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الثلاثاء 9 ديسمبر - 23:14:34 | المشاركة رقم: | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| موضوع: EMD 2 Chimie minérale EMD 2 Chimie minérale EMD 2 Chimie minérale Partie cours Question 1 (02pts) : Propriétés particulières du lithium (Li). Question 2 (06pts) : Préparation du carbonate de sodium par la méthode de SOLVAY. Question 3 (04pts) : Préparation des composés du baryum (Ba) et du strontium (Sr). Question 4 (05pts) : Soit le tableau suivant :
Expliquer cette évolution de l’électronégativité. Question 5 (03pts) : - Citer les formes allotropiques du carbone. - Comparer leurs propriétés physiques. Partie Travaux Dirigés Exercice 1 : On considère les éléments suivants : 3Li, 4Be, 5B. 1) Calculer d’après la théorie de Slater, l’énergie de la première ionisation de ces trois éléments. Ce résultat est-il conforme avec les données expérimentales. Pourquoi ? 2) Quel est l’ion le plus stable que peut donner chacun de ces éléments ? Expliquer. 3) Classer les ions obtenus par ordre de rayon ionique croissant. Expliquer. On donne :
Exercice 2 : Dans l’ion CO32- , les trois liaisons C–O sont toutes identiques, de longueur égale à 1,36 Ẫ. Expliquer cela du point de vue électronique. On donne : C–O : 1,43 Ẫ. C=O : 1,23 Ẫ. C≡O : 1,09 Ẫ. Solution proposée aux questions ci-précédentes Partie cours Réponse à la question 1 : Les propriétés particulières du lithium au sein du groupe des alcalins sont: 1) Ses points de fusion et d’ébullition ainsi que sa dureté, tous élevés par rapport aux autres éléments du groupe IA. 2) La forte hydratation de l’ion Li+ et ses composés par rapport à ceux des autres métaux alcalins. 3) La faible électropositivité du lithium, qui fait que ses composés soient moins instables que ceux des autres éléments. 4) Sa combinaison à l’azote sous forme de nitrure de lithium (Li3N) le différant des éléments de la première colonne et le faisant plus ressembler à ceux du groupe IIA. 5) L’insolubilité des carbonates, phosphates et fluorure de lithium (respectivement Li2CO3, Li3PO4, LiF) comme les composés du magnésium correspondants. Réponse à la question 2 : Préparation du carbonate de sodium (Na2CO3) par la méthode de SOLVAY (1863) : Etape1) Saturation d’une saumure de NaCl par de l’ammoniac. Etape2) Carbonatation progressive de cette solution par le CO2 : la solution renferme alors du bicarbonate d’ammonium NH4HCO3 et du NaCl. Etape3) Précipitation du bicarbonate de sodium NaHCO3. Etape4) Filtration du NaHCO3 solide : en vue de le séparer de la solution de chlorure d’ammonium NH4Cl. Etape5) Calcination du NaHCO3 (à température comprise entre 300 et 600°C) : 2NaHCO3 à Na2CO3 + H2O + CO2 Etape0) Recyclage du chlorure d’ammonium : pour des raisons de rentabilité, NH4Cl est transformé à nouveau en ammoniac qui est, en plus de l’anhydre carbonique obtenu à la calcination du bicarbonate de sodium, réutilisé dans la saturation de la solution concentrée de NaCl (étape1) : Ca(OH)2 + 2NH4Cl à CaCl2 + 2H2O + 2NH3 Réponse à la question 3 : La préparation des composés du baryum et du strontium passe par l’une des deux méthodes suivantes : 1) La Barytine BaSO4 et la Célestine SrSO4 sont réduits par le carbone à l’état de sulfures : BaSO4 + 4C à BaS + 4CO SrSO4 + 4C à SrS + 4CO BaS et SrS sont attaqués par les acides pour obtenir des sels. 2) Les sulfates de Ba et de Sr sont attaqués par un carbonate alcalin : BaSO4 + Na2CO3 à Na2SO4 + BaCO3 SrSO4 + Na2CO3 à Na2SO4 + SrCO3 On passé ensuite facilement des carbonates aux oxydes puis aux sels par action des acides. Réponse à la question 4 : Tous les éléments cités dans le tableau (à savoir le bore, l’aluminium, le gallium, l’indium et le thallium) sont des éléments du groupe IIIA. L’électronégativité de ces derniers varie de façon inhabituelle (la règle générale voudrait que celle-ci s’amenuise en parcourant les éléments d’une même colonne de haut en bas). Avant d’essayer d’interpréter l’évolution de l’électronégativité de ces éléments cités, il serait judicieux d’établir les formules électroniques de ceux-ci : 5B : [2 He] 2s2 2p1 13Al : [10Ne] 3s2 3p1 31Ga : [18Ar] 3d10 4s2 4p1 49In : [36Kr] 4d10 5s2 5p1 81Tl : [54Xe] 4f14 5d10 6s2 6p1 Interprétation de l’évolution de l’électronégativité des éléments du groupe IIIA : - L’électronégativité diminue entre le bore (B) et l’aluminium (Al) pour cause d’éloignement des électrons par rapport au noyau (évolution normale). - En arrivant au gallium (Ga), on enregistre un saut dans la valeur de l’électronégativité, qui a pour origine l’existence d’une sous-couche 3d saturée, donc profonde, dans la structure électronique de cet élément. Cependant, l’évolution de l’électronégativité retrouve la normale entre le gallium (Ga) et l’indium (In), qui présentent tous deux une sous-couche d saturée, en raison de la diminution des propriétés liées aux électrons avec l’accroissement du rayon atomique. -L’électronégativité connaît à nouveau une augmentation de sa valeur avec l’existence d’une sous-couche 4f saturée dans la structure du thallium (Tl). Réponse à la question 5 : Les formes allotropiques du carbone sont au nombre de quatre : 1) Le diamant. 2) Le graphite. 3) Le charbon (carbone amorphe). 4) Le fullerène.Comparaison de leurs propriétés physiques :
Partie Travaux Dirigés Réponse à l’exercice 1 : 1) L’énergie de première ionisation est donnée par la formule théorique qui suit : Ei = 13,6 × (Zeff/n)2 eV (et ce pour un seul atome) Autrement Ei = 313,558 × (Zeff/n)2 kCal/mole Où : Zeff = Z – σ Rappelons que Zeff est la charge nucléaire effective. Z est le numéro atomique de l’élément considéré. σ est la constante d’écran dû aux autres électrons. n est le nombre quantique principal (correspondant à une couche)Il existe des règles dites de Slater permettant de calculer la constante d’écran σ. Dans notre cas, l’on se référera au tableau (voir données) pour déterminer les valeurs de celle-ci. Cas du Lithium (Li) : La configuration électronique du lithium est la suivante : 3Li : 1s2 2s1.Le premier électron à être arraché à l’atome du lithium est sans doute celui de l’orbitale 2s. Celui-ci étant célibataire, seul le doublet d’électrons occupant l’orbitale 1s fera effet d’écran. Donc σ = 0,85 × 2. Soit que Ei (Li) = 132,478 kCal/mole Cas du Béryllium (Be) : La configuration électronique du béryllium est la suivante : 4Be : 1s2 2s2.Le premier électron à être arraché à l’atome du béryllium est l’un des deux électrons occupant l’orbitale 2s. Ceux-ci étant en paire, aussi bien le doublet d’électrons de l’orbitale 1s qu’un électron de l’orbitale 2s (celui qui n’est pas arraché) contribueront à l’effet d’écran. Donc σ = 0,85 × 2 + 0,35. Soit que Ei (Be) = 298,076 kCal/mole Cas du Bore (B) : La configuration électronique du bore est la suivante : 5B : 1s2 2s2 2p1.Le premier électron à être arraché à l’atome du bore occupe l’orbitale 2p. Les électrons qui feront effet d’écran sont ceux occupant les orbitales 1s et 2s. Donc σ = 0,85 × 2 + 0,35 × 2. Soit que Ei (B) = 451,524 kCal/mole Données expérimentales : Ei (Li) = 124,270 kCal/mole Ei (Be) = 214,879 kCal/mole Ei (B) = 191,363 kCal/mole Les résultats trouvés par le calcul ne correspondent pas exactement aux valeurs expérimentales, du fait que l’expression donnant l’énergie de première ionisation (notée plus haut) est en réalité une approximation au cas des hydrogénoïdes. En effet, l’on sait écrire l’équation de Schrödinger pour tout atome polyélectronique, mais on ne peut pas la résoudre de manière rigoureuse (sauf cas des hydrogénoïdes). On se contente alors d’une solution approchée en considérant chaque électron de l’atome polyélectronique comme étant celui d’un atome hydrogénoïde de charge nucléaire inférieure au numéro atomique Z (en prévoyant la répulsion des électrons entre-eux grâce à la théorie de Slater). 2) L’ion le plus stable que donne chacun des éléments notés est celui qui ramène leur structure électronique à celle du gaz inerte leur étant voisin (à savoir dans le cas présent l’hélium). Les ions les moins énergétiques sont les suivants : Li+, Be2+, B3+. 3) Le rayon atomique s’accroît habituellement de droite à gauche au sein d’une même ligne du tableau périodique, et de haut en bas dans une même colonne. Or, les trois ions donnés (Li+, Be2+, B3+) occupent tous la position de l’hélium. Dans ce cas, le numéro atomique de chaque ion (c’est à dire le nombre de protons que comporte le noyau) intervient. En effet, plus grand est ce dernier et plus forte est l’attraction des deux électrons gravitant par le noyau, de ce fait plus petit est le rayon ionique. On aboutit alors au classement suivant : r(5B3+) < r(4Be2+) < r(3Li+). Réponse à l’exercice 2 : L’explication de cette donnée expérimentale se résume à dire que l’ion carbonate (CO32-) est siège d’un effet mésomère orienté comme suit : La délocalisation électronique se passant de la même façon pour les trois liaisons, celles-ci seront identiques et sembleront être semi-simples de longueur intermédiaire entre celle de la simple liaison (1,43 Ẫ) et celle de la double liaison (1,23 Ẫ). الموضوعالأصلي : EMD 2 Chimie minérale // المصدر : ممنتديات جواهر ستار التعليمية //الكاتب: berber
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الأربعاء 7 يناير - 20:51:59 | المشاركة رقم: | |||||||
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| موضوع: رد: EMD 2 Chimie minérale
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الإثنين 1 يونيو - 22:50:08 | المشاركة رقم: | |||||||
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| موضوع: رد: EMD 2 Chimie minérale EMD 2 Chimie minérale {السلام عليكم ورحمة الله} {لك كل الشكر والتقدير على مجهودك الرائع والمميز} الموضوعالأصلي : EMD 2 Chimie minérale // المصدر : ممنتديات جواهر ستار التعليمية //الكاتب: عاشقة الورود
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