chimie - Remede.org

CHIMIE
AU CONCOURS D’ENTRÉE
MASSEUR-KINÉSITHÉRAPEUTE
CHIMIE
AU CONCOURS D’ENTRÉE
MASSEUR-KINÉSITHÉRAPEUTE
Élise Marche
Professeur de Physique-chimie à L’École nationale
de Chimie-Physique-Biologie de Paris
Stéphane Louvet
Professeur de Physique-chimie à L’École nationale
de Chimie-Physique-Biologie de Paris
2e édition
© Dunod, Paris, 2012
ISBN 978-2-10-058282-2
Avant-propos
Cet ouvrage s’adresse aux candidats au concours d’entrée en école de MasseurKinésithérapeute. Son but est de présenter de façon claire et progressive l’ensemble
des notions à connaître des programmes de Première et de Terminale scientifiques pour
réussir le concours d’entrée en institut de formation en masso-kinésithérapie.
La nature des épreuves de ce concours dépend de chaque école de formation qui
organise son propre concours.
Le nombre de candidats se présentant à chaque concours est extrêmement élevé, jusqu’à
4 000, pour un nombre de places allant de 20 à 80 par structure de formation. La
sélection est donc drastique.
L’épreuve de Chimie dure 30 minutes et peut se présenter sous forme de QCM, ou sous
forme d’exercices rédigés, avec ou sans calculatrice.
La particularité des QCM de chimie repose sur la rapidité, encore plus que pour les
deux autres matières. Il faut donc s’entraîner en faisant et refaisant les QCM jusqu’à
les maîtriser tous parfaitement.
La rédaction des exercices doit être concise et faire apparaître l’essentiel. L’entraînement est donc indispensable et fondamental.
V
Table des matières
Avant-propos
V
Partie 1
Structure de la matière
1. Les éléments
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
4. L’équilibre chimique
2
1. Vocabulaire
2. L’organisation du cortège électronique
3. La classification périodique
2
3
4
QCM
Exercices
Corrigés
7
8
9
2. La réaction chimique :
bilan de matière généralités
11
1. Corps purs simples et corps purs composés –
mélanges
2. Les différentes sortes de grains de matière
3. Quantité de matière
4. La réaction chimique
11
12
13
15
QCM
Exercices
Corrigés
17
19
21
Partie 2
Cinétique chimique
3. Vitesse d’une réaction
chimique
Partie 3
Chimie des solutions aqueuses
28
1. Vitesse d’une réaction
2. Suivi cinétique d’une réaction
3. Interprétation microscopique de la cinétique
chimique
28
30
QCM
Exercices
Corrigés
34
37
39
32
1. Une réaction chimique est-elle toujours
totale ?
2. Comment expliquer l’existence
d’un équilibre chimique en solution ?
3. Comment déterminer la composition
d’un système chimique à l’équilibre ?
QCM
Exercices
Corrigés
5. Les réactions
acido-basiques
44
44
47
49
52
53
54
56
1. Quelles espèces les réactions acido-basiques
mettent-elles en jeu ?
2. Que se passe-t-il lorsque l’on met en
présence un acide et une base ?
3. Comment mesurer l’abondance des protons
disponibles dans une solution aqueuse ?
4. Comment classer les couples acide/base
5. Que se passe-t-il si l’on mélange plusieurs
acides et plusieurs bases ?
64
QCM
Exercices
Corrigés
66
68
71
6. Réactions
d’oxydoréduction
1. Quelles espèces les réactions
d’oxydoréduction mettent-elles en jeu ?
2. Que se passe-t-il lorsque l’on met en
présence un oxydant et un réducteur ?
3. La réaction d’oxydoréduction
4. Les piles
56
57
59
62
77
77
78
80
82
VII
Table des matières
5. Peut-on forcer une réaction
d’oxydoréduction à se faire en sens inverse
de son sens
spontané ?
Exercices
Corrigés
7. Les équilibres
de précipitation
88
90
96
102
102
103
QCM
Corrigés
106
108
1.
2.
3.
4.
Les méthodes d’analyse physique
La pH-métrie
La conductimétrie
La spectrophotométrie
QCM
Exercices
Corrigés
9. Dosages
QCM
Exercices
Corrigés
109
110
112
114
VIII
Les molécules de la chimie organique
Nomenclature systématique
Représentation des molécules organiques
Isomérie
171
1. Définitions
2. Notion de chiralité
3. Relations de stéréoisomérie de configuration
171
172
175
QCM
Exercices
Corrigés
177
178
179
12. Spectroscopies IR, UV
et RMN
180
1. Principe de la spectroscopie moléculaire
d’absorption
2. Spectroscopie UV-visible
3. Spectroscopie IR
4. Spectroscopie de RMN
180
182
185
186
QCM
Exercices
Corrigés
191
191
193
13. Réactivité des molécules
organiques
125
129
132
1.
2.
3.
4.
5.
Polarité des liaisons
Sites réactifs
Les grandes familles de réactions chimiques
Écriture des mécanismes réactionnels
Un exemple de mécanisme réactionnel :
la substitution nucléophile
QCM
Exercices
Corrigés
Partie 4
Chimie organique
1.
2.
3.
4.
167
168
169
125
140
142
146
10. Généralités sur la chimie
organique
QCM
Exercices
Corrigés
109
118
120
122
1. Pourquoi effectue-t’on des dosages en
Chimie ?
2. Quels sont les différents types de dosage ?
3. Comment peut-on détecter l’équivalence
d’un dosage...
163
11. Stéréoisomérie
1. Définitions
2. Système à l’équilibre
8. Méthodes d’analyse
physique en chimie
5. Techniques expérimentales en chimie
organique
14. Les hydrocarbures
154
154
156
161
162
195
195
196
198
199
201
202
203
204
206
1. Généralités
2. Réactions avec les alcènes
206
207
QCM
Exercices
Corrigés
211
211
213
Table des matières
15. Les alcools
215
Corrigés
227
1. Présentation
2. Passage aux alcènes et aux dérivés
monohalogénés
3. Oxydations
215
QCM
Exercices
Corrigés
219
219
221
1. Présentation des acides carboxyliques et de
leurs dérivés
2. L’équilibre d’estérification-hydrolyse
3. Saponification
228
229
232
223
QCM
Exercices
Corrigés
234
235
236
16. Les composés carbonylés
216
218
1. Présentation
2. Oxydation
223
224
QCM
Exercices
225
225
17. Les acides carboxyliques
et leurs dérivés
Index
228
239
IX
Pour bien utiliser
15
ools
Les alc
tation
sen
1. Pré
H
xyle Ool ?
on hydro ène.
n alco
e foncti
rog
ortant un rbone ou d’hyd
e comp
ca
organiqu s atomes de
ule
léc
de
e mo
lié à
l est un
-même
Un alcoo tétragonal lui
ne
un carbo
Le cours
Le cours complet présente les notions de
chimie au programme du concours.
De nombreuses illustrations ainsi que des
remarques pédagogiques enrichissent le
cours et vous aident à mieux le comprendre.
liée à
ce qu’u
Qu’estît égaappara upee −OH
gro
Le group s d’autres
e
dan
tels qu
lement
nnels
fonctio carboxyliques
ments
s
de
t un
aci
s
reconnaî
celui de
énols. On e le carbone
ou des
qu
s
au fait porte que de
alcool
nnel ne nce simple vus
fonctio
de covale
ou d’hyliaisons s de carbone
me
des ato
e.
gèn
dro
C
l est Cn
n alcoo
rale d’u
le géné
La formu
O
H
.
H2n+1OH
ées)
?
s alcoolis
alcools
s boisson contiennent
cool de
x
on des
thanol (al Les végétau s fonctions
s.
turel. L’é
t de
l’état na n des jus sucré s comporten
istent à
cre
tio
ex
su
nta
ols
les
A ...),
par ferme
up d’alco
alcools.
Beauco par exemple, enthol, vitamine
nir des
,
t d’obte
(m
rmettan
se forme terpéniques
ls
nthèse pe
des alcoo
ies de sy
reuses vo
mb
no
alcool ...
de
iste
part, il ex
D’autre
l’eau ?
donc à
es dans
ne attire laire,
solubl
l’oxygè
po
rogène, nc un groupe
sont-ils
ls
e l’hyd
o
res. La
do
qu
f
co
ati
xyle est es-mêmes polai ène
onég
Les al
e hydro
rog
s électr
ell
up
yd
plu
au
gro
l’h
nt
Le
s d’e
ne et
netteme
n O − H. ec les molécule ire (le carbo diminue quand
ène est
la liaiso
L’oxyg
nité av
e apola des alcools
l et le
ons de
air
affi
no
e
ctr
ntr
nn
tha
co
é
éle
l’é
ilit
au
e bo
lui les
nfère un lcool est elle, vité). La solub◦ le méthanol, du butan-1-ol
co
lui
i
ilité
ce qu
e de l’a
onégati
à 25 C,
carboné la même électr e augmente : ns l’eau, la solub 6 g.L−1 ...
chaîne
rboné
-1-ol de
ons da
u près
ca
rti
an
pe
e
à
ex
po
t
aîn
pro −1 lle de l’h
ayan
la ch
, ce
en toutes
eur de
solubles n-1-ol 23 g.L
la longu
-ol sont
nta
propan-1 −1 , celle du pe
est 79 g.L
uve-t-
© Dunod
– La pho
tocopie
non aut
orisée est
un délit
Où tro
215
Chapitre
5 • Les
réactions
acido-basiq
ues
QC M
Sans cal
culatric
e
Les QCM
Chaque chapitre propose plusieurs QCM en
partie extraits d'annales de concours pour
vous familiariser à ce format d’épreuves.
66
X
1. Type
AP-HP
Soit une
solution
C = 1
0 × 10 −3 de monoacide
AH de
mol.L –1.
avec l’ea
À cette tem
con
u est tota
La transf
le si :
ormation centration
pérature,
le pH d’u
de cet aci
a. pH =
ne solutio
a. [H O +
de
3
3
n neutre
] = 1,0×1 –7
b. pH =
est tel que
0 mol.L –1
b. [H O +
4
:
3
] = [HO –
c. pH <
]
c. [H O +
3
3
] = 1 pK
d. l’acide
e
2
d. pH =
est fort
7,0
e. H +
e. pH =
3O
> C.
6,4.
2. Type
6. Type
AP-HP
Efom
Soit une
On consid
solution
d’acide AH
ère trois
est 3,8.
solutions
dont le pK
La premiè
aqueuses
a du cou
re
de même
ple associ
a. L’espè
de concen est une solutio
pH = 2,7
n d’a
é
ce A – pré
tration 5,0
.
e monoc
domine
×10 –3mo cid
b. L’espè
La second
hloroétha
pour pH
l.L –1
ce AH pré
noïque
e
= 5,2
tration 2,5 est une solution
domine
c. L’espè
–1
pour pH
d’a
×1
ce AH pré
cide éth
0
mol.L –1
= 2,0
anoïque
domine
La troisiè
d. Aucun
de
pou
concenme
r
e des esp
pH = 4,3
est une
concentrat
èces AH
pour pH
ion 2,0×1 –3 solution d’acid
et A – ne
=7
e chlorh
0 mol.L –1
prédomine
e. Si le
ydrique
a. Tou
pH est aci
de
s les acides
de alors
mine.
ci-dessus
l’espèce
b. Tou
3. Type
sont forts
s les acides
acide pré
AP-HP
doci-dessus
c. Seul
Soit l’équa
sont faib
l’acide chl
les
orh
AH(aq) + tion de la réactio
d.
ydrique
L’acide mo
H
n associ
est un aci
noc
ée
A –(aq) +
K associ 2 O(l)
de
hlo
à
la
for
roéthanoï
l’acide éth
transfo
t
H 0+
ée à la réa
que est plu
anoïque
ction est 3 (aq) . La constante rmation :
e. L’acid
s fort que
définie par
d’é
a. [AH
e éth
la relation quilibre
] / ([A –]×
monochlo anoïque est plu
[H3 0 +])
:
b. ([A –
s fort que
roéthanoï
]×[H3 0 +
Données
que.
l’acide
]) / ([AH]×
: log 2 ≈
c. ([A –
0 30 ; log
[H2 O])
]×[H3 0 +
2 5 ≈ 0
]) / [AH
7. Type
d. ([AH]×
]
40 ; log
Saint Mi
5 0 ≈ 0
[A –]) / [H +
chel
A. Une
70.
e. 10 –pKa
30 ]
sol
(ou formi ution aqueuse inc
4. Type
AP-HP
que) pré
olore S
sente un
obtenue
0 d’acid
Soient deu
e métha
en diluant
pH = 3.
noïque
x
sol
réa
10
Un
uti
ction lim
foi
e solution
ons d’acid
considéré
itée de con s la solution S
es
es de mê
S1 est
l’ac
ave
0
sta
ide
la réactio à la même tem
nte
c de l’ea
méthanoï
pérature. me concentratio
n entre
u. Une
que et l’ea d’équilibre K
l’acide et
n et
L’avancem
solution
A se pro
u.
a. Le pH
duit entre
d’acide
l’eau est
ent final
dont :
de la sol
le plus fai
de
ution S
ble pour
b. Le tau
a. La val
1 est sup
la
x d’a
eur du pH
érieur à
3
est la plu
b. La val
la solutio vancement final
s faible
est plus
n S0
eur du pH
grand dan
c. Le crit
est la plu
c. La val
s
ère d’é
s grande
eur du pK
d’avancem volution sponta
a associ
faible
é au cou
née prévoi
ent plus
ple est la
d. Le quo
élevé dan
t un taux
d. La val
plus
s S1
tien
eur du pK
S1 est sup t de réaction ini
a associ
grande
tial dans
é au cou
érie
ur
à la consta
ple est la
la soluti
e. L’acid
e. La con
on
nte KA
plus
e méthanoï
centratio
B. La con
que est un
n en ion
petite.
centration
s oxoniu
acide faib
volumiqu
m est la
le.
5. Type
e C0 dan
plus
Montpelli
a. 5 cm
s la solutio
ol.L –1
er
À 70 ◦C,
n S0 est
le pKe est
b. 6×10 –4
:
égal à 12,
mol.L –1
8.
c. 5×10 –3
mol.L –1
d. 5 mm
ol.L –1
e. 6 mm
ol.L –1
cet ouvrage
Exercic
es
© Dunod
– La pho
tocopie
non aut
orisée est
un délit
Les exercices
exercices
Les
Chaque chapitre propose des exercices en
partie extraits d’annales de concours, classés
par niveaux de difficulté (sur une échelle de trois).
De l’application immédiate des connaissances
de Première et de Terminale, ils vous porteront
jusqu’aux exercices-types du concours.
12. Ca
lcu
d’eau co ler la quantité
Exercic
es
nte
de moléc nue dans 3,0 de matière
(nombre
ules.
g de ce
de moles
volume
liquide,
)
de gaz
puis le
da
cet éch
13. Qu
nombre
antillon ns les CNTP
elle est
a-t-on dis
?
III ?
la masse
2. On a
sous po
de 13,7
obtenu
ur prépa
250 mL
mmol de
tration
rer
C
d’u
chlorure
soluté uti = 48 × 10 −2 ne solution de
14. On
de fer
molL −1
lisée ?
considè
soude de
atmosp
re trois
? Quell
hé
corps pu
e est la concenplomb rique égale à
rs,
masse
20. Un
Pb(s) ; dio
de
1,013×1 5 à 20 ◦C et à
e
sol
uti
la
0 Pa :
xygène
on
solution
Pour ch
O2(g) .
éthanol pression
qui conti d’acide sulfur
acun d’e
C2 H6 O
densité
iqu
quantité
ux
est d = ent 96 % en ma e du comm
(l) ;
de matiè , calculer la
erce est
1 83.
sse de H
ma
re égale
Calculer
une
à 0,100 sse et le volum
2 SO4(l)
et dont
sulfuriqu la concentratio
mol.
15. On
e d’une
la
n molai
e.
re de la
constitu dispose d’un
solution
é de 50
échantill
% de cu
en acide
21
on
Calculer
.
de
Le sulfat
ivre et
50 % de 10 g d’un all
e de cu
qu
contenu les quantités
’il
ivre
est hy
iage
nickel en
de matiè
es dans
est CuSO draté, ce sol anhydre est un
masse.
cet éch
re
de
ide est
solide bla
antillon
cuivre
ble
d’eau ass 4 , xH2 O où x
.
et de nic
16. L’a
est le no u et sa formu nc. Lorsociées à
kel
ir
le chim
mbre de
une mo
On pré
80 % de est composé
ique
mo
le de Cu
pa
d’e
diazote
SO4 (s). les de molécule
de cuivr re 100 mL d’u
en volum nviron 20 %
s
e
a. Calcu
de dioxy
e.
Une me à partir de ne solution
ler
gène et
aqueuse
sure de
10 g de
ces corps les quantités
de
concen
de sulfat
de matiè
concen
sulfate
tra
tra
20 ◦C et purs dans un
re respe
e
tio
de
tio
n
molai
n pe
cuivr
[Cu 2+(aq
e bo
ctives de
à une pre
)] = 40 re d’ions cuivr rmet de déter e bleu.
chacun
ssion ég uteille de 1,0
b. En dé
Détermi
de
× 10 −1
mi
e
L
ale à 1,0
du
ner x.
molL −1 de la solution ner la
13×10 5 remplie d’air
puis leu ire les masse
obtenue
.
à
Pa.
s de ces
r pourc
:
entage
22. On
en masse deux gaz dans
Données
dispose
la boute
dans l’a
de deux
ille,
ir.
Une sol
Volume :
solution
ution A
molaire
s
C
ion
de
de
A = 80
iques :
Vm = 24
× 10 −2 nitrate de cu
0 Lmo −1 gaz à 20 ◦C
Un
ivr
−1
mo
e
Masse
e II de
l ;
soluti
lL
et 1013
vo
concen
C B = 40 on B de sul
× 10 5
tration
Masse lumique de l’é
fat
Pa :
−2
volumiqu
tha
On mélan × 10 mol −1e de cuivre
e du plo nol : 0789 g −3
II de co
L
ge un vo
cm
mb : 11
ncentra
lume V
volume
,34 g.cm –3 ;
tion
17. Le
A = 50
V
.
gé
cm 3 de
Calculer B = 150 cm 3
rose, uti raniol est l’u
sol
de soluti
ution A
les conc
lisé en
n
avec un
on
le mélan
entratio
parfume des constitu
13 730
ge et vé
ns molai B.
ants
rie
Pa
rifier l’é
res des
géraniol , on mesure la . A 260 ◦C, sou de l’essence
lec
ion
troneutr
de
s
: 0,480
masse
23. Ty
alité du présents dans
volumiqu s une pression
g.L –1.
Exprime
pe C.
mélange
de
e de la
r et calcu
.
vapeur
A. Un lab E.E.R.R.F (sa
ler la ma
de
ns calcu
sse mo
II (de ma orantin prépare
latrice)
laire du
18. Un
sse
une sol
géraniol
e
m = 67 molaire 13
ution de
.
par le sol grande partie
5
–1
g.m
ch
5
de
lor
g
eil sont
ol ) en
de ce co
d’eau dis
nues da
absorbé s radiations ult
introduis ure de cuivre
mposé
till
ns la str
es par les
rav
ée
an
da
t une ma
ns un vo
(on sup
geable
atosphère
gazeux,
molécule iolettes émise
lors de
po
qu
.
la dissol se la variatio lume V = 50 sse
est égale i contient l’é L’ozone est un s d’ozone co s
0 mL
1. Écrir
ution).
n de vo
nteà 48 g.m –1 lément ox
e l’équati
corps pu
lume né
ygène.
ol .
r
on de dis
gli1. Qu’es
2. Calcu
Sa masse simple,
solution
t-ce qu
ler la co
molaire
de ce co
’un corps
cette sol
ncentra
2. Dédu
mp
osé
uti
pu
tio
r simple
on.
ire du tex
n molai
.
re en sol
?
te la for
3. En dé
uté
mule bru
duire les
apporté
te de l’o
sentes.
19.
concen
de
zone.
trations
1. Calcu
en espèce
B. Ce
ler la qu
mê
s ioniqu
contenu
aqueuse me laboranti
es prée dans antité de ma
n
de
tiè
12 mL
de calciu chlorure de prépare 500
d’une sol re d’acide ch
mL d’u
cal
lorhy
ution à
ne soluti
nombre m hydraté de cium à partir
1,5 mo –1 drique
de 11 g
de
for
on
mo
mu
l.L . Qu
les de
le Ca
de
chlorure
el
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chlorure
au
m
est alors solide. La co associées à un x est le
ncentra
la même
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19
és
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3
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1
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I.R. perm de la moléc
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vibration ctroniques.
a. : Les
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l’intensit
c. : Il ne sition du sig , c’est-à-dire résonnent.
entre de des transitions que la cellule ions I.R. donc
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nt
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intense
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stique.
1
ne. Commlise des solvan
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n’absorbe t sans hydrogè
uti
rium, 2D.
–1 , cette ab
es, on
ne
le deuté
la moléc
un solvan gène sont rar
convien 0 et 3 500 cm
isotope,
rption de
dro
00
par son
atomes
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entre 3
sans hy
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e
–1
es band
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e.
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on
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0 cm ,
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l’h
72
L’a
pro
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: b.
t
e vers 1
O-H ...) e liaison, en fon ence qui lui est liaison.
Réponse
se et fin le propène son
qu
ne
4
nde inten
l et
Le
d. : Chaqu ille à une fré éristique d’u
te une ba C=O, l’éthano liaison C=O.
s osc
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Le spectr que d’une lia
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po
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d’abso
caractéri nés car ils ne terait en outre–1 une bande au
,
mi
sen
0 cm
es par un
donc éli propène pré
vers 1 60 isons C-H porté
du
liaison
nt qu’en
spectre
double
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ce de lia C-H n’absorbe
: a. et c.
la
s
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de
cte
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s tra
–1
e à la
ristique
ons corre
liaisons
rent de ctronique
cm lié
Ici, les
Affirmati
engend
possède
de 3 000 ublement lié.
uche éle e.
mais il e vers
visibles
2
–1
do
s U.V.d’une co
rgi
n C=O,
nd
carbone
0 cm .
rs
e liaiso
large ba
radiation électron passe plus haute éne
de 3 00
les valeu
ssède un donnerait une
de
a. : Les
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cis
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un
de basse de Beer-Lamb is on a un pré re est grand, on
alement cm–1 .
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loi
500
nde, ma
tion mo
b. : La
3 000-3
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d’extinc
ion.
de la lon e le coefficient
visibles.
d’absorpt
qu
ximum radiations U.V.grande
nc au ma
les
place do n’absorbe pas
au
L’e
:
c.
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)
abscisse,
transmise
., on a, en rimé en cm
ineuse
ctre I.R
exp
Sur un spe eur d’onde) e d’intensité lum
gu
de la lon nce (pourcentag
stique
transmitta en %.
–1 caractéri
–1
1 720 cm 000-3 500 cm
exprimée
O
de vers
3
te une ban nde large vers
5
e C présen
e ba
C
Le spectr n C=O et un
iso
OH
de la lia
Corrigés
Corrigés
LesQCM
QCM et
et exercices
exercices sont
sont tous
tous intégralement
intégralement
Les
corrigés. Des commentaires pédagogiques
corrigés.
vous guident pas à pas.
QCM
es
Exercic
H
hex-1-ène
193
thanoïque
acide mé
hexane
XI
Partie 1
Structure
de la matière
1
Les éléments
1. Vocabulaire
Qu’est-ce qu’un élément chimique ?
Un élément chimique est ce qui est commun à un corps simple et à tous ses composés.
Ce facteur commun est constitué par le noyau des atomes ou ions monoatomiques d’un
même élément. En effet, une réaction chimique correspond à un réarrangement des
électrons externes des entités mises en jeu. Chaque élément sera donc caractérisé par
la donnée de son numéro atomique Z, lequel correspond au nombre de protons que
contient le noyau de l’élément.
Remarque : en physique nucléaire, au contraire, les transformations affectent les noyaux.
Les éléments chimiques ne sont donc conservés que pour les réactions chimiques, et
non pour les transformations nucléaires.
Par exemple, l’élément fer est contenu dans le métal fer ainsi que dans les ions fer (II)
Fe2+ et fer (III) Fe3+ . Ainsi, quand on dit qu’il y a du fer dans les épinards, on entend
bien sûr par là la présence, dans le légume, des ions et non du métal.
Chaque élément possède un nom et un symbole commençant par une lettre majuscule,
éventuellement suivi d’une lettre minuscule. La lettre majuscule correspond le plus
souvent à la première lettre du nom français ou latin de l’élément. Par exemple,
l’élément carbone a pour symbole C, l’élément chlore pour symbole Cl, et l’élément
sodium Na (du latin natrium).
Remarque : les données du symbole, et du numéro atomique Z d’un élément sont
redondantes.
Qu’est-ce qu’un isotope ?
Des isotopes sont des corps dont les noyaux atomiques possèdent des nombres
identiques de protons, mais des nombres de neutrons différents. Ils appartiennent donc
au même élément. Par exemple, l’hydrogène 11 H, le deutérium 21 H et le tritium 31 H sont
trois isotopes.
Remarque : la dénomination isotope provient du grec isos topos signifiant littéralement
« même lieu ». En effet, deux isotopes appartenant à un même élément occuperont donc
la même case dans la classification périodique des éléments.
Deux isotopes diffèrent donc par leur nombre de masse A. En conséquence, la
masse molaire d’un élément donné sera déterminée en tenant compte des proportions
respectives des différents isotopes de cet élément.
2
2 • L’organisation du cortège électronique
2. L’organisation du cortège électronique
Comment se répartissent les électrons du cortège
électronique ?
L’atome, électriquement neutre possède autant d’électrons qu’il y a de protons dans
son noyau.
Les Z électrons de l’atome sont répartis sur des couches électroniques d’énergie
différentes.
Un modèle simplifié permet de décrire la structure des atomes et des ions monoatomiques possédant jusqu’à 18 électrons.
Dans ce modèle, les couches électroniques successives sont désignées par des lettres
majuscule et une contenance maximale :
•
•
•
la couche K contient au maximum 2 électrons ;
la couche L contient au maximum 8 électrons ;
la couche M contient au maximum 18 électrons (mais dans ce modèle simplifié on
en mettra au maximum 8).
Donner la structure électronique d’un atome dans son état fondamental, c’est indiquer
sur quelles couches électroniques se trouvent les électrons de manière à ce qu’il ait la
plus faible énergie possible : on remplit les couches électroniques par ordre d’énergie
croissante (la couche K, puis la L, puis la M) en ne dépassant pas le nombre d’électrons
maximum autorisé par couche. Quand une couche est pleine, on remplit la suivante.
Par exemple, pour le carbone Z = 6 ; il y a donc 6 électrons à répartir. La structure
électronique s’écrira : (K)2 (L)4 .
Que sont les électrons de valence ?
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
On appelle électrons de valence, électrons externes ou électrons périphériques, les
électrons de la dernière couche électronique occupée.
Pour le carbone, il s’agit des électrons se trouvant sur la couche L. Le carbone possède
donc 4 électrons périphériques.
Ces électrons sont ceux qui sont responsables de la réactivité chimique d’un élément.
Qu’est-ce qu’un ion monoatomique ?
Un ion monoatomique est obtenu à partir de l’atome par gain ou perte d’un ou
plusieurs électrons. La formation de ces ions s’explique souvent en considérant la
structure électronique de l’atome. En effet, les atomes tendent à acquérir une structure
externe à 2 ou 8 électrons (c’est la règle du duet ou de l’octet). Un atome peut perdre
les électrons de sa couche externe, il donne alors un cation ou gagner des électrons afin
de remplir complètement sa couche externe, il donne alors un anion.
3
Chapitre 1 • Les éléments
Par exemple, le Lithium (Z = 3) de structure électronique (K)2 (L)1 donnera Li+ (2
électrons périphériques, règle du duet) ; le fluor (Z = 9) de structure électronique (K)2
(L)7 donnera l’anion fluorure F- (8 électrons périphériques)
3. La classification périodique
Quel est l’historique de la classification périodique ?
C’est le chimiste russe Dimitri Mendeleiev qui, en 1869, établit une classification
périodique des éléments. L’ordre adopté à l’époque était basé sur le fait qu’il
apparaissait une périodicité des propriétés des éléments en les classant par masse
croissante. On sait à présent que ce sont les électrons qui régissent la réactivité,
les éléments sont donc classés dans la classification actuelle par numéro atomique
croissant. Néanmoins, la classification d’origine est assez proche de l’actuelle (pour
ce qui est des éléments qu’elle contenait à l’époque), mais surtout il est à noter que
Mendeleiev avait eu la bonne intuition de laisser des « trous » dans sa classification,
lacunes correspondant à des éléments encore inconnus à l’époque mais dont il prévoyait
la réactivité !
Comment la classification périodique est-elle
organisée ?
La classification se présente sous la forme d’un tableau à sept lignes ou périodes et
dix-huit colonnes.
À chaque colonne correspond une famille d’éléments qui rassemble des éléments
de réactivité analogue. En effet, tous les éléments d’une même famille ont la même
structure électronique externe.
Les lignes, ou périodes, possèdent un nombre d’éléments croissants au fur et à mesure
que l’on avance dans le tableau : il s’agit donc d’une classification périodique de période
variable. Le numéro de la période à laquelle appartient un élément correspond à la
valeur maximale prise par le nombre quantique principal pour cet élément.
Pour les éléments des colonnes I, II puis XIII à XVIII, l’unité du numéro de la
colonne correspond au nombre d’électrons de valence que possède cet élément. Pour
les éléments des colonnes III à XII (appelés éléments de transition) le numéro de la
colonne fournit directement le nombre d’électons externes de l’élément.
Remarque : deux lignes de 14 éléments chacunes figurent sous la classification. Elles
correspondent à des éléments appelés respectivement les lanthanides et les actinides.
Ces deux lignes devraient en fait s’intercaler entre les troisième et quatrième colonnes
du tableau respectivement à la sixième et septième période. On a préféré les placer en
dessous pour se limiter à un tableau à 18 colonnes plutôt qu’à 32 colonnes.
4
3 • La classification périodique
Quelles sont les principales familles
de la classification à connaître ?
Les éléments de la première colonne (hormis l’hydrogène dont la réactivité est très
particulière) constituent la famille des alcalins. Ces éléments, possédant un éléctron
externe sont des métaux mous très réducteurs. Ils s’oxydent donc très facilement en un
cation monoatomique chargé une fois positivement.
Les éléments de la deuxième colonne constituent la famille des alacalino-terreux.
Ce sont également des métaux bon réducteurs qui vont facilement donner un cation
monoatomique deux fois chargé positivement.
Les éléments de la dix-septième colonne constituent la famille des halogènes. Les
corps simples associés à ces éléments sont des molécules diatomiques constituant de
bons oxydants. Les anions monoatomiques, chargés une fois négativement, associés
à ces éléments donnent des solides peu solubles par réaction avec les ions argent (I)
(contenus, par exemple, dans le nitrate d’argent).
Les éléments de la dix-huitième colonne constituent la famille des gaz nobles. Dans
les condition usuelles de température et de pression ce sont des gaz monoatomiques
avec une certaine inertie chimique.
Remarque : plus anciennement, les éléments de la dix-huitième colonne étaient également appelés gaz rares, ou encore gaz inertes.
Quelles grandes tendances peut-on dégager
de la classification ?
Plusieurs grandes tendances peuvent être dégagées de la lecture de la classification
périodique des éléments :
•
•
les trois quarts des éléments sont des métaux, les non-métaux se situent dans la
partie la plus à droite de la classification ;
l’électronégativité est une grandeur sans dimension traduisant l’aptitude d’un atome
à attirer à lui les électrons. Elle croît de la gauche vers la droite et du bas en
haut de la classification périodique. L’élément le plus électronégatif est le fluor
(premier membre de la famille des halogènes. (Notons que l’on ne définit pas
d’électronégativité pour les gaz nobles).
5
6
9,01
Be
40,08
39,10
44,96
47,90
50,94
52,00
58,93
58,70
63,55
65,4
10,81
Ra
88
226,03
Actinides :
Lanthanides :
Fr
89
Ac
227,03
57
La
138,91
89-103
57-71
39
Y
88,91
21
Sc
Th
90
232,04
Ce
58
140,12
Rf
104
261
72
Hf
178,49
40
Zr
91,22
22
Ti
91
Pa
231,04
59
Pr
140,91
Ha
105
262
73
Ta
180,95
Nb
41
92,91
23
V
92
U
238,03
Nd
60
144,24
Sg
106
263
74
W
183,85
Mo
42
95,94
Cr
24
Np
93
237,05
Pm
61
145
Re
75
186,21
43
Tc
98,91
Mn
25
54,94
Pu
94
244
Sm
62
150,4
Os
76
190,2
Ru
44
101,07
26
Fe
55,85
Am
95
243
Eu
63
151,96
77
Ir
192,22
Rh
45
102,91
Co
27
Cm
96
247
Gd
64
157,25
78
Pt
195,09
Pd
46
106,4
28
Ni
Bk
97
247
Tb
65
158,93
Au
79
196,97
Ag
47
107,87
Cu
29
98
251
Cf
Dy
66
162,50
Hg
80
200,59
Cd
48
112,41
Zn
30
99
252
Es
Ho
67
164,93
81
Tl
204,4
49
In
114,82
Ga
31
69,7
13
Al
26,98
5
B
20,01
C
Fm
100
257
68
Er
167,26
Pb
82
207,21
50
Sn
118,69
Ge
32
72,59
14
Si
28,09
6
Remarque : dans la résolution des exercices, on gardera trois chiffres significatifs pour la masse molaire atomique
87
223
55
Ba
56
137,33
132,90
Cs
38
Sr
87,62
Rb
37
85,47
19
Mg
12
Na
11
Ca
20
24,30
22,99
K
4
3
non-métaux
14,01
Md
101
258
Tm
69
168,93
83
Bi
208,98
51
Sb
121,75
33
P
As
74,92
15
32,97
7
N
16,00
Po
No
102
259
Yb
70
173,04
84
209
52
Te
127,60
34
S
Se
78,96
16
32,06
8
O
18,00
F
At
Lr
103
260
Lu
71
174,97
85
210
53
I
129,90
35
Br
79,90
17
Cl
35,45
9
Rn
86
222
Xe
54
131,30
Kr
36
83,80
Ar
18
39,95
Ne
10
20,18
Li
He
4,00
6,94
métaux
2
H
1
1,00
Chapitre 1 • Les éléments
Exercices
QCM
1. Parmi ces affirmations concernant le noyau atomique,
lesquelles sont correctes ?
❑ a. Le noyau est constitué de nucléons, particules
chargés positivement.
❑ b. Par définition, le numéro atomique est le nombre
d’électrons de l’atome.
❑ c. Le noyau est constitué de protons et d’électrons.
❑ d. Le nombre de masse est le nombre total de
nucléons dans le noyau.
❑ e. Un noyau de numéro atomique Z et de nombre
de masse A possède (A – Z) neutrons.
❑ f.
Le numéro atomique Z est caractéristique de
l’élément chimique.
2. Parmi ces affirmations concernant la structure de l’atome,
lesquelles sont correctes ?
❑ a. L’atome est constitué d’un noyau neutre et
d’électrons chargés négativement.
❑ b. La masse de l’atome est essentiellement concentrée dans le noyau.
❑ c. Dans un atome, il y a autant d’électrons que de
protons dans le noyau.
❑ d. Un ion monoatomique s’obtient à partir de
l’atome par perte ou gain d’un ou plusieurs
électrons.
❑ e. Les réactions chimiques affectent les noyaux des
atomes.
3. Parmi les propositions ci-dessous, laquelle caractérise
l’atome 59
28 Ni ?
❑ a. 28 protons, 28 neutrons, 31 électrons.
❑ b. 28 protons, 31 neutrons, 28 électrons.
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
❑ c. 59 protons, 28 neutrons, 59 électrons.
❑ d. 28 protons, 31 neutrons, 31 électrons.
❑ e. 59 protons, 28 neutrons, 31 électrons.
4. Parmi ces affirmations concernant les isotopes
du chlore, lesquelles sont correctes ?
35
17 Cl
et
37
17 Cl
❑ a. L’isotope 35
17 Cl possède 17 protons.
❑ b. L’isotope 35
17 Cl possède 35 neutrons.
❑ c. Les deux isotopes ont le même nombre de protons.
❑ d. Les deux isotopes ont le même nombre de neutrons.
❑ e. Les deux isotopes n’ont pas les mêmes propriétés chimiques.
5. Parmi ces affirmations concernant l’actuelle classification périodique des éléments chimiques, lesquelles sont
correctes ?
❑ a. Les éléments sont classés par masse atomique
croissante.
❑ b. Une ligne de la classification est appelée famille.
❑ c. Les éléments appartenant à une même ligne
possèdent les mêmes propriétés électroniques.
❑ d. Les éléments appartenant à une même colonne
ont la même structure électronique externe.
6. Parmi les affirmations suivantes concernant les familles
chimiques, lesquelles sont correctes ?
❑ a. La première colonne de la classification périodique constitue la famille des alcalins.
❑ b. La dernière colonne de la classification périodique constitue la famille des halogènes.
❑ c. Les alcalins donnent facilement des anions
monovalents.
❑ d. Les halogènes donnent facilement des anions
monovalents.
❑ e. Les alcalino-terreux ont deux électrons périphériques
❑ f. Les halogènes ont 9 électrons périphériques.
7. À propos des édifices polyatomiques
❑ a. Une liaison covalente est la mise en commun,
par deux atomes, de deux électrons.
❑ b. Généralement, les atomes s’associent en molécules de manière à acquérir une structure électronique externe à 6 électrons.
❑ c. La formule de Lewis représente tous les électrons d’un édifice polyatomique.
❑ d. La formule de Lewis de la molécule d’eau présente quatre doublets.
❑ e. Dans la formule de Lewis de l’eau, l’oxygène
porte trois doublets non liants.
8. La classification périodique.
❑ a. Dans la 1re colonne de la classification périodique, se trouvent les gaz rares.
❑ b. La deuxième colonne contient les alcalinoterreux.
❑ c. Tous les éléments d’une même colonne ont la
même configuration électronique.
❑ d. Lorsque deux éléments se trouvent dans une
même colonne du tableau périodique, ils ont des
propriétés chimiques voisines.
❑ e. La dernière colonne contient les halogènes.
7
Chapitre 1 • Les éléments
9. Les éléments.
On considère les atomes ou ions suivants :
4
35
40
2+
2 Be;
17 Cl;
20 Ca .
❑ a. L’atome de chlore possède 16 électrons.
❑ b. L’atome de béryllium possède 5 protons.
❑ c. L’ion calcium possède 18 électrons.
❑ d. L’atome de calcium possède 20 protons.
❑ e. Le béryllium se trouve dans la deuxième
colonne du tableau périodique.
Exercices
10. Dans la nature, l’abondance isotopique du chlore 35
est 75 % et celle du chlore 37 est 25 %. Calculer la masse
molaire moléculaire de l’élément chlore.
13. L’aluminium et l’oxygène peuvent s’unir pour former
un oxyde d’aluminium Al2 O3 qui contient, en masse 52,9 %
d’aluminium. Calculer la masse atomique de l’aluminium,
on supposera celle de l’oxygène connue.
11. Donner la structure électronique des atomes suivants
dans leur état fondamental. En déduire le nombre d’électrons
périphériques que possède chacun de ces atomes et l’ion
monoatomique qui aura tendance à se former.
14. Un noyau atomique a pour charge Q = 8, 0 × 10−19 C
et pour masse m = 1, 84 × 10−26 kg. Déterminer son
numéro atomique Z et son nombre de masse A. En déduire
sa structure.
Be (Z = 4) ;
F (Z = 9) ;
Na (Z = 11)
Cl (Z = 17)
12. Le magnésium a pour numéro atomique Z = 12. À partir
de l’écriture de sa structure électronique, préciser sa position
dans la classification périodique. À quelle famille appartientil ? Quel ion monoatomique est-il susceptible de donner ?
8
15. Le cuivre naturel est composé de deux isotopes stables
dont les masses molaires atomiques sont respectivement 63
et 65 g · mol–1 .
1. Indiquer la constitution des noyaux de chacun des isotopes,
sachant que Z = 29.
2. Indiquer l’abondance de chacun des isotopes dans le
mélange isotopique naturel de masse molaire 63,54 g · mol–1 .