UNIVERSITE DE LA REUNION ANNEE UNIVERSITAIRE 1997-1998

FACULTE DES SCIENCES SESSION DE SEPTEMBRE 98

CHIMIE THEORIQUE-ATOMISTIQUE

THERMODYNAMIQUE

PREMIERE PERIODE

 

 A : CHIMIE THEORIQUE-ATOMISTIQUE (sur 5 points)

Formulaire - Rappels - Données :

On rappelle la formule vue en cours permettant le calcul approché du rayon de covalence d’un atome: R(A°) = 0,215 n2/Z* + 0,148 n + 0,225

On rappelle les valeurs des constantes d'écran de Slater

  1 s 2 s ; 2 p 3 s ; 3 p 3 d 4 s ; 4 p
1 s 0,3 0,85 1 1 1
2 s ; 2 p   0,35 0,85 1 1
3 s ; 3 p     0,35 1 0,85
3 d       0,35 0,85
4 s ; 4 p         0,35

 

Electronégativité de Mulliken : XM = 0,21 (EI + EA)

Electronégativité d'Alred et Rochow : XA.R = 0,34 Z*/R2 + 0,67

Nombre d'Avogadro : N = 6,022 1023

Données expérimentales sur l'atome d'oxygène

E.I = 13,6 eV - E.A = 1,46 eV - XAR = 3,5 - XM = 3,2 - Rcov = 0,73 A°

 

 Exercice 1 : LES ATOMES S et O

 1) Situer les éléments Oxygène et Soufre dans la classification périodique.

(0,25 point)

 2) Donner pour ces deux éléments la configuration électronique de l’atome dans son état fondamental.(0,25 point)

 3) Préciser leur couche de valence et donner le schéma de Lewis correspondant (0,25 point)

 4) Que peut-on conclure quand aux propriétés comparées de ces deux éléments? (0,25 point)

 5) Il existe 4 isotopes pour l’élément Soufre de nombre de masse 32, 33, 34, et 35.

a) Pour chaque isotope préciser la composition du noyau. (0,25 point)

 b) Seuls les isotopes 32,33 et 34 existent naturellement .L’isotope 35 étant artificiel.

L’abondance naturelle de l’isotope 33 est de 0,74 %. La masse molaire atomique du soufre naturel est de 32,0640 g mol-1. Celle des isotopes 32, 33 et 34 sont respectivement : 31,97244 ; 32,97168 et 33,96852 .

Déterminer l’abondance naturelle des isotopes 32 et 34.(0,25 point)

 Exercice 2 :

Pour l’atome d’Oxygène déterminer par utilisation des règles de Slater :

  1. L’ énergie de première ionisation E.I1 : (0,5 point)

Comparer votre résultat à la valeur expérimentale et discuter l'accord entre ces deux valeurs (0,25 point)

 b) L’affinité électronique E.A : (0,5 point)

Comparer votre résultat à la valeur expérimentale et discuter l'accord entre ces deux valeurs (0,25 point)

 c) En déduire l’électronégativité de l’oxygène dans l’échelle de Mulliken. Comparer votre résultat à la valeur expérimentale et discuter l'accord entre ces deux valeurs (0,25 point)

 d) Le rayon de covalence. Comparer votre résultat à la valeur expérimentale et discuter l'accord entre ces deux valeurs (0,25 point)

 e) L'électronégativité dans l'échelle d'Alred et Rochow. Comparer votre résultat à la valeur expérimentale et discuter l'accord entre ces deux valeurs.(0,25 point)

 Exercice 3 :

 On donne pour les éléments des 1° et 2° groupes A à F les valeurs de EI1 et EI2 en eV. Donner le numéro atomique Z, le nom et le symbole de chacun de ces éléments, sachant qu’ils appartiennent aussi aux quatre premières lignes :

A : 4,3 - 31,8 B : 9,3 - 18,2 C : 6,1 - 11,9

D : 5,1 - 47,3 E : 5,4 - 75,6 F : 7,6 - 15,0

(1,5 points)

B : THERMODYNAMIQUE (sur 5 points)

Données :

  CH3OH O2 CO2 H2O
T Ebullition 65 °C (338 K) -183 °C (90 K) - 78 °C (195 K) 100 °C (373 K)
C0p liquide 82 J mol-1 K-1     75 J mol-1 K-1
C0p gaz 44 J mol-1 K-1 30 J mol-1 K-1 37 J mol-1 K-1 29 J mol-1 K-1
DvapH0 35 KJ mol-1 7 KJ mol-1   44 KJ mol-1

On supposera les valeurs des C0p indépendantes de la température.

Les valeurs des enthalpies standards de changement d'état sont données pour la température du changement d'état correspondant.

R = 8,314 J mol-1 K-1

Masse Molaire de l'eau : MH2O = 18 g mol-1

Exercice 1 :

Dans un calorimètre on introduit 100 ml d'eau chaude, après stabilisation on note une température initiale de 45°C. On introduit alors dans le calorimètre 300 ml d'eau froide à 15°C.

 Après stabilisation on note une température d'équilibre expérimentale de 23,6 °C.

 On introduit alors 0,1 mole d'une substance S qui se dissout dans le mélange. On note la nouvelle valeur de la température d'équilibre T = 17,5 °C.

- Déterminer l'enthalpie molaire de dissolution de S. (0,25 point)

Exercice 2 :

Soient les réactions suivantes :

R1 : 4 NH3 + 3 O2 à 2 N2 + 6 H2O DRH10= - 1530 KJ mol-1

R2 : 2 H2 + O2 à 2 H2O DRH20= - 568 KJ mol-1

R3 : N2 à 2 N DRH30= + 940 KJ mol-1

R4 : H2 à 2 H DRH40= + 436 KJ mol-1

Déterminez l'enthalpie de la liaison N-H (2 points)

Toutes les valeurs sont données pour T = 298 K.

Tous les composés sont gazeux à cette température sauf H2O qui est liquide.

 Exercice 3 :

On étudie la réaction de combustion complète du méthanol CH3OH dans le dioxygène O2, conduisant à la formation de dioxyde de carbone CO2 et d'eau H2O.

L'enthalpie standard de cette réaction est de DRH0298 = - 725 KJ mol-1 à 298 K.

Les autres données nécessaires sont fournies en première page du sujet de thermodynamique.

a) déterminez la valeur de DRU0298 (0,25 point)

 b) déterminez la valeur de DRH0350 (1,75 points)