Exercices

Séparation eau - alcool

L'éthanol et l'eau sont deux liquides miscibles dont les températures d'ébullition dans les conditions normales sont :

              Téb(éthanol)   = 78,5° C

              Téb(eau)        = 100° C

1. Quelle technique de séparation est la mieux adaptée pour séparer les constituants d'un mélange eau-alcool

2. Choisir dans la liste à gauche de l'écran le matériel nécessaire à la mise en œuvre de cette séparation. 3. Quel constituant sera récupéré en premier? Pourquoi?

4. Quel est le rôle de la colonne de Vigreux dans ce montage?

5. Quel est le rôle du thermomètre?

Extraction du limonène

de la peau d'orange

On prélève le zeste de trois oranges que l'on introduit dans un ballon avec de l'eau.

On réalise un entraînement à la vapeur pendant une demi-heure.

1. Choisir dans la liste à gauche de l'écran le matériel nécessaire à cette opération.

On ajoute au distillat de l'éther ( d = 0,714 ). On observe la formation de deux phases : une phase organique ( éther + limonène ) et une phase aqueuse.

2. La phase organique se trouve-t-elle au-dessus ou au-dessous de la phase aqueuse? Justifier.

3. Comment peut-on séparer ces deux phases? Schématiser le montage en choisissant le matériel dans la liste à gauche de l'écran.

L'éther et le limonène forment un mélange homogène.

4. Sachant que l'éther est plus volatil que le limonène, quelle méthode peut-on employer pour les séparer?

Schématiser le montage en choisissant le matériel dans la liste à gauche de l'écran.

Distillation

Réaliser un montage en plaçant successivement les éléments suivants : chauffe-ballon et ballon, colonne de Vigreux, thermomètre.

1. Ce montage correspond-il à un montage de distillation?

Ajouter un réfrigérant droit.

2. Ce montage correspond-il à un montage de distillation?

3. Dans la liste de matériel restant à gauche de l'écran, chercher l'élément qui manque pour réaliser le montage de distillation.

Extraction de la vanilline

d'un sucre vanillé

La vanilline est une espèce chimique à l'odeur de vanille. Elle est utilisée pour aromatiser le sucre commercialisé sous l'appellation sucre vanillé.

On souhaite extraire l'espèce chimique vanilline présente dans un sucre vanillé. Pour cela on prépare dans un erlenmeyer une solution de 10 g de sucre vanillé dans 120mL d'eau. Puis on procède à l'extraction par solvant.

1. Dessiner le schéma du montage correspondant à cette technique.

2. Décrire les différentes étapes d'une extraction par solvant (le montage est validé si « Décantation » apparaît dans la fenêtre « Nom du montage

actuel »).

3. Sachant que la vanilline est soluble dans l'éther et le dichlorométhane et que l'éther est plus inflammable que le dichlorométhane, quel est le solvant le plus approprié pour réaliser l'extraction? Justifier la réponse.

4. Comment peut-on éliminer le solvant d'extraction après l'extraction? Dessiner le schéma du montage correspondant à cette technique.

5. Sachant que la vanilline fond à 81 °C, quel est l'état physique de cette espèce chimique à température ambiante et pression atmosphérique?

6. La vanilline extraite est analysée par chromatographie. Sachant que la vanilline est incolore, proposer une technique pour visualiser les taches apparues après migration de la phase mobile.

Synthèse de l'acide salicylique

Au laboratoire, l'acide salicylique peut être obtenue à partir de l'aspirine suivant le protocole expérimental suivant :

À un mélange de 20 g d'aspirine dans 150 mL d'eau, on ajoute lentement 5 mL d'acide sulfurique. Le mélange obtenu est chauffé à ébullition pendant 40 minutes.

1. Dessiner le schéma du montage. Comment s'appelle ce type de montage?

Après chauffage, on laisse refroidir le mélange jusqu'à température ambiante puis on le refroidit à l'aide d'un bain de glace. On observe alors l'apparition d'un solide.

Le solide est ensuite filtré sous vide.

2. Dessiner le schéma du dispositif employé.

3. Proposer une technique d'analyse du solide obtenu.

Données :

Température de fusion :

Aspirine : fus = 137 °C

Acide salicylique : fus = 159 °C

Synthèse de la benzocaïne

La benzocaïne est couramment utilisée comme anesthésique que l'on trouve dans certaines pommades employées pour le traitement des brûlures et des coups de soleil.

Le protocole de la synthèse de la benzocaïne est le suivant :

Dans un ballon on introduit 11,5 g de p-nitrotoluène, 34 g de dichromate de potassium et 75 mL d'eau. À ce mélange, ajouter 46 mL d'acide sulfurique concentré. Pendant la coulée, la température ne doit pas dépasser 85°C.

1. Nommer les réactifs de la synthèse.

Lorsque l'addition est terminée et que la température commence à baisser, chauffer à reflux pendant 30 minutes.

2. Dessiner le schéma du montage.

3. Que faut-il faire si la température dépasse 85 °C ?

Refroidir à température ambiante puis verser le mélange sur de l'eau glacée. Filtrer ensuite sous vide.

4. Dessiner le schéma du montage de filtration sous vide.

La benzocaïne synthétisée est analysée par chromatographie avec l'acétate d'éthyle comme phase mobile.

5. Faire un schéma annoté lors de la migration de la phase mobile.

La plaque de chromatographie est ensuite révélée sous UV.

6. Quelles précautions faut-il prendre lors de la révélation sous UV?

7. Sachant que la combustion de la benzocaïne donne du dioxyde de carbone et de l'eau, dire à quelle classe appartient cette espèce chimique?

Comparaison de la taille

de différents atomes

Le numéro atomique d'un atome est indiqué dans la case de l'atome.

a. Combien l'atome de lithium possède-t-il d'électrons?

b. Combien l'atome de fluor possède-t-il d'électrons?

c. Lequel de ces deux atomes est, d'après vous, le plus gros ?

d. Vérifier en générant les représentations des ces deux atomes à l'aide du simulateur e-couche (conserver les mêmes paramètres pour les deux représentations).

e. Sans changer les paramètres du simulateur (zoom,…), observer successivement les représentations des atomes de lithium Li, bore B, azote N et fluor F.

S'aider de ces observations pour dire si l'affirmation suivante est vraie ou fausse :

« L'atome de carbone est plus petit que l'atome de lithium ».

Vérifier avec le simulateur e-couche.

Comparaison de la taille de

différents atomes et de celle de leurs

couches électroniques

a. A l'aide de quelques essais, ajuster le zoom pour que la représentation de la couche externe de l'atome de sodium soit la plus grande possible (tout en étant complètement dans l'image).

b. Comparer la taille de l'atome de sodium à celle de l'atome de lithium.

c. Comparer la taille de la couche K de l'atome de sodium à celle de l'atome de lithium.

d. Utiliser les résultats précédents pour comparer :

la taille de l'atome de sodium et celle de l'atome  d'hydrogène.

la taille de la couche K de l'atome de sodium et celle de l'atome d'hydrogène.

Vérifier les réponses avec le simulateur e-couche.

Mesure de la taille de la couche

électronique de l'atome d'hélium

a. Visualiser la représentation de l'atome d'Hélium.

b. En utilisant l'échelle indiquée sur l'écran, déterminer le rayon de la couche K de cet atome.

Interprétation de la représentation

de l'atome de carbone

a. Rappeler la structure électronique de l'atome de carbone (Z = 6).

b. Visualiser la représentation de l'atome de carbone. Son noyau est-il représenté sur la figure obtenue ?

c. Les points de la figure représentent-ils les électrons de l'atome ?

d. Augmenter le focus au maximum et cliquer sur « Actualiser ».

Sachant que, lorsque le focus est maximal, seules les positions les plus probables des électrons sont représentées, confirmer ou réfuter l'affirmation suivante :

« La nouvelle représentation obtenue montre que les électrons de la couche L de l'atome de carbone sont toujours à une distance supérieure à 0,2.10–10 m du centre de l'atome ».

Classification périodique

On considère la courbe représentant les variations du rayon atomique en fonction de Z du Doc.10. page 95  du manuel, ou celle imprimable de la classification périodique des éléments du cédérom.

Vérifier l'allure de l'évolution du rayon des atomes à l'aide du simulateur.

Atome de phosphore.

a. Déterminer la structure électronique de l'atome de phosphore P (Z=15).

b. Visualiser la représentation de l'atome de phosphore P.

c. Mesurer la taille de la couche M. Pour cela, adapter le « zoom », le « nombre de points » et le « focus ».

d. Mesurer la taille de la couche L. Pour cela, adapter le « zoom », le « nombre de points » et le « focus ».

e. Mesurer la taille de la couche K. Pour cela, adapter le « zoom », le « nombre de points » et le « focus ».

Rayon d'un atome et rayon de sa

couche électronique externe

On considère les valeurs des rayons atomiques données dans le Doc.10. page 95 du manuel ou la courbe représentant les variations du rayon atomique en fonction de Z, imprimable, de la classification périodique des éléments du cédérom.

a. Dans le cas de quelques atomes de votre choix, comparer le rayon de l'atome (Doc.10.) au rayon des différentes couches électroniques de cet atome.

b. Utiliser les comparaisons précédentes pour compléter la proposition suivante :

« Le rayon d'un atome est voisin du rayon de sa couche /   .....   / ».

Prise en main

Ce simulateur permet de représenter les positions possibles des électrons d'un atome, pour tous les atomes de numéro atomique inférieur ou égal à 18.

1. Interprétation de la représentation d'un atome

a. Exemple de l'atome d'hydrogène

Lorsque le simulateur est ouvert, cliquer sur la case de l'atome d'hydrogène H, dans la classification périodique restreinte. Un ensemble de points s'affiche dans la zone noire de l'écran. Il faut bien comprendre qu'un point ne représente pas un électron, mais représente une position possible de l'unique électron (de la couche K) de l'atome d'hydrogène.

Cela signifie que, dans les zones de l'image où les points sont très resserrés, les positions possibles de l'électron sont plus nombreuses et donc que l'électron a plus de chance de s'y trouver. On dit aussi qu'il est plus probable que l'électron soit dans une telle zone.

Au contraire, dans les zones où les points sont plus espacés, la présence de l'électron est moins probable.

Il faut se rappeler également que l'électron est sans cesse en mouvement autour du noyau, mais sans avoir de trajectoire particulière. Cette représentation met donc en évidence les endroits où l'électron passera le plus souvent (zones de points resserrés) et ceux où l'électron ne passera que de temps en temps (zones de points espacés).

Par exemple, sur l'image obtenue pour l'atome d'hydrogène, on voit que dans la zone centrale de rayon d'environ 0,6 · 10–10 m, les points sont très resserrés : l'électron en mouvement sera la plus grande partie du temps à l'intérieur d'une sphère de rayon 0,6 · 10–10 m. Au-delà, les points sont plus espacés, donc l'électron ne passera que rarement par ces positions. Enfin, lorsque la distance au centre est plus grande que 2 · 10–10 m, il n'y a plus de points sur l'image (ou quasiment plus) : l'électron ne passera jamais dans de tels endroits où alors de façon exceptionnelle.

On définit le rayon de la couche K de l'atome d'hydrogène par la limite au-delà de laquelle l'électron de cette couche aura peu de chance de se trouver. Il est donc égal à la distance, par rapport au centre de l'image, à partir de laquelle les points commencent à être plus espacés, c'est-à-dire  0,6.10–10 m (0,59.10–10 m, en toute rigueur, mais la représentation ne permet pas de déterminer précisément cette valeur).

Remarques :

 La taille de l'atome (différente de la taille d'une couche de cet atome) est liée à la taille de la zone de l'écran dans laquelle il y a des points. A la même échelle, les images générées par ce simulateur permettent de comparer les tailles des différents atomes : plus le rayon de la couche externe est grand, plus la taille de l'atome considéré est grande.

 Le noyau de l'atome n'est pas représenté sur cette figure car sa dimension étant de l'ordre de 10–15 m, il faudrait un écran de 100 m de côté pour pouvoir représenter à la fois le noyau (par un point d'un millimètre de diamètre) et les positions possibles de ses électrons. Le fait qu'il y ait des points dans la zone centrale de l'écran, ne signifie donc pas que les électrons peuvent s'approcher très près du noyau.

b. Application 

Afficher la représentation de l'atome d'hélium. Que peut-on dire de la taille de cet atome, par rapport à la taille de l'atome d'hydrogène ? Déterminer une valeur approchée du rayon de sa couche K.

Réponse : l'atome d'hélium est plus petit que l'atome d'hydrogène, car la zone de l'écran dans laquelle il y a des points est plus petite pour l'atome d'hélium que pour l'atome d'hydrogène. La valeur approchée du rayon de sa couche K se détermine en regardant à partir de quelle distance, par rapport au centre de l'image, les points commencent à être plus espacés. En utilisant l'échelle 10–10 m affichée, on trouve une valeur de 0,3.10–10 m.

2. Couches électroniques

a. Exemple de l'atome de silicium

Cliquer sur la case « silicium Si » dans la classification périodique restreinte. Un ensemble de points de différentes couleurs s'affiche dans la zone noire de l'écran. Chaque couleur est associée à une couche électronique de l'atome, comme indiqué en légende en bas à gauche de l'écran. L'atome de silicium a 14 électrons (Z=14) et sa structure électronique est (K)2(L)8(M)4. La représentation affichée permet donc de visualiser les positions possibles des deux électrons de la couche K (points bleus), des 8 électrons de la couche L (points rouges) et des 4 électrons de la couche M (points jaunes).

On constate que la couche K est la plus proche du noyau car tous les points bleus sont regroupés au centre. La couche L se situe au delà de la couche K et la couche M est encore plus éloignée.

Il est possible de changer la couleur des points associés à une couche donnée. Pour cela, cliquer sur le carré coloré de la couche L, par exemple. Une palette de couleurs apparaît à l'écran.

 Dans cette palette, on peut choisir une couleur de base, en cliquant sur le rectangle de la couleur voulue.

 On peut également définir une nouvelle couleur. Pour cela, cliquer dans le carré multicolore, dans la zone de la couleur souhaitée. Dans la barre verticale à droite, une échelle de teinte de cette couleur apparaît : elle permet d'affiner le choix de la couleur par le déplacement du curseur. Ce déplacement modifie les nombres associés à la teinte, la saturation (Satur), la luminosité (Lum), le rouge, le vert ou le bleu. Ces nombres peuvent être modifiés directement, en entrant les nouvelles valeurs dans les cases correspondantes.

La couleur effectivement sélectionnée pour la couche considérée est celle du rectangle « couleur unie ».

Remarque : le bouton « Ajouter aux couleurs personnalisées » permet de mettre dans la palette « Couleur personnalisée » la couleur sélectionnée afin de la conserver et d'y accéder facilement à chaque ouverture de la fenêtre « Couleur ».

Une fois la couleur de la couche choisie, cliquer sur OK. La fenêtre « couleur » se ferme et pour que la modification souhaitée soit prise en compte, il faut cliquer sur « Actualiser », bouton situé à gauche de la barre d'outil en haut de l'écran.

b. Application

Changer les couleurs des couches K, L et M de l'atome de silicium. Comment peut-on faire pour que la couche L ne soit pas représentée ?

Réponse : il suffit de lui associer la couleur noire.

c. Généralisation

Pour un atome donné, cliquer sur la case correspondante dans la classification restreinte pour obtenir la représentation de sa structure électronique. Les points représentants chaque couche électronique s'interprètent exactement de la même façon que celle décrite dans le paragraphe 1 sur l'atome d'hydrogène.

Rayon d'une couche

Pour chacune des couches, on peut définir son rayon par la distance du centre de l'image à l'endroit où les points de la couche considérée sont les plus resserrés.

d. Application

Comparer les dimensions des atomes de sodium Na, silicium Si et d'argon Ar et classer ces atomes par ordre de taille décroissante.

Prévoir la position de l'atome de magnésium dans ce classement. Vérifier votre prévision avec le simulateur.

Pour l'atome d'argon, déterminer les valeurs approchées des rayons des couches K, L et M.

Réponses :

Le classement des atomes par taille décroissante est le suivant : Na, Si, Ar. On constate que le long d'une période, le rayon de l'atome diminue. Dans ce classement, l'atome de magnésium se positionne donc entre l'atome de sodium et de silicium.

Valeurs approchées des rayons des couches électroniques :

· Couche K : rayon sur le schéma = 1 mm donc rayon de la couche= 0,05.10-10 m.

· Couche L : rayon sur le schéma = 3 mm donc rayon de la couche = 0,14.10-10 m.

· Couche M : rayon sur le schéma = 15 mm donc rayon de la couche = 0,7.10-10 m.

3. Autres fonctions du simulateur

a. Focus

Cette fonction permet de restreindre l'image générée aux positions les plus probables des électrons. Lorsque le focus augmente, de moins en moins de positions sont représentées ; lorsqu'il est maximal, seuls les endroits où « la chance » de trouver un électron est maximale sont représentés.

Pour modifier la valeur du focus, placer le curseur correspondant, par exemple au milieu de la barre. Pour que cette modification soit prise en compte pour l'atome sélectionné (ici l'argon), cliquer sur « Actualiser ». Observer la figure obtenue.

Répéter cette opération pour un focus maximal.

Application

Dans cette configuration (focus maximal), déterminer à nouveau les valeurs approchées des  rayons des couches électroniques de l'atome d'argon.

Quel est le focus qui permet une détermination la plus précise possible du rayon d'une couche donnée ?

Réponse : on trouve approximativement les mêmes valeurs que celles déterminées avec un focus minimal. On remarque que la mesure sur l'écran du rayon d'une couche donnée est plus facile à réaliser lorsque le focus est maximal car les points sont plus resserrés. La mesure est donc plus précise dans ce cas.

Conclusion 

Pour représenter « l'espace » occupé par les couches électroniques d'un atome, on choisira un petit focus. En revanche, pour estimer la taille d'une couche, on choisira un focus maximal. Dans ce cas, le rayon de la couche est la distance moyenne du centre de l'atome à la couche considérée.

b. Nombre de points

Cette fonction permet de choisir le nombre de points qui composent l'image. Pour modifier le nombre de points utilisés, déplacer le curseur correspondant le plus à droite possible (en ayant placé le curseur du focus au minimum). « Actualiser » pour observer la figure.

De la même façon, observer les images obtenues pour l'atome d'argon, pour différentes positions du curseur « nombre de point ». On constate que l'image est meilleure lorsque le nombre de points est maximal, par contre le temps de calcul est plus long.

c. Zoom

Cette fonction permet de changer l'échelle de la représentation. Sélectionner un focus minimal, un nombre de points moyen. Observer la représentation de l'atome de chlore. Déplacer à présent le curseur du zoom vers la droite et observer les représentations de l'atome de chlore, pour plusieurs positions de ce curseur (après chaque changement de position du curseur, il faut « Actualiser » pour observer la nouvelle figure). Lorsque le zoom est maximal, la largeur de la figure représente environ 10–10 m.

Cette fonction est donc intéressante, car elle permet d'occuper au mieux la zone de l'écran utilisée pour représenter un atome. Elle permet également d'évaluer plus précisément la taille d'une couche donnée, en réglant le curseur pour que la couche considérée occupe la plus grande partie possible de l'écran.

Application 

 Déterminer les atomes pour lesquels il est intéressant d'augmenter le zoom.

 En utilisant le zoom, réaliser à nouveau une estimation du rayon de la couche K de l'atome d'argon. Sachant que la valeur théorique est 0,3.10–10 m = 30 nm, constater que la mesure est effectivement plus précise lorsque le zoom est maximal.

Réponse : il est intéressant d'augmenter le zoom pour tous atomes, sauf pour le lithium (Li), le sodium (Na et le magnésium (Mg).

En effet, pour tous ces atomes, lorsque le curseur du zoom est au minimum, tout l'écran n'est pas utilisé.

Lorsque le zoom, le nombre de points et le focus sont maximaux, la mesure du diamètre « apparent » de la couche K est de 7 mm. D'autre part 11,6 cm (soit 116 mm) représentent 10–10 m. Le rayon de la couche K de l'atome d'argon est donc égal à :

3,5/116´10–10 = 0,03. 10–10 m.

Cette valeur correspond à la valeur théorique, ce qui montre bien que la précision est meilleure dans ce cas.

4. Enregistrer

Pour conserver les paramètres choisis (couleurs, focus, nombre de point et zoom) lors de la fermeture du simulateur, il est nécessaire de les enregistrer.

Pour cela, cliquer sur le bouton « Enregistrer » de la barre de menu supérieure. La fenêtre « Enregistrer les paramètres » apparaît.

Dans cette fenêtre, sélectionner le lecteur « C: » (disque dur). Sélectionner également le répertoire dans lequel doit être effectué l'enregistrement. Choisir et inscrire le nom du fichier dans l'emplacement prévu, par exemple Magnésium1. Enfin, cliquer sur le bouton « Enregistrer ».

5. Ouvrir une configuration

Pour accéder à un fichier comportant une configuration relative à un atome, cliquer sur le bouton « Ouvrir » de la barre de menu supérieure. La fenêtre « Ouvrir une configuration » apparaît. Dans cette fenêtre, sélectionner le lecteur « C: » (disque dur). Sélectionner également le répertoire dans lequel se trouve le fichier. Enfin, dans ce répertoire, sélectionner le fichier à ouvrir puis cliquer sur le bouton « ouvrir ». Le simulateur effectue alors la représentation de l'atome avec les paramètres voulus.

6. Exportation d'images dans d'autres fichiers

La représentation d'un atome réalisée dans ce simulateur peut être utilisée dans une autre application de l'ordinateur, comme par exemple Word ou Paint.

Pour cela, cliquer sur le bouton « Copier » de la barre de menu supérieure. Ensuite, dans Word, par exemple, il suffit de cliquer sur « Edition », puis sur « Coller », pour que l'image sélectionnée soit insérée dans le fichier voulu.

7. Imprimer une représentation

Pour imprimer une représentation, cliquer sur le bouton « Imprimer » dans la barre de menu supérieure. Une fenêtre apparaît : elle permet de choisir le centrage de la figure sur le papier ainsi que le nombre d'exemplaire à imprimer.

Solution de saccharose

On souhaite préparer un litre de solution de saccharose de concentration molaire

C = 1,00 · 10-1 mol · L-1.

a. Comment s'appelle l'opération à réaliser ?

b. Calculer la masse de saccharose à peser pour disposer de la quantité de matière nécessaire.

c. En utilisant Minilabo, sélectionner le corps pur saccharose, réaliser la pesée et préparer la solution ; vérifier la valeur de la concentration de la solution obtenue.

d. Comment préparer par la même méthode 500 mL seulement d'une solution de saccharose de même concentration ?

Solution aqueuse

d'hydroxyde de sodium

On désire préparer un litre de solution d'hydroxyde de sodium de concentration molaire (en ions Na+  et HO-) 3,00 · 10-2 mol · L-1 à partir de la solution d'hydroxyde de sodium de Minilabo, dont la concentration molaire est 6,0 mol · L-1.

a. Comment s'appelle l'opération à réaliser ?

b. Calculer le volume de solution d'hydroxyde de sodium, de concentration molaire 6,0 mol · L-1, nécessaire pour préparer la solution de concentration 3,00 · 10-2 mol · L-1.

c. En utilisant Minilabo, réaliser la préparation et vérifier la valeur de la concentration.

d. Comment préparer par ma même méthode

500 mL seulement d'une solution d'hydroxyde de

sodium de même concentration ?

Solution aqueuse

de sulfate de cuivre II

À partir d'un prélèvement de 10,0 mL d'une solution de sulfate de cuivre de concentration molaire

(en ions Cu2+ ou en ions SO)  1,00 mol · L-1,

on souhaite fabriquer une solution de sulfate de cuivre 100 fois moins concentrée.

a. Choisir le matériel nécessaire dans Minilabo et réaliser la préparation.

b. Vérifier dans Minilabo la valeur de la concentration de la solution fabriquée.

Solution saturée de glucose

On veut fabriquer 50,0 mL d'une solution saturée de glucose.

a. Calculer la masse minimale de glucose à peser.

b.  En utilisant Minilabo, faire la pesée et fabriquer la solution.

c. Calculer, puis vérifier dans Minilabo, la valeur de la concentration molaire de la solution saturée.

Précision de la concentration lors

de la préparation d'une solution

aqueuse d'hydroxyde de sodium.

On désire fabriquer 1,0 L de solution d'hydroxyde de sodium de concentration molaire (en ions Na+ ou HO-) 6,00 · 10-2 mol · L-1 à partir d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration molaire (en ions Na+ ou HO-)  6,0 mol · L-1 .

a. Déterminer le volume de solution à prélever.

b. En utilisant Minilabo, réaliser le prélèvement au moyen de divers instruments de verrerie et préparer la solution dans une fiole jaugée.

Dans chaque cas, vérifier dans Minilabo la valeur de la concentration obtenue et noter la précision. Comparer les résultats.

Solution de permanganate de potassium

On prélève 6,5 mL d'une solution de permanganate de potassium de concentration molaire

C = 0,50 mol · L-1 dans le but de fabriquer 250,0 mL de solution diluée.

a. Choisir dans Minilabo le matériel nécessaire et réaliser la préparation.

b. Calculer, puis vérifier dans Minilabo, la valeur de la concentration molaire de la solution diluée.

Solution aqueuse d'acétone

On pèse 2,60 g d'acétone pure que l'on introduit dans une fiole jaugée de 100,0 mL. On complète à l'eau distillée en prenant les précautions d'usage.

a. En utilisant Minilabo, réaliser la préparation de la solution.

b. Calculer, puis vérifier dans Minilabo, la valeur de sa concentration molaire.

Solution d'acide chlorhydrique

On prélève 20 mL de solution d'acide chlorhydrique de concentration molaire (en ions H+ ou Cl- )

12,0 mol · L-1 pour préparer 250 mL de solution diluée.

a. Choisir le matériel dans Minilabo en envisageant diverses possibilités.

b. Préparer la solution en utilisant Minilabo.

c. Noter dans chaque cas la valeur de la concentration et la précision obtenue. Comparer les résultats.

Solution aqueuse d'éthanol

On souhaite fabriquer 100,0 mL d'une solution d'éthanol de concentration molaire 0,5 mol · L-1 par deux méthodes : pesée ou mesure de volume de l'éthanol absolu.

a. Calculer la masse d'éthanol absolu nécessaire pour préparer la solution . En utilisant Minilabo, réaliser la pesée et fabriquer la solution ; vérifier la valeur de la concentration molaire et noter la précision.

b. Calculer le volume d'éthanol absolu nécessaire. En utilisant Minilabo, réaliser le prélèvement et fabriquer la solution ; vérifier la valeur de la concentration molaire et noter la précision.

c. Comparer la précision obtenue par les deux méthodes.

Correction

Solution aqueuse d'éthanol

On souhaite fabriquer 100,0 mL d'une solution d'éthanol de concentration molaire 0,5 mol · L-1 par deux méthodes : pesée ou mesure de volume de l'éthanol absolu.

a. Calculer la masse d'éthanol absolu nécessaire pour préparer la solution . En utilisant Minilabo, réaliser la pesée et fabriquer la solution ; vérifier la valeur de la concentration molaire et noter la précision.

Masse d'éthanol :

m = n x M = 5,00.10-2 x 46,0 = 2,30 g    

(M donnée dans Minilabo)       

On utilise une fiole jaugée de 100 mL.

Concentration lue : 5,00.10-1 mol.L-1 

Précision : 0,6%

b. Calculer le volume d'éthanol absolu nécessaire. En utilisant Minilabo, réaliser le prélèvement et fabriquer la solution ; vérifier la valeur de la concentration molaire et noter la précision.

Volume d'éthanol :

V = m /  = 2,92 mL

Minilabo donne la densité de l'éthanol absolu :

d = 0,789 ; on rappelle que la densité d'un liquide par rapport à l'eau (sans unité) et sa masse volumique

 (en  g · cm-3) ont même valeur numérique.

On mesure 2,9 mL d'éthanol absolu avec la pipette graduée.

On utilise une fiole jaugée de 100 mL.

Concentration lue : 4,97.10-1 mol.L-1 

Précision : 3,7%

c. Comparer la précision obtenue par les deux méthodes.

La méthode utilisant la masse est plus précise.

Solution d'acide acétique

On veut fabriquer 500 mL d'une solution d'acide acétique de concentration molaire 0,2 mol · L-1 à partir d'acide acétique pur, par deux méthodes.

a. Calculer la masse d'acide pur nécessaire.

En utilisant Minilabo, réaliser la préparation de la solution ; vérifier la concentration et noter la précision.

b. Calculer le volume d'acide pur nécessaire.

En utilisant Minilabo, réaliser la préparation de la solution ; vérifier la concentration et noter la précision.

c. Quelle est la méthode la plus précise?

Correction

Solution d'acide acétique

On veut fabriquer 500 mL d'une solution d'acide acétique de concentration molaire 0,2 mol · L-1 à partir d'acide acétique pur, par deux méthodes.

a. Calculer la masse d'acide pur nécessaire.

En utilisant Minilabo, réaliser la préparation de la solution ; vérifier la concentration et noter la précision.

Minilabo donne la masse molaire de l'acide acétique :

M = 60,0 g · mol-1.

La quantité de matière d'acide acétique présente dans 500 mL de la solution de concentration molaire

2,0.10-1 mol · L-1  est :

n = C x V = 2,0.10-1 x 500 · 10-3 = 1,0 · 10-1 mol

Il faut peser

m = n x M = 1,0 · 10-1 x 60,0 = 6,00 g

d'acide acétique pur.

On utilise une fiole jaugée de 500 mL.

Concentration lue : 2,00.10-1 mol · L-1.

Précision : 0,4 %

b. Calculer le volume d'acide pur nécessaire.

En utilisant Minilabo, réaliser la préparation de la solution ; vérifier la concentration et noter la précision.

d = 1,05 soit  = 1,05 g · cm-3 ou g · mL-1

Volume à mesurer : V = 5,71 mL (on mesure 5,7 mL).

On utilise une pipette graduée et une fiole jaugée de 500 mL .

Concentration lue : 1,99.10-1 mol.L-1 .

Précision : 2,0%

c. Quelle est la méthode la plus précise?

La méthode utilisant la pesée est plus précise.

Prise en main

Première étape : taper une équation chimique

Vous venez de charger le simulateur Lavoisier. Il faut commencer par taper une équation chimique  dans le cadre jaune pâle.

Exemple d'équation chimique :

Cu2+ + 2 HO–  Cu(OH)2 

 Positionner le curseur dans la fenêtre de l'équation chimique.

 Taper « Cu » au clavier en respectant impérativement les majuscules et les minuscules.

Si vous tapez 2, ce chiffre va être compris comme un indice (comme le 2 de H2O).

Essayer, et effacer ce 2.

 Afin d'indiquer que 2+ est en exposant, cocher la case « exposant » sous le cadre jaune pâle. Noter que le crayon se place en position d'exposant. (Vous pouvez le vérifier en cochant successivement la case « indice » puis « exposant »).

Taper alors 2+.

Noter qu'immédiatement après avoir tapé sur le +, le crayon revient en position normale et la case « exposant » est désélectionnée.

 Taper alors le + qui sépare les deux réactifs (inutile de taper un espace), puis 2 HO– .Noter que le 2 est automatiquement affiché en rouge. Le simulateur a reconnu que c'est un nombre stœchiométrique. Noter également que le signe moins s'est mis automatiquement en exposant. Si vous aviez tapé HO puis coché la case « exposant » puis tapé -, cela serait revenu au même.

 Pour indiquer la flèche de l'équation chimique, cliquer sur «  », sous le cadre jaune pâle.

 Taper enfin Cu(OH)2 et noter que le 2 se met automatiquement en indice.

 Cliquer sur le bouton « Vérifier l'équation chimique ». Le simulateur indique que la stœchiométrie de l'équation chimique est ajustée.

Quelques erreurs classiques

 Pour ne pas perdre l'équation chimique, cliquer sur le bouton 2 dans le cadre du bas. Une nouvelle équation chimique peut être tapée.

 Taper comme précédemment : Cu « exposant » 2+ + HO–  «  » Cu(HO)2. Cette équation chimique n'est pas correcte. Quand vous allez cliquer sur le bouton « Valider l'équation chimique », le simulateur va s'en apercevoir.

Un petit tableau s'affiche qui indique le nombre de fois que chaque élément chimique est présent dans chaque membre. Pour certains éléments chimiques (H et O, ainsi que pour la charge), la stœchiométrie de l'équation chimique ne permet pas ici d'avoir l'ajustement.

 Cliquer sur le bouton « OK ».

Vous pouvez corriger l'équation chimique sans la retaper entièrement. Cliquer juste avant OH– et taper 2 (qui s'affiche en rouge car ce 2 est reconnu comme un nombre stœchiométrique).

 Cliquer sur le bouton « Vérifier l'équation chimique ». La fenêtre indiquant que la stœchiométrie est correctement affichée apparaît.

 Cliquer sur OK.

Noter que le simulateur a accepté l'écriture OH– alors que pour la première équation chimique, il avait accepté l'écriture HO–.

Mise en évidence de l'importance des majuscules et des minuscules

 Cliquer juste après Cu2+ et effacer le symbole de cet ion, puis taper en majuscule CU « exposant » 2+. L'équation est alors :

CU2+ + 2OH–  Cu(HO)2

 Cliquer sur le bouton « Vérifier l'équation chimique ». Noter que, parmi les réactifs, apparaissent les éléments chimiques C (carbone) et U (uranium). La seule erreur de majuscule CU au lieu de Cu est comprise par le simulateur comme carbone uranium, et non comme cuivre. On comprend donc l'importance d'écrire les symboles chimiques avec soin.

Partie 2 : avancement d'une réaction chimique

 Revenir sur l'équation chimique correctement écrite (bouton n°1 dans le cadre du bas). Elle apparaît maintenant présentée avec un tableau. Indiquer les conditions suivantes pour l'état initial :

cliquer dans le 0 sous Cu2+

• taper 0,5 dans la case devenue bleu foncé (il s'agit de 0,5 mol d'ions cuivre)

• il apparaît une coloration bleue sous 0,5 ; ce que nous expliquerons après

• cliquer dans le 0 sous 2OH–

• taper 0,1 dans la case devenue bleue foncé (il s'agit de 0,1 mol d'ions hydroxyde)

• cliquer dans le tableau.

 Les quantités de matière de l'état initial sont représentées par la couleur bleue dans le tableau.

 Cliquer dans le bouton (flèche simple) de l'animation. Le simulateur met en évidence la disparition d'une partie des réactifs (le bleu devient bleu ciel) et montre l'apparition du produit en bleu.

Les chiffres indiqués dans le tableau donnent la quantité de matière de chaque réactif ou produit pendant le déroulement de la réaction (que l'on peut arrêter avec le bouton « pause »), comme dans l'état final si l'avancement de la réaction n'a pas été interrompue.

Par exemple, si la réaction est interrompue quand 0,007 mol de produit a été formé, le simulateur indique qu'il reste 0,493 mole d'ions Cu2+ et 0,086 mol d'ions HO–.

Ces chiffres auraient pu être calculés à l'aide d'un tableau d'avancement comme dans le cours (chapitre 10).

Pour changer les conditions initiales

 Cliquer dans les cases de la ligne « Etat initial » et taper, par exemple, 0,015 mol sous Cu2+ et 0,030 mol sous 2HO–.

On peut obtenir directement l'état final en cliquant dans la double flèche de l'animation.

On constate que la totalité des réactifs a disparu (seule la couleur bleu ciel est présente, et l'état final indique 0. Il s'est formé 0,015 mol d'hydroxyde de cuivre Cu(OH)2.

Les conditions initiales étaient donc des proportions stœchiométriques.

Autres possibilités du simulateur

Option d'affichage

 Cliquer dans le bouton « Option d'affichage ».

On peut cocher ou décocher les cases suivantes :

• « Colorer les nombres stœchiométriques » : les nombres stœchiométriques sont alors rouges quand la case est cochée et bleus dans le cas contraire.

• « Afficher la quantité de réactif consommé » : il apparaît en rouge la quantité de réactif consommé, nombre qui évolue pendant l'animation de la réaction chimique.

• « Afficher l'état initial » : la dernière ligne du tableau s'affiche alors.

 Pour refermer la fenêtre « Option d'affichage », cliquer dans la barre bleue qui constitue l'entête de la fenêtre.

Masses molaires

Quand on clique sur ce bouton, on a accès aux masse molaires atomiques. Cela évite de les rechercher dans la classification périodique.

Oxyde de carbone

On considère la réaction du dioxyde de carbone CO2 avec le carbone. Le seul produit formé est l'oxyde de carbone.

1. Taper l'équation chimique dans la case jaune pâle du simulateur Lavoisier et vérifier que sa stœchiométrie est ajustée. Valider ensuite l'équation chimique.

2. Les conditions initiales sont 1 mol de dioxyde de carbone et  6 g de carbone.

Calculer la quantité de matière de carbone présente dans l'état initial.

3. Indiquer les conditions initiales dans le tableau sous l'équation chimique.

4. A l'aide de l'animation, simuler le déroulement de la réaction chimique.

Quelles sont les conditions finales ?

5. Quel réactif est en excès ?

6. Prévoir la quantité de matière initiale de carbone dont il faudrait disposer pour être dans les proportions stœchiométriques.

------------------------- réponse --------------------------

------------------------------------------------------------------

7. Remplacer la condition initiale 0,5 mol de carbone par celle que vous avez prévue et vérifier à l'aide de l'animation.

8. Prévoir un état initial qui permettrait d'obtenir

0,30 mol de dioxyde de carbone et intégrer ces conditions au tableau. Vérifier à l'aide de l'animation.

9.  Cet état initial qui permet de produire 0,30 mol d'oxyde de carbone est-il unique? Si oui, justifier la réponse, si non proposer un autre état initial qui permette la production de 0,30 mol d'oxyde de carbone.

Combustion du sodium

dans le dichlore

On fait brûler 0,46 g de sodium (solide métallique de formule Na) dans un flacon contenant 1,2 L de dichlore (gaz verdâtre de formule Cl2). Le seul produit formé est le chlorure de sodium NaCl.

1. Taper l'équation chimique dans la case jaune pâle et vérifier que sa stœchiométrie est ajustée. Valider ensuite l'équation chimique.

2. Calculer les quantités de matière de sodium et de dichlore présentes dans l'état initial ? (On pourra afficher le tableau des masses molaires en bas à gauche de l'écran et on considérera que le volume molaire était de 24 L · mol–1 au moment du remplissage du flacon.)

3. Indiquer ces conditions initiales dans le tableau sous l'équation chimique.

4. A l'aide de l'animation, simuler le déroulement de la réaction chimique. Quelles sont les conditions finales ?

Quel réactif est en excès ?

5. Prévoir la quantité de matière initiale de sodium dont il faudrait disposer pour être dans les proportions stœchiométriques. Remplacer la condition initiale par celle que vous avez prévue et vérifier à l'aide de l'animation.

6. Prévoir un état initial tel que les proportions des réactifs soient stœchiométriques, et qui permettraient d'obtenir 1,287 g de chlorure de sodium. Intégrer ces conditions au tableau. Vérifier  à l'aide de l'animation.

7. Cet état initial qui permet de produire 1,287 g de chlorure de sodium à partir de proportions stœchiométriques est-il unique ? Si oui, justifier la réponse, si non proposer un autre état initial qui permette la production de 0,30 mol d'oxyde de carbone.

Formation de la rouille

Le fer, de symbole chimique Fe, est un métal qui rouille en présence d'air humide. Un tel système chimique est simplifié par une réaction chimique qui considère que le fer réagit avec le dioxygène pour donner l'oxyde de fer Fe2O3.

1. Taper dans la case jaune pâle l'équation chimique correspondant à cette réaction chimique et vérifier que sa stœchiométrie est ajustée. Valider ensuite l'équation chimique.

2. On considère une coque de bateau en fer. La coque pèse 558 000 kg. Calculer la quantité de matière de fer que cela représente. 

3. Calculer la quantité de matière de dioxygène qu'il faudrait faire réagir avec tout ce fer en étant dans les proportions stœchiométriques ?

4. Calculer les conditions finales.

5. Indiquer les conditions initiales dans le tableau sous l'équation chimique, puis, à l'aide de l'animation, simuler le déroulement de la réaction chimique et vérifier l'état final.

6. Quel est le volume correspondant à une telle quantité de matière de dioxygène si le volume molaire est de 24 L.mol–1?

7. Prévoir un état initial qui permettrait d'obtenir 3 g d'oxyde de fer, dans les proportions stœchiométriques, et intégrer ces conditions au tableau. Vérifier à l'aide de l'animation.

8. Cet état initial permettant de produire 3 g d'oxyde de fer à partir de proportions stœchiométriques est-il unique? Si oui, justifier la réponse, si non proposer un autre état initial qui permette la production de 0,30 mol d'oxyde de carbone.

Correction

Formation de la rouille

Le fer, de symbole chimique Fe, est un métal qui rouille en présence d'air humide. Un tel système chimique est simplifié par une réaction chimique qui considère que le fer réagit avec le dioxygène pour donner l'oxyde de fer Fe2O3.

1. Taper dans la case jaune pâle l'équation chimique correspondant à cette réaction chimique et vérifier que sa stœchiométrie est ajustée. Valider ensuite l'équation chimique.

Voir équation en cliquant la touche n° 1.

2. On considère une coque de bateau en fer. La coque pèse 558 000 kg. Calculer la quantité de matière de fer que cela représente.

n(Fe) = 1,00 · 107 mol

3. Calculer la quantité de matière de dioxygène qu'il faudrait faire réagir avec tout ce fer en étant dans les proportions stœchiométriques ?

n(O2) = 0,750 · 107 mol

Dans les condition initiales, n(Fe) /4 = n(O2) /3.

4. Calculer les conditions finales.

Conditions finales :

n(O2) = 0 mol

n(Fe) = 0 mol

n(Fe2O3) = 0,50 · 106 mol

5. Indiquer les conditions initiales dans le tableau sous l'équation chimique, puis, à l'aide de l'animation, simuler le déroulement de la réaction chimique et vérifier l'état final.

 n(O2) = 0,750 · 107 mol (taper 7 500 000)

n(Fe) = 1,00 · 107 mol (taper 10 000 000)

n(Fe2O3) = 0 mol

Voir tableau en cliquant la touche n° 1.

6. Quel est le volume correspondant à une telle quantité de matière de dioxygène si le volume molaire est de 24 L.mol–1?

 1,8 · 108 L soit 1,8 · 105 m3

7. Prévoir un état initial qui permettrait d'obtenir 3 g d'oxyde de fer, dans les proportions stœchiométriques, et intégrer ces conditions au tableau. Vérifier à l'aide de l'animation.

La masse molaire de Fe2O3 est 159,6 g · mol–1 ;

3 g représentent donc 0,018 8 mol.

Il faut donc 0,028 2 mol de dioxygène

et 0,037 6 mol de fer.

Voir tableau en cliquant la touche n° 2.

8. Cet état initial permettant de produire 3 g d'oxyde de fer à partir de proportions stœchiométriques est-il unique? Si oui, justifier la réponse, si non proposer un autre état initial qui permette la production de 0,30 mol d'oxyde de carbone.

Oui, l'état initial est unique.

Tout autre état initial, soit ne constituerait pas des conditions stœchiométriques, soit ne donnerait pas exactement 0,022 mol de chlorure de sodium.

Combustion du glucose

1. On s'intéresse ici à la réaction de combustion du glucose C6H12O6 dans le dioxygène. Sachant que les produits de la réaction sont le dioxyde de carbone et l'eau, taper dans le cadre jaune pâle l'équation chimique qui représente cette réaction. Vérifier que l'équation chimique est correctement écrite.

2. On considère l'état initial constitué de 1 mol de glucose et de dioxygène en quantité stœchiométrique. Quelle est cette quantité? Vérifier à l'aide de l'animation.

3. Lancer à nouveau cette animation avec la flèche simple et l'arrêter, avec le bouton pause, avant que l'état final soit atteint. Noter les quantités de matière de glucose nG et de dioxygène n(O2) présentes dans le système chimique.

4. On va maintenant préparer une animation dont l'état initial est : nG mol de glucose et n(O2) mol de dioxygène (et ni dioxyde de carbone ni eau), nG et n(O2)  étant les quantités de matières trouvées à la question précédente. Ce nouvel état initial est-il dans les proportions stœchiométriques ?

5. Vérifier en lançant l'animation jusqu'à l'état final.

6. Parmi les phrases suivantes, trouver celle(s) qui est (sont) vraie(s).

a. Un système chimique qui est dans les proportions stœchiométriques dans l'état initial ne l'est plus dès que la réaction chimique a commencé.

b. Un système chimique initialement dans les proportions stœchiométriques est, quel que soit l'instant de son évolution, dans les proportions stœchiométriques.

c. Un système chimique ne peut être le siège d'une réaction chimique que s'il est dans les proportions stœchiométriques.

Iodure de cuivre

On mélange une solution contenant des ions cuivre Cu2+ et une solution contenant des ions iodure I–.

Il se forme des ions triiodure I et de l'iodure de

cuivre CuI.

1. Proposer une équation chimique représentant cette réaction chimique. La taper dans le cadre jaune pâle et vérifier sa stœchiométrie.

2. On utilise 10,0 mL d'une solution contenant

0,250 mol.L–1 d'ions cuivre. Quelle est la quantité de matière d'ions cuivre correspondante?

3. Quelle quantité de matière d'ions iodure faut-il ajouter pour être dans les proportions stœchiométriques ?

Quelles quantités de matière d'iodure de cuivre et d'ion triiodure va-t-on produire ?

4. Intégrer ces conditions initiales au tableau du simulateur et vérifier les valeurs numériques à l'aide de l'animation. Quel doit être le volume de la solution d'ion iodure utilisée si sa concentration en ions I– est 1,00 mol.L–1 ?

Hydroxyde de fer III

1. On mélange une solution contenant des ions fer Fe3+ et une solution contenant des ions hydroxyde HO-. Il se forme de l'hydroxyde de fer Fe(OH)3. Proposer une équation chimique représentant cette réaction chimique. La taper dans le cadre jaune pâle et vérifier sa stœchiométrie.

2. On utilise 24,0 mL d'une solution contenant

0,50 mol.L–1 d'ions fer. Quelle est la quantité de matière d'ions fer correspondante?

3. Quelle quantité de matière d'ions HO- faut-il ajouter pour être dans les proportions stœchiométriques ?

Quelles quantités de matière d'iodure de cuivre et d'ions triiodure va-t-on produire ?

4. Intégrer ces conditions initiales au tableau du simulateur et vérifier les valeurs numériques à l'aide de l'animation.

Quelle doit être la concentration en ions hydroxyde de la solution utilisée si le volume que l'on souhaite ajouter est exactement le même que celui de la solution initiale contenant les ions fer ?

5. Du point de vue du pH, comment qualifie-t-on cette dernière solution ?

Avec le manuel...

Prendre les exercices 15, 16 et 17 de la page 149 du manuel, et ajuster la stœchiométrie des équations chimiques proposées.

Utiliser le bouton « Vérifier l'équation chimique » pour vérifier que l'équation chimique est correctement écrite.

Ions thiosulfate et diiode

1. L'expérience préliminaire 1.1 de la page 152 du manuel a permis de constituer un tableau de résultats (Doc.2.). Utiliser le simulateur pour montrer que les quatre expériences proposées sont toutes dans les proportions stœchiométriques.

2. Proposer des conditions initiales qui permettent de retrouver approximativement le schéma du Doc.3.

3. Arrêter, à l'aide du bouton pause, la simulation dans la situation b., puis c., et constater que le dessin est effectivement correct.

4. Laisser la simulation aller jusqu'à son terme. Qu'obtient-on ?

Effervescence et bilan de matière

On s'intéresse à la réaction chimique du TP de la page 159 du manuel.

1. Taper l'équation chimique correspondant à la réaction envisagée dans le cadre jaune pâle du simulateur. Vérifier qu'elle est correctement écrite.

2. On suppose que la masse d'hydrogénocarbonate introduite est 1,0 g, et que la concentration en ions H+ dans la solution ajoutée est 2,0 mol.L–1.

Déterminer le volume VS d'acide qu'il faut ajouter pour être dans les proportions stœchiométriques. Vérifier à l'aide du simulateur.

3. On considère maintenant que l'on n'a pas ajouté VS, mais le volume VS/3 d'acide. Utiliser le simulateur pour déterminer la quantité de matière de dioxyde de carbone qui s'est dégagée. En déduire le volume de ce gaz.

4. Reprendre ce calcul pour un volume 2VS/3 d'acide, puis 1,5VS puis 2VS puis 3VS. Déterminer à chaque fois le volume de gaz dégagé.

5. Sur une feuille de papier, tracer un graphe donnant le volume de gaz qui s'est dégagé en fonction du volume d'acide versé, puis répondre à la question 3.f. du TP page 159 du manuel.

Chlorométhane CH3Cl

a. Dans la fenêtre « Dessiner », construire la molécule CH3Cl.

Combien cette molécule a-t-elle de doublets liants et de doublets non liants ?

b. Quelle est la géométrie de la molécule ?

Correction

Chlorométhane CH3Cl

a. Dans la fenêtre « Dessiner », construire la molécule CH3Cl.

Combien cette molécule a-t-elle de doublets liants et de doublets non liants ?

La molécule comporte 4 doublets liants et 3 doublets non liants

(il est possible de les mettre en évidence dans la fenêtre « Représentation de Lewis »).

Les doublets liants sont ceux qui forment les liaisons .

b. Quelle est la géométrie de la molécule ?

La géométrie de la molécule est tétraédrique.

 la molécule peut s'inscrire dans un tétraèdre dont le centre est l'atome de carbone et les sommets les autres atomes.

CO2, HCN et C2H2

a. Dans la fenêtre « Dessiner », construire la molécule CO2.

Si la molécule apparaît dans la fenêtre animation, faites directement la question c. Sinon, faites d'abord la question b.

b. La molécule n'apparaît pas dans la fenêtre « Animation » car tous les atomes de la molécule représentée ne vérifient pas la règle de l'octet.

La structure électronique d'un atome de carbone est : (K)2(L)4. En déduire le nombre de liaisons que doit engager chaque atome de carbone pour vérifier la règle de l'octet.

La structure électronique d'un atome d'oxygène est : (K)2(L)6. En déduire le nombre de liaisons que doit engager chaque atome d'oxygène pour vérifier la règle de l'octet.

Modifier les liaisons de la molécule de telle façon que les résultats ci-dessus soient vérifiés.

c. Quelle est la géométrie de la molécule ?

d. Comparer la géométrie de cette molécule à celle des molécules HCN et C2H2 (pour cela construire ces deux molécules).

Prévision du nombre

de doublets liants

et non liants de la molécule CH5N

a. Déterminer la structure électronique des atomes H (Z = 1), C (Z = 6) et N (Z = 7).

b. On considère la molécule CH5N. Combien d'électrons périphériques chaque atome apporte-t-il ? En déduire le nombre de doublets d'électrons de la molécule.

c. Combien d'électrons chaque atome doit-il engager dans des liaisons covalentes pour satisfaire la règle du duet ou de l'octet ?

d. En déduire le nombre total d'électrons appartenant aux doublets liants de la molécule puis le nombre de liaisons de CH5N.

e. Combien cette molécule a-t-elle de doublets non liants ?

f. Construire la molécule en tenant compte des résultats des questions précédentes.

Correction

Prévision du nombre de doublets liants

et non liants de la molécule CH5N

a. Déterminer la structure électronique des atomes H (Z = 1), C (Z = 6) et N (Z = 7).

Les structures électroniques de ces atomes sont les suivantes :

H : (K)1

C : (K)2(L)4

et N : (K)2(L)5.

b. On considère la molécule CH5N. Combien d'électrons périphériques chaque atome apporte-t-il ? En déduire le nombre de doublets d'électrons de la molécule.

Chaque atome H a 1 électron périphérique. L'atome C en compte 4 et l'atome N, 5. En tout, il y a donc 5 x 1+ 4 + 5 = 14 électrons périphériques, soit 7 doublets.

c. Combien d'électrons chaque atome doit-il engager dans des liaisons covalentes pour satisfaire la règle du duet ou de l'octet ?

Pour respecter la règle du duet, chaque atome H doit engager 1 électron dans une liaison covalente. Pour respecter la règle de l'octet, l'atome C doit engager 4 électrons dans des liaisons covalentes et l'atome N doit en engager 3.

d. En déduire le nombre total d'électrons appartenant aux doublets liants de la molécule puis le nombre de liaisons de CH5N.

Chaque atome H a 1 électron appartenant à un doublet liant. L'atome C en a 4 et l'atome N en a 3. Au total, il y a 5 + 4 + 3 = 12 électrons appartenant à des doublets liants : il y a donc 6 liaisons dans la molécule.

e. Combien cette molécule a-t-elle de doublets non liants ?

Dans la molécule, il y a 7 doublets dont 6 doublets liants : il y a donc 1 doublet non liant.

f. Construire la molécule en tenant compte des résultats des questions précédentes.

On obtient les construction et représentation de Lewis affichées.

On vérifie, sur la représentation de Lewis, que la molécule a 6 doublets liants et 1 doublet non-liant.

Molécule CH2O

a. Sachant que les atomes C, H et O ont respectivement 4, 1 et 6 électrons périphériques, déterminer (sur une feuille de papier) la représentation de Lewis de la molécule CH2O.

b. Combien cette molécule a-t-elle de doublets liants et non liants ?

c. Vérifier les réponses des questions précédentes en construisant la molécule sur le simulateur (la molécule n'est correcte que si la représentation de Lewis apparaît dans la fenêtre en haut à droite).

d. Quelle est la géométrie de cette molécule ?

Correction

Molécule CH2O

a. Sachant que les atomes C, H et O ont respectivement 4, 1 et 6 électrons périphériques, déterminer (sur une feuille de papier) la représentation de Lewis de la molécule CH2O.

b. Combien cette molécule a-t-elle de doublets liants et non liants ?

Il y a 4 doublets liants et 2 doublets non liants dans cette molécule.

c. Vérifier les réponses des questions précédentes en construisant la molécule sur le simulateur (la molécule n'est correcte que si la représentation de Lewis apparaît dans la fenêtre en haut à droite).

d. Quelle est la géométrie de cette molécule ?

En sélectionnant l'option « Géométrie » de la fenêtre « Animation », on voit que les atomes de la molécule sont tous dans un même plan :

La géométrie de la molécule est donc plane.

Comparaison de la géométrie

de molécules

a. Construire la molécule C2H6.

Combien cette molécule a-t-elle de doublets liants et non liants ?

b. Comparer la géométrie de cette molécule à celle de la molécule C2H5Cl.

Correction

Comparaison de la géométrie de molécules

a. Construire la molécule C2H6.

Combien cette molécule a-t-elle de doublets liants et non liants ?

Il y a 7 doublets liants et 0 doublet non liant dans cette molécule.

b. Comparer la géométrie de cette molécule à celle de la molécule C2H5Cl.

Pour obtenir les représentations tridimensionnelles des deux molécules, cliquer sur les boutons 1 et 2.

Ces deux molécules ont la même structure spatiale : on dit qu'elles ont la même structure géométrique.

Molécules isomères

a. Construire les différents isomères de C2H3Cl3. Combien y en a-t-il ?

Correction

Molécules isomères

a. Construire les différents isomères de C2H3Cl3. Combien y en a-t-il ?

Deux isomères correspondent à cette formule brute : soit les atomes de chlore sont tous les trois reliés au même atome de carbone, soit deux atomes de chlore sont reliés à l'un des atomes de carbone et le troisième atome de chlore est relié à l'autre atome de carbone. Utiliser les boutons 1 et 2 pour obtenir les constructions.

Tous les autres arrangements des atomes Cl et H correspondent à l'une des deux possibilités présentées, par exemple : CH3–CCl3 est identique à CCl3–CH3.

b. Comparer leur géométrie.

Cliquer sur les boutons 1 et 2 pour obtenir les représentations tridimensionnelles des deux molécules.

Ces deux molécules ont la même géométrie.

Ethane C2H6 et hydrazine N2H4

Construire le modèle de la molécule d'éthane C2H6 et celui de la molécule d'hydrazine N2H4. Comparer les angles HCH de l'éthane et HNH de l'hydrazine.

Correction

Ethane C2H6 et hydrazine N2H4

Construire le modèle de la molécule d'éthane C2H6 et celui de la molécule d'hydrazine N2H4. Comparer les angles HCH de l'éthane et HNH de l'hydrazine.

Pour obtenir les représentations tridimensionnelles des deux molécules considérées, utiliser les boutons 1 et 2.

On constate que les angles H – C – H de la molécule C2H6 sont les mêmes que les angles entre H – N – H de la molécule N2H4.

De la même façon, l'angle entre la liaison C – C et une liaison C – H de la molécule C2H6 est le même que l'angle entre la liaison N – N et une liaison N – H de la molécule N2H4.

Hydrocarbures

a. Construire une molécule contenant deux atomes de carbone, autant d'atomes d'hydrogène que nécessaires de telle sorte que la molécule ne comporte que des liaisons simples.

b. Même question avec une molécule comportant une double liaison.

c. Même question avec une molécule comportant une triple liaison.

Indiquer pour chaque situation la formule brute de la molécule, appelée hydrocarbure.

d. Comparer les structures géométriques de ces trois molécules.

Correction

Hydrocarbures

a. Construire une molécule contenant deux atomes de carbone, autant d'atomes d'hydrogène que nécessaires de telle sorte que la molécule ne comporte que des liaisons simples.

b. Même question avec une molécule comportant une double liaison.

c. Même question avec une molécule comportant une triple liaison.

Indiquer pour chaque situation la formule brute de la molécule, appelée hydrocarbure.

Les formules brutes obtenues pour les trois situations sont :

C2H6, C2H4 et C2H2.

d. Comparer les structures géométriques de ces trois molécules.

a. La molécule C2H6 est constituée de deux tétraèdres.

b. La molécule C2H4 est plane.

c. La molécule C2H2 est linéaire.

Géométrie de la molécule OCl2

a. Déterminer sur une feuille de papier la représentation de Lewis de la molécule OCl2.

b. Prévoir la géométrie de la molécule.

c. Vérifier la géométrie prévue en construisant la molécule.

Correction

Géométrie de la molécule OCl2

a. Déterminer sur une feuille de papier la représentation de Lewis de la molécule OCl2.

La représentation de Lewis est affichée.

b. Prévoir la géométrie de la molécule.

La molécule est coudée.

Les 4 doublets qui entourent l'atome O se repoussent et occupent les sommets d'un tétraèdre. Les 2 liaisons Cl – O occupent 2 des 4 positions du tétraèdre et forment donc un coude.

c. Vérifier la géométrie prévue en construisant la molécule.

La molécule est effectivement coudée.

Géométrie de la molécule

 d'hydroxylamine H3NO

a. Déterminer sur le papier une représentation de Lewis de l'hydroxylamine H3NO.

b. Prévoir la position des doublets d'électrons qui entourent l'atome O. En déduire la disposition des liaisons H – O et O – N dans la molécule.c. Prévoir la position des doublets d'électrons qui entourent l'atome N. En déduire la disposition des liaisons O – N et H – N dans la molécule.

d. Vérifier vos prédictions en construisant la molécule avec le simulateur Lewis.

Correction

Géométrie de la molécule d'hydroxylamine H3NO

a. Déterminer sur le papier une représentation de Lewis de l'hydroxylamine H3NO.

La représentation de Lewis est affcihée.

b. Prévoir la position des doublets d'électrons qui entourent l'atome O. En déduire la disposition des liaisons H – O et O – N dans la molécule.

Les 4 doublets qui entourent l'atome O se repoussent et occupent les sommets d'un tétraèdre. Les liaisons H – O et O – N occupent 2 des 4 positions du tétraèdre et forment donc un coude.

c. Prévoir la position des doublets d'électrons qui entourent l'atome N. En déduire la disposition des liaisons O – N et H – N dans la molécule.

Les 4 doublets qui entourent l'atome N se repoussent et occupent les sommets d'un tétraèdre. Les liaisons O – N et N – H occupent 3 des 4 positions du tétraèdre et forment donc une pyramide.

d. Vérifier vos prédictions en construisant la molécule avec le simulateur Lewis.

On observe effectivement sur l'animation une partie coudée autour de l'atome O et une partie pyramidale autour de l'atome N.

Classification périodique

et structure d'une molécule

a. Construire la molécule C2H5Cl.

Combien de doublets liants et non liants cette molécule possède-t-elle ?

Décrire la structure géométrique de la molécule.

b. Sachant que l'élément chimique brome Br est dans la même colonne de la classification périodique que l'élément chimique chlore Cl, prévoir la représentation de Lewis et la structure de la molécule C2H5Br.

Correction

Classification périodique

et structure d'une molécule

a. Construire la molécule C2H5Cl.

Combien de doublets liants et non liants cette molécule possède-t-elle ?

La molécule possède 7 doublets liants et 3 doublets non liants.

Décrire la structure géométrique de la molécule.

La structure géométrique de la molécule est constituée de deux tétraèdres.

b. Sachant que l'élément chimique brome Br est dans la même colonne de la classification périodique que l'élément chimique chlore Cl, prévoir la représentation de Lewis et la structure de la molécule C2H5Br.

Les éléments chimiques Br et Cl étant dans la même colonne, l'atome de brome a le même nombre d'électrons périphériques que l'atome de chlore, c'est-à-dire 7 électrons périphériques : dans une molécule, il engage donc 1 liaison et est entouré de 3 doublets non liants.

La représentation de Lewis de la molécule C2H5Br est la même que celle de la molécule C2H5Cl et les structures des deux molécules sont identiques.

Classification périodique

et structure d'une molécule

a. Construire la molécule CHClO (si aucune molécule n'apparaît dans la fenêtre " Animation ", cela signifie que la construction n'est pas correcte).

b. Quelle est la structure géométrique de cette molécule ?

c. Utiliser la classification restreinte et la réponse à la question a. pour déterminer la structure géométrique de la molécule CHClS.

Correction

Classification périodique

et structure d'une molécule

a. Construire la molécule CHClO (si aucune molécule n'apparaît dans la fenêtre " Animation ", cela signifie que la construction n'est pas correcte).

La construction est affichée. Dans le cas contraire, appuyer sur le bouton 1.

b. Quelle est la structure géométrique de cette molécule ?

La représentation tridimensionnelle de la molécule montre que la molécule est plane :

c. Utiliser la classification restreinte et la réponse à la question a. pour déterminer la structure géométrique de la molécule CHClS.

L'élément chimique soufre S est dans la même colonne que l'élément chimique oxygène O. Les atomes S et O ont donc le même nombre d'électrons périphériques : S, comme O, engage 2 liaisons au sein des molécules et est entouré de 2 doublets non liants.

La molécule CHClS a donc la même structure que la molécule CHClO : elle est plane.

Prise en main

Ce module permet de construire des représentations de molécules simples constituées au maximum de huit atomes (atomes C, H, O, N, Cl) ; les liaisons entre ces atomes peuvent être simples, doubles ou triples.

Une fois la molécule dessinée, si la règle de l'octet (du duet pour les atomes H) est vérifiée pour tous les atomes de la molécule, la représentation de Lewis s'affiche ainsi qu'une animation permettant de visualiser la molécule dans l'espace.

La représentation tridimensionnelle de la molécule est éclatée ou compacte, de la même façon qu'il y a des modèles moléculaires éclatés et compacts.

1. Construction d'une molécule ne comportant que des liaisons simples

 Construction de la molécule H2O 

Dans la fenêtre « Dessiner », sélectionner, à l'aide de la souris, une boule rouge représentant un atome d'oxygène O. Placer cette boule sur le tableau blanc.

Placer ensuite une boule blanche, représentant un atome d'hydrogène H, à côté de l'atome d'oxygène

O : une liaison covalente simple apparaît entre les deux atomes.

De la même façon, placer l'autre atome H : la représentation de Lewis de la molécule est à présent visible dans la fenêtre « Représentation de Lewis » en haut à droite de l'écran. On peut mettre en évidence les doublets liants et non liants de la molécule en cliquant sur « Colorer doublets liants en rouge » et « Colorer doublets non liants en bleu ».

Une animation tridimensionnelle de la molécule est également visible dans la fenêtre « Animation ». La vitesse de rotation de la molécule peut être modifiée avec le curseur de droite. Des boutons, sous la zone animée, permettent d'arrêter puis d'activer à nouveau l'animation (pour l'intérêt de ces fonctions, voir 6. Exportation de figures dans d'autres fichiers). Lorsque l'option « Géométrie » est cochée, le tétraèdre dans lequel s'inscrit la molécule est visualisé. Lorsque l'option « compact » est cochée, la molécule est représentée sans que les liaisons entre les atomes soient visibles.

La molécule H2O est la construction n° 1 : pour construire une nouvelle molécule, sélectionner le bouton n° 2 dans la fenêtre « Dessiner ». Pour retrouver la molécule H2O, sélectionner à nouveau le bouton n° 1. Pour conserver la construction n° 1, même après avoir fermé le module, il faut l'enregistrer (voir 3. Enregistrer les constructions).

Application

 Construire la molécule d'ammoniac NH3 (construction n° 2).

 Mettre en évidence les doublets liants de la molécule (fenêtre « Représentation de Lewis »).

 Faire apparaître le tétraèdre dans lequel on peut inscrire la molécule (fenêtre « Géométrie »).

Combien de sommets du tétraèdre sont occupés par des atomes ?

Où est placé l'atome d'azote dans ce tétraèdre ? 

Comment appelle-t-on la structure de cette molécule ?

2. Liaisons multiples

 Construction de la molécule CH2O

Construire à présent la molécule CH2O (construction n°3 ) : aucune molécule ne s'affiche dans la fenêtre « Animation » car tous les atomes ne vérifient pas la règle de l'octet.

En effet, pour vérifier la règle de l'octet, l'atome O doit engager deux liaisons et l'atome C doit en engager 4 : il faut donc remplacer la liaison simple entre les atomes C et O par une liaison double. Pour cela, placer le curseur sur la liaison entre les deux atomes (le curseur prend alors la forme d'une main), puis cliquer sur le bouton droit de la souris : une fenêtre apparaît avec les différentes liaisons possibles. 

Sélectionner alors « liaison double » avec le bouton gauche de la souris (entre C et O, il y a à présent une liaison double et la représentation de Lewis de la molécule, ainsi que l'animation s'affichent).

Application

 Construire la molécule C2H4 (construction n° 4).

Si aucune molécule n'apparaît dans la fenêtre « Animation », cela signifie que la règle de l'octet n'est pas vérifiée pour tous les atomes C. Chaque C doit en effet engager 4 liaisons, soit 2 liaisons simples avec 2 atomes H et une liaison double avec l'autre atome C.

 Cliquer sur « Géométrie » dans la fenêtre « Animation ».

Que peut-on dire de la géométrie de la molécule ?

Construire à présent la molécule C2H2 (construction n° 5).

Si aucune molécule n'apparaît dans la fenêtre « Animation », cela signifie que la règle de l'octet n'est pas vérifiée pour tous les atomes C. Chaque C doit en effet engager 4 liaisons, soit 1 liaison simple avec 1 atome H et 1 liaison triple avec l'autre atome C.

 Cliquer sur « Géométrie » dans la fenêtre « Animation ».

Que peut-on dire de la géométrie de la molécule ?