 7.2. Par l'étude de la géométrie de ces molécules (susceptibles d'être polaires), déterminez si elles sont finalement polaires ou non. Représentez en 3 dimensions les molécules non linéaires. Etats de la matière, masse volumique Exercice 8 On dispose de 2 kg de néon à température et pression normales. Sachant que la masse volumique de ce gaz vaut 0,901 g/dm 3, calculez le volume que représenterait cette masse de néon à 25 C et sous une pression de 728 Torr (= 0,96 atm). Exercice 9 Aux conditions normales, c'est-à-dire à 0 C et sous 1 atmosphère, l'air a une masse volumique de 1,293 g/l. En admettant qu'il ne soit constitué que de deux gaz, A (ρ = 1,429 g/l) et B (ρ = 1,250 g/l), calculez le pourcentage de chacun de ces gaz en volume. Exercice 10 La masse volumique de la glace vaut 0,917 g/cm 3, celle de l'eau 1 g/cm 3, et celle de la vapeur d'eau 0,59 g/dm 3. Sur la base de ces informations, calculez le volume (m 3 ) occupé par une tonne d eau solide, liquide et gazeuse. Stoechiométrie Exercice 11 Le gaz sulfure d'hydrogène H 2 S réagit spontanément avec le dioxyde de soufre gazeux SO 2 pour donner du soufre et de l'eau. 11.1. Écrire l'équation bilan de la réaction. 11.2. Quel volume minimum de dioxyde de soufre doit-on faire agir avec 1,2 L de sulfure d'hydrogène pour faire disparaître tout le sulfure d'hydrogène? 11.3. Quelle est la masse de soufre recueillie? Exercice 12 L ours en hibernation transforme sa graisse en eau par combustion. Sachant que la formule de sa graisse est C 18 H 34 O 2 et qu une combustion consomme de l'oxygène et produit de l eau et du gaz carbonique, quelle quantité de graisse va "fondre" par jour s'il a besoin de 800 g d'eau chaque jour? Page 3 sur 4
La mole Exercice 13 Parmi les propositions a, b, c, cochez l'unique bonne réponse dans la grille correspondante. 13.1. Quelle est la définition correcte de la constante d'avogadro? a) Sa valeur est égale au nombre d'atomes contenus dans un échantillon de 1 g de carbone 12. b) Sa valeur est égale au nombre d'atomes contenus dans un échantillon de 1 kg de carbone 12. c) Sa valeur est égale au nombre d'atomes contenus dans un échantillon de 12 g de carbone 12. 13.2. Deux moles de glucose (formule brute C 6 H 12 O 6 ) contiennent a) 36,132. 10 24 atomes d'oxygène b) 1,2. 10 24 molécules de glucose c) 1,20. 10 24 atomes de carbone 13.3. Quelle quantité de matière correspond à 2,4. 10 24 atomes de fer? a) 4 mol b) 0,33 mol c) 3 mol 13.4. Quelle quantité de matière représente 3,6 g de carbone (M C = 12,0 g. mol -1 )? a) 3,3 mol b) 43 mol c) 0,30 mol 13.5. Combien y a-t-il d'atomes d'hydrogène dans une mole de dihydrogène H 2? a) 3 moles b) 1 mole c) 2 moles 13.6. M Cu = 63,5 g. mol -1 ; M S = 32,1 g. mol -1 ; M O = 16,0 g. mol -1. Une masse de 1,6 g de sulfate de cuivre (II) CuSO 4 contient : a) 10 moles de molécules de sulfate de cuivre. b) 0,01 mole de molécules de sulfate de cuivre. c) 0,1 mole de molécules de sulfate de cuivre. 13.7. On brûle du méthane dans le dioxygène, il se forme du dioxyde de carbone et de l'eau. L'équation bilan de la réaction est : a) CH 4 + O 2 CO 2 + 2 H 2 O b) CO 2 + 2 H 2 O CH 4 + 2 O 2 c) CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O 13.8. M C = 12 g. mol -1 ; M H =1 g. mol -1 ; M O = 16,0 g. mol -1. La masse molaire de l éthanol (C 2 H 6 O) est a) 38 g/mol b) 46 g/mol c) 40 g/mol 13.9. Parmi ces affirmations, laquelle est correcte? a) Les masses de 1,5 mol d eau et 1,5 mol de diazote sont identiques. b) La masse molaire atomique est la masse d une mole d atomes. c) Il y a le même nombre de molécules dans 1,5 mol de diazote et dans 1,5 mol d eau. 13.10. Quelle est la masse de 0,2 mol d'eau? (M H2O = 18,0 g. mol -1 ) a) 90 g b) 0,011 g c) 3,6 g Page 4 sur 4