Constitution de la matière — Atome et tableau périodique

Repérer une erreur et la corriger

Chaque ligne de la copie du document 1 contient une erreur. Pour chacune, indique la ligne, explique ce qui est faux et écris ce qu’il fallait dire.

Réponse rédigée. Ce que le correcteur attend, critère par critère :

1. 1.Ligne 1 — la couche M entamée avant que la couche L soit pleine.

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   $(K{)}^2(L{)}^8(M{)}^4$ : L se remplit jusqu’à 8 avant M.

   On ne commence une couche que lorsque la précédente est saturée ; le total reste 2 + 8 + 4 = 14.

2. 2.Ligne 2 — une grandeur molaire lue comme celle d’une seule molécule.

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   18 g est la masse d’une mole de molécules d’eau, soit 6,02 × 10²³ molécules ; une seule molécule pèse environ 3,0 × 10⁻²³ g.

   La masse molaire porte sur un paquet d’Avogadro d’entités : 18 ÷ (6,02 × 10²³) ≈ 3,0 × 10⁻²³ g.

3. 3.Ligne 3 — le volume de solvant confondu avec le volume de solution.

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   Dissoudre dans un peu d’eau, puis compléter la fiole jaugée de 250 mL jusqu’au trait.

   Le volume d’une concentration est celui de la solution, pas celui du solvant ajouté.

4. 4.Ligne 4 — une dilution qui ferait disparaître du soluté.

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   La quantité de soluté ne change pas lors d’une dilution ; c’est sa concentration qui diminue, car le volume augmente.

   Diluer ajoute du solvant, pas du soluté : la quantité de matière se conserve, d’où $c_1{V}_1=c_2{V}_2$.

5. 5.Ligne 5 — un gaz noble qui chercherait à former un ion.

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   Le néon a déjà huit électrons externes : il n’a rien à gagner ni à perdre et reste presque inerte.

   Les gaz nobles sont déjà stables ; c’est même leur structure que les autres atomes atteignent en formant un ion.

Transférer dans une situation nouvelle

Un élément R se trouve sur la troisième ligne du tableau périodique, dans la colonne des alcalins. Un élément T se trouve sur la deuxième ligne, dans la colonne des halogènes. Réponds en justifiant chaque étape.

1. 1.Reconstitue la répartition des électrons de R à partir de sa place, puis donne son $Z$.

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   $(K{)}^2(L{)}^8(M{)}^1$ ; $Z=11$

   Troisième ligne : la couche M est en cours de remplissage, donc K et L sont pleines ; alcalin : un seul électron de valence. 2 + 8 + 1 = 11.

2. 2.Même travail pour T. Quel ion en résulte ?

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   $(K{)}^2(L{)}^7$ ; $Z=9$ ; ${\mathrm{T}}^{-}$

   Deuxième ligne : seule K est pleine et L se remplit ; halogène : sept électrons de valence, il en manque un pour atteindre huit, qu’il gagne.

3. 3.R et T forment des ions de charges opposées. Montre que ces deux ions ont pourtant la même structure électronique.

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   Dix électrons chacun : $(K{)}^2(L{)}^8$ pour ${\mathrm{R}}^{+}$ comme pour ${\mathrm{T}}^{-}$.

   R⁺ garde 11 − 1 = 10 électrons, T⁻ en compte 9 + 1 = 10 : l’un perd, l’autre gagne, mais tous deux atteignent la même couche de valence saturée, conformément à la règle de l’octet.

4. 4.Un camarade affirme : « Les gaz nobles ne servent à rien en chimie, puisqu’ils ne réagissent presque pas. » Réfute cette affirmation à l’aide de ce que tu viens de montrer.

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   Leur couche de valence saturée sert de référence : $(K{)}^2(L{)}^8$, la structure atteinte par R⁺ et T⁻, est celle du gaz noble de la deuxième ligne. Leur stabilité explique la règle de l’octet.

   Ce qui rend les gaz nobles peu réactifs est précisément ce que les autres atomes recherchent en formant un ion.

Calculer avec les unités

Un flacon a perdu son étiquette. Le cahier de préparation indique : « 4,0 g de solide dissous, fiole jaugée de 500 mL, complétée au trait de jauge ». On sait par ailleurs que la concentration molaire de la solution vaut 0,050 mol·L⁻¹. Le solide est soit du chlorure de sodium ($M=58,5$ g·mol⁻¹), soit du sulfate de cuivre ($M=160$ g·mol⁻¹). Constante d’Avogadro : $6,02\times 10^{23}$ mol⁻¹.

1. 1.Quelle quantité de soluté la fiole renferme-t-elle ?

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   $0,05\times 0,5=0,025$ mol

   La concentration et le volume de la solution, 0,500 L, sont connus : n = c × V donne la quantité de matière.

2. 2.Quelle est la nature du solide ? Conclus par le calcul de $M$.

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   $4÷0,025=160$ g·mol⁻¹ : sulfate de cuivre.

   On retourne n = m / M pour isoler M = m / n ; le résultat coïncide avec la masse molaire du sulfate de cuivre.

3. 3.Montre par un calcul que l’hypothèse du chlorure de sodium est incompatible avec les données.

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   Avec du chlorure de sodium, $n=4÷58,5\approx 0,068$ mol et $c\approx 0,068÷0,5\approx 0,14$ mol·L⁻¹, presque trois fois la valeur connue : l’hypothèse est exclue.

   Une hypothèse s’écarte en montrant qu’elle conduit à un résultat contraire aux données, ici la concentration.

4. 4.Un élève en conclut qu’une entité de sulfate de cuivre pèse 160 g. Critique cette conclusion et calcule la masse d’une entité.

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   160 g est la masse d’une mole, soit 6,02 × 10²³ entités. Une entité pèse $160÷(6,02\times 10^{23})\approx 2,7\times 10^{-22}$ g.

   La masse molaire porte sur un paquet d’Avogadro d’entités, pas sur une seule : on divise par la constante.

5. 5.Évalue le nombre d’entités présentes dans la fiole.

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   $0,025\times 6,02\times 10^{23}\approx 1,5\times 10^{22}$

   Le nombre d’entités est la quantité de matière multipliée par la constante d’Avogadro.

Argumenter par écrit

Rédige un texte argumenté d’une quinzaine de lignes qui répond à la question : « Pourquoi le chimiste a-t-il besoin de la mole ? » Appuie-toi sur au moins un exemple chiffré pris dans ce contrôle ou dans le cours.

Réponse rédigée. Ce que le correcteur attend, critère par critère :

1. 1.Le problème posé : on ne peut pas compter les entités, on ne sait que peser.

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   Les entités sont invisibles et innombrables : impossible de les compter une à une. Le chimiste ne dispose que de la balance.

   Un argument commence par le besoin auquel il répond : sans ce problème, la mole n’a pas de raison d’être.

2. 2.La réponse : compter par paquets, la mole.

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   Une mole est un paquet de 6,02 × 10²³ entités, comme une douzaine en est un de douze : c’est un nombre, ni une masse ni un volume.

   C’est la règle d’or du chapitre : la mole est un nombre d’entités.

3. 3.Le pont entre la balance et les entités, illustré par un exemple chiffré.

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   Avec n = m / M, 18 g d’eau (M = 18 g·mol⁻¹) font une mole, soit 6,02 × 10²³ molécules.

   L’exemple chiffré prouve que le pont fonctionne : d’un nombre de grammes, on tire un nombre d’entités.

4. 4.Le prolongement aux espèces dissoutes.

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   c = n / V donne la quantité de matière par litre de solution : on prépare une solution en pesant la masse calculée.

   La mole sert aussi à décrire et à préparer les solutions : la concentration en dépend.

5. 5.La construction : une réponse annoncée, des connecteurs logiques, une conclusion nette.

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   Ouverture : « Le chimiste a besoin de la mole parce que… » ; conclusion sur le pont entre entités et balance.

   Un texte argumenté répond dès la première phrase et finit par une conclusion qui répond à la question posée.