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 dun 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 latome 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 lélément 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 .Lisotope 35 étant artificiel.
Labondance naturelle de lisotope 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 labondance naturelle des isotopes 32 et 34.(0,25 point)
Exercice 2 :
Pour latome dOxygène déterminer par utilisation des règles de Slater :
Comparer votre résultat à la valeur expérimentale et discuter l'accord entre ces deux valeurs (0,25 point)
b) Laffinité 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 lélectronégativité de loxygène dans léchelle 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 quils 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)