chapitre4

La chimie de l'oxygène et de l'eau 4

4.1 ÉTAT NATUREL ET PROPRIÉTÉS PHYSIQUES DEL'OXYGÈNE

4.1.1 ÉTAT NATUREL

Objectifs intermédiaires

- Définir formes allotropiques. - Écrire les formes allotropiques de l'oxygène. - Donner les concentrations approximatives (en % volume) des deux plus importants

constituants de l'air. - Expliquer ce qu'est l'effet de serre et les conséquences possibles sur le climat. - Nommer les principales régions de l'atmosphère et les classer selon l'altitude. - Expliquer le rôle de l'ozone de la stratosphère. - Nommer deux familles de composés qui peuvent réagir avec l'ozone dans la

stratosphère.

Dans l’univers, l’oxygène est le 3e élément le plus abondant, après l’hydrogène etl’hélium (tableau 3.1). Sur Terre, l'oxygène est l'élément le plus abondant. Il constitue 50%de la masse de la lithosphère (croûte terrestre) et 88,8% de la masse de l'hydrosphère.

Dans l'atmosphère, l'oxygène existe sous trois formes allotropiques soient:

O oxygène atomique (monoatomique)O2 oxygène moléculaire (diatomique)O3 ozone (triatomique)

Définition: Les formes allotropiques sont les différentes formes possibles que peutprendre un même élément sous une même phase.

L'abondance de l'oxygène dans l’air et la répartition des différentes formesallotropiques de l'oxygène dans l'atmosphère apparaissent respectivement dans le tableau4.1 et la figure 4.2.

142 La chimie de l’oxygène et de l’eau

Tableau 4.1: Composition de l'air sec près de la surface de la terre

Espèces % Volume Espèces % Volume

N

O

Ar

CO

Ne

He

CH

2

2

2

4

78,084

20,9476

0,934

0,0325

0,00182

0,00052

0,0002

Kr

H

N O

O

2

2

3

0,000114

0,00005

0,00005

0,000005

Les deux gaz les plus abondants dans l’atmosphère sont l’azote et l’oxygène. On ytrouve aussi plusieurs autres gaz, mais aucun ne dépasse 1% en volume.

État naturel et propriétés physiques de l’oxygène 143

Rayonnementsréfractés par l'atmosphère

Rayonnementréchauffent la terre RIR

émis parmla terrela

Chaleurtransmisepar les gaz

GESréchaufféfés

Atm

osph

ère

Couch

e d'ozo

ne

Figure 4.1: Effet de serre

La quantité de CO2 dans l'atmosphère est variable. On estime qu'elle a augmenté

d'environ 6% depuis 1958 et qu'à ce rythme elle devrait doubler vers l'an 2050. Les causesde cette augmentation sont principalement la combustion d'hydrocarbures fossiles et ledéboisement. Une telle augmentation crée un effet de serre (figure 4.1), c'est-à-dire uneaugmentation de la température de la terre.

Les gaz qui contribuent à l’effet de serre agissent un peu comme les panneaux deverre d’une serre : ils empêchent la chaleur de se disperser. La lumière solaire réchauffe lesol lorsqu’elle le frappe. Les régions chaudes irradient leur énergie, particulièrement dansla région infrarouge du spectre. Les petites molécules de l’atmosphère, comme le CO2

absorbent cette radiation et l’atmosphère se réchauffe.


À cause de l’influence de la gravitation, la composition de l’atmosphère n’est pasconstante. Pour plus de commodité, on la divise en plusieurs couches, déterminées à partirdes variations de température en fonction de l’altitude.

10

20

30

40

50

60

70

80

90

Troposphère

Stratosphère

Mésosphère

Thermosphère

OO3 2O

+O2

ON +

e -

N

+N2

O+

O2

AL

TITUDE

(km)

Figure 4.2: Répartition des formes allotropiques de l'oxygène dans l'atmosphère

La couche la plus basse, appelée troposphère contient environ 75% de la massetotale de l'atmosphère. La stratosphère, au-dessus, contient une quantité appréciabled'ozone (10 ppm). La présence de l'ozone dans la stratosphère est essentielle pour lemaintien de toute forme de vie sur Terre car ce gaz absorbe une bonne partie des radiationsultraviolettes provenant du Soleil. L’exposition aux rayons U.V. est liée à de nombreuxproblèmes de santé, notamment au cancer de la peau et à certaines maladies des yeux.

Les molécules d’ozone sont constamment détruites et formées à partir de l’oxygènemoléculaire de l’atmosphère. Les rayonnements ultraviolets du Soleil jouent un rôle endissociant les molécules d’ozone et d’oxygène.

Formation de l'ozone :

O + OO2h

O2 + O O3


Dissociation de l'ozone :

O2

+ OO3

h

O + OO2

L’ensemble de ces réactions crée un équilibre qui assure le maintien d’une certainequantité d’ozone dans l’atmosphère. On pense que certaines substances comme leschlorofluorocarbones et les oxydes d'azote peuvent intervenir dans ce cycle et modifierl'équilibre.

Comme leur nom l’indique, les chloroflurorocarbones (CFC) sont des composés dechlore, de fluor et de carbone de formule CFyClx (ex : CF2Cl2, CFCl3). La principale

marque de commerce des CFC est le fréon. Les CFC sont utilisés comme gaz propulseursdans les bombes aérosol et comme gaz réfrigérants dans les réfrigérateurs et les systèmesde climatisation. Comme ces gaz sont relativement inertes, ils diffusent de la troposphèrejusqu’à la stratosphère. À cette altitude, les CFC sont dissociés en chlore atomique sousl'effet des radiations U.V. Le chlore atomique libéré peut alors réagir avec l'ozone. Cetteréaction accélère la destruction de l’ozone et perturbe l’équilibre naturel existant.

hCFCl 3 CFCl + Cl2

O2O3Cl + ClO +

Afin de diminuer l’impact dévastateur des CFC sur la couche d’ozone, certains paysse sont réunis pour adopter des stratégies visant à réduire, voire à éliminer leur usage. Undes plus importants rassemblements a eu lieu à Montréal en 1987. À cette occasion, unevingtaine de pays, dont le Canada, ont signé le Protocole de Montréal. Aujourd’hui plus de160 pays suivent les recommandations de ce protocole.

Les oxydes d'azote (NOx) sont déversés directement dans la stratosphère par les

avions à réaction (Concorde, avions militaires). Ceux-ci volent à des altitudes d'environ20 km. Ils contiennent un combustible azoté, l’hydrazine (N2H4) qui, lors de sacombustion avec O2, forme des oxydes d’azote. Ceux-ci réagissent ensuite avec l’ozone :

NO2 + O3 NO3 + O2

NO + O3 NO2 + O2


4.1.2 L'OXYGÈNE À L'ÉTAT DE COMPOSÉ


- Nommer quelques composés organiques et inorganiques contenant de l'oxygène.

Comme on l'a mentionné au début du chapitre, l'oxygène est abondant dans lalithosphère et dans l'hydrosphère. On l’y retrouve sous forme de composés inorganiquesdont les plus abondants sont l’eau, la silice et les silicates. L’oxygène est égalementprésent dans les composés organiques qui constituent les vivants.

Composés inorganiques Composés organiques

H2O CO32- Acides carboxyliques

SiO2 PO43- Alcools

Fe2O3 NO3- Protéines

Al2O3 NO2- Sucres

SO42- Vitamines

4.1.3 PROPRIÉTÉS PHYSIQUES


- Caractériser l'oxygène par quelques propriétés physiques et chimiques. - Nommer deux facteurs qui permettent d'expliquer la présence d’oxygène dissous dans

les eaux naturelles. - Discuter de l'effet des facteurs suivants sur la solubilité de l'oxygène dans l’eau:

température, pression, matière organique, surface de contact. - Énoncer la loi de diffusion de Henry. - Définir pollution thermique. - Expliquer le rôle de l'oxygène dissous dans l'eau. - Définir autoépuration, DBO5, DCO et COT.

- Interpréter les rapports DBO5 /DCO et DCO/COT.

L'oxygène à l’état naturel est un mélange des trois isotopes présentés au tableau 4.2.


Tableau 4.2: Isotopes de l'oxygène

Symbole Abondance % Masse (u )

O

O

O

16

17

18

99,76

0,04

0,20

15,9949

16,9991

17,9991

Exercice 4.1: À partir des données du tableau 4.2, calculer la masse atomique moyennede l'oxygène.

Tableau 4.3: Propriétés physiques de l'oxygène

Propriétés

Température de fusion

Température d'ébullition

Longueur de liaison

Masse volumique (TPN)

Énergie de dissociation

-218,3°C

-183,0°C

1,429 g/L

0,12 nm

498 kJ / mole

Importance de l'oxygène dissous dans l'eau

Sources d’oxygène dissous

L'oxygène est soluble dans l'eau où il est nécessaire à la respiration des poissons etdes autres organismes aquatiques. Sa présence dans l'eau est due principalement à ladissolution de l'oxygène de l'air à la surface de l'eau. La deuxième source d’oxygènedissous est la photosynthèse des plantes aquatiques. Sous l'effet de la radiation solaire etgrâce à leur fonction chlorophyllienne, ces plantes utilisent le dioxyde de carbone dissousdans l'eau et dégagent en retour de l'oxygène.

6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2


Influence de la température

L'oxygène est d'autant plus soluble dans l'eau que celle-ci est plus froide. Le tableau4.4 montre la solubilité de l'oxygène dans l’eau à différentes températures.

Tableau 4.4: Solubilité de O2 dans l'eau sous une pression normale

Température °C mg/l

0

5

10

15

20

25

30

14,6

12,8

11,3

10,2

9,2

8,4

7,6

La solubilité réduite de l’oxygène dans l’eau chaude est liée à un phénomène appelépollution thermique, qui est une augmentation permanente de la température d'un coursd'eau. Les centrales thermiques et nucléaires utilisent l'eau des lacs et des rivières commeliquide de refroidissement. Cette eau réchauffée est retournée dans les lacs et les rivièresdont elle provient. Il s'ensuit une augmentation de la température et une diminution de laquantité d'oxygène dissous dans le cours d'eau. Cette pollution thermique a des effetsnéfastes sur la vie aquatique4.

Influence de la pression

Selon la loi de Henry, la solubilité de l'oxygène augmente de façon linéaire avec lapression partielle de O2.

C = k P C : concentration d’oxygène dissous dans l’eauk : constante de solubilitéP : pression partielle de O2 gazeux au-dessus de l’eau

4 Une truite a besoin de 7 mg/L d'oxygène dissous; une barbotte et une carpe peuvent survivre

avec 1 mg/L d'oxygène dissous.


Influence de la pollution organique

Pour un cours d'eau non pollué et bien aéré, l'état d'oxygénation se trouve presquetoujours au voisinage de la saturation. Mais pour une eau usée, du fait de la décompositiondes matières organiques réductrices et de la consommation d'oxygène qui en résulte, lateneur en oxygène dissous est souvent faible sinon pratiquement nulle.

Autoépuration de l'eau

Définition: C'est la possibilité de l'eau de recevoir et d'éliminer sans dommage, par voienaturelle spontanée une certaine charge de polluants organiques.

La présence d'oxygène dissous est à l'origine des qualités les plus importantes del'eau du point de vue de son utilisation. Une eau potable doit être bien aérée, nonseulement pour assurer la digestibilité, mais aussi pour assurer un état d'asepsie relative.L'oxygène permet d'éliminer de l'eau les polluants organiques provenant de la dégradationdes déchets ou des matières animales et végétales.

Lorsque la teneur en oxygène dissous est suffisante, la dégradation des agentspolluants se fait par voie aérobie (bactéries en présence de O2). Il y a oxydation et

minéralisation des substances organiques sans créer de nuisance: le carbone passe à l'étatde CO2 et l'hydrogène à l'état d'eau; l'azote est transformé en nitrates (NO3

-), le soufre en

sulfates (SO4-2) et le phosphore en phosphates (PO4

-3), etc. Si, au contraire, l'oxygène

dissous fait défaut, la dégradation des matières organiques se fait selon un processusanaérobie (bactéries en absence de O2) avec les conséquences indésirables qui endécoulent : dégagement de méthane (CH4) pour le carbone, de sulfure d’hydrogène (H2S)pour le soufre et d’ammoniac (NH3) pour l'azote, ainsi que formation de substances

toxiques telles que les nitrites et les nitrosamines. C'est donc dire que la facultéd'autoépuration de l’eau est aussi désirable que limitée et qu'elle sera d'autant plus efficaceque l'oxygène utilisé pour l'oxydation des matières organiques sera plus rapidementrégénéré par diffusion de l'air dans l'eau.

DBO5 (demande biochimique en oxygène)

Définition: C'est la quantité totale d'oxygène consommée par les bactéries pour dégraderles composés organiques.

La quantité d'oxygène nécessaire à l'autoépuration s'exprime en fonction de l'indicede la DBO5. Cet indice est le principal paramètre permettant de mesurer la charge de

pollution organique contenue dans une eau. Il est déterminé en faisant l'incubation pendantcinq jours, à 20° C, d'un échantillon d'eau conservé à l'abri de l'air. La différence entre la


quantité d'oxygène dissous qui se trouvait dans l'eau avant la période d'incubation et laquantité résiduelle d'oxygène présent à la fin de cette période, exprimée en mg/L ou ppmconstitue l'indice DBO5. C'est l'une des caractéristiques les plus classiques des eaux

naturelles ou vraies.

Pour une eau vive et pure à vie piscicole, la DBO5 n'atteint généralement pas1 mg/L. Dans les secteurs de rivières à industrialisation ou urbanisation légère, la DBO5

peut se situer entre 2 et 3 mg/L. Pour une eau d'égout ou un effluent industriel non dilué,on peut rencontrer des valeurs de 100 à 300 mg/L. Enfin, certaines formes de déchetsindustriels sont souvent très avides d'oxygène: la liqueur ligno-sulfiteuse des usines depâte cellulosique présente une DBO5 de l'ordre de 35 000 mg/L avant dilution!

Il peut être intéressant de comparer la pollution industrielle en terme de populationéquivalente. Une personne génère environ 54 g/jour de DBO5. Prenons par exemple une

fromagerie dont le débit est de 2 000 m3/jour et la charge organique de 2 000 g/m3 deDBO5. Cette industrie possède une population équivalente de 80 000 personnes. C'est-à-

dire que cette fromagerie pollue autant que 80 000 personnes. Quant aux usines de pâtes etpapiers, elles polluent autant que 20 millions de personnes!

On doit donc être conscient que de rejeter des produits dans la nature pollue souventplus qu'on ne le pense. Par exemple le lait possède une DBO5 de 100 000 mg/L tandis quele sang rejeté dans les égouts possède une DBO5 de 150 000 mg/L.

DCO (demande chimique en oxygène)

Définition: La DCO est la quantité d'oxygène requise pour oxyder chimiquement lamatière organique.

Dans ce cas, l'échantillon est oxydé par un oxydant chimique très puissant comme ledichromate de potassium en milieu acide (K2Cr2O7 avec du H2SO4) et chauffé pendant

20 minutes. Ce test est donc beaucoup plus rapide mais ne donne cependant pas encore uneidée complète de la quantité de matière organique. Cette mesure est aussi donnée en mg/Ld'oxygène.

COT (carbone organique total)

Définition: Le COT mesure directement la quantité de carbone organique présent.

Quoique très efficace cette méthode ne permet pas d'avoir 100 % de rendement.Mais pourquoi n'utilise-t-on pas uniquement cette caractéristique?


Rapports DCO/DBO5 et DCO/COT

Les rapports entre les différentes caractéristiques de l’eau peuvent nous renseignersur la nature des polluants organiques. Si le rapport DCO/DBO5 est grand, la matière

organique est difficilement biodégradable.

DBO5

DCO < 2 facilement biodégradable

DBO5

DCO > 4 difficilement biodégradable

DBO5

DCO

eau domestique 1,5 - 1,8textile 4 - 6pâtes et papiers >2lait 1,6 - 2

COTDCO 2,2

4.2 PRÉPARATION DE L'OXYGÈNE ET PROPRIÉTÉSCHIMIQUES

4.2.1 PRÉPARATION

Objectif intermédiaire

- Donner une méthode de préparation de l'oxygène en industrie et au laboratoire.

Industriellement

À l'échelle industrielle on produit la presque totalité (95%) de l'oxygène parfractionnement ou distillation de l'air liquide.

Températures d'ébullition : N2 = -196° C

Ar = - 186° CO2 = -183° C

Comme ce procédé est peu dispendieux, on le préfère à l'électrolyse. Toutefois, cedernier procédé est utilisé lorsqu'on veut produire de l'oxygène très pur.


Au laboratoire

Lorsqu'on veut produire de petites quantités d'oxygène au laboratoire, on utilise descomposés qui ont la propriété de perdre une partie ou la totalité de leur oxygène lorsqu'ilssont chauffés.

2HgO T

2Hg + O2

2KClO3 T

2KCl + 3O2

4.2.2 PROPRIÉTÉS CHIMIQUES


- Expliquer pourquoi l'oxygène se combine avec presque tous les éléments. - Représenter, par des équations, quelques propriétés chimiques de l'oxygène. - Distinguer oxyde covalent et oxyde ionique. - Identifier les éléments qui forment des oxydes covalents et ceux qui forment des oxydes

ioniques. - Différencier oxyde, peroxyde et superoxyde. - Distinguer réaction de combustion de réaction d'oxydoréduction. - Montrer comment le CO est transporté dans l'organisme. - Expliquer la toxicité du CO.

L'oxygène, à cause de son indice d'électronégativité élevé5, réagit avec l'ensembledes éléments du tableau périodique (à l’exception des gaz rares) pour former des oxydes.Ces oxydes seront covalents ou ioniques dépendant de la différence d'électronégativitéentre les deux éléments combinés.

Réaction avec les non-métaux (oxydes covalents)

L’oxygène se combine avec les non-métaux pour former des oxydes covalents.

S + O2 SO2

C + O2 CO2

N + O2 NO2

5 L’oxygène possède la 2ième électronégativité la plus élevée après le fluor.

Préparation de l’oxygène et propriétés chimiques 153

Tableau 4.5: Températures de fusion et d'ébullition de quelques oxydes covalents

composés température de fusion température d'ébullition

SO

NO

CO

CO

SiOquartz

-75,46°C

-161°C

-11,2°C

-78,5°Csublime

1550°C

-10,02°C

-151°C

21,2°C

-192°C

2230°C

2

2

2

2

Plusieurs de ces oxydes existent à l’état gazeux à la température de la pièce, commele montre le tableau 4.5. Ils réagissent avec l'eau pour former des acides d'où leur nomd'oxydes acides.

SO2 + H2O H2SO3 acide sulfureuxSO3 + H2O H2SO4 acide sulfuriqueP4O6 + 6H2O 4H3PO3 acide phosphoreuxCO2 + H2O H2CO3 acide carbonique

Réaction avec les métaux (oxydes ioniques)

Avec les métaux, l’oxygène forme des oxydes ioniques.

4Na + O2 2Na2O2Ca + O2 2CaO

Ces oxydes se dissocient en ions dans l'eau. L'ion O2- formé par la dissociation del’oxyde réagit ensuite avec l'eau pour donner des ions OH-. Par conséquent, ces oxydessont appelés oxydes basiques.

Na2O + H2O 2Na+ + O2-

O2- + H2O 2OH-


Peroxyde et superoxyde

En plus de se combiner avec un atome d'oxygène pour produire des oxydes, certainsmétaux alcalins et alcalino-terreux peuvent, en présence d’un excès d’oxygène, former descomposés contenant deux atomes d'oxygène.

peroxyde Na2O2 (état d'oxydation de l'oxygène = -1)superoxyde KO2 (état d'oxydation de l'oxygène = -1/2)

Le superoxyde de potassium, KO2, est utilisé comme revitaliseur d'air ou dans les

respirateurs autonomes utilisés par les pompiers. Il se décompose pour donner del'oxygène et un oxyde. L’oxyde formé a, de plus, la propriété d'absorber le gaz carboniquede l'air.

4KO2 (s) 2K2O(s) + 3O2 (g)

K2O(s) + CO2 (g) K2CO3 (s)

Réaction avec les composés organiques

L'oxygène réagit avec les composés organiques pour donner du CO2 et de l'eau.

Exemple: CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O(g)

méthane

2CH3OH(l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 4H2O(g)

méthanol (alcool de bois)

2C8H18 (l) + 25O2 (g) 16CO2 (g) + 18H2O(g)

isooctane (essence)

C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O(g)

sucre

Toutes ces réactions, ainsi que celles vues antérieurement avec les non-métaux et lesmétaux, sont des réactions d'oxydation dans lesquelles l'état d'oxydation de l'oxygènepasse de 0 à -2 (l'oxygène est réduit).

Plusieurs de ces réactions dégagent une partie de leur énergie sous forme de chaleuret de lumière. Dans ce cas, on utilise le nom de réactions de combustion.

Dans certains cas, les produits obtenus lors d'une combustion peuvent varierdépendant de la quantité d'oxygène disponible.

Préparation de l’oxygène et propriétés chimiques 155

Exemple: Combustion de l'heptane dans un moteur d'automobile.

C7H16 + 4O2 7C + 8H2O2C7H16 + 15O2 14CO + 16H2OC7H16 + 11O2 7CO2 + 8H2O

Les deux premières réactions produisent respectivement du carbone et du monoxydede carbone. Le carbone formé à l'intérieur du moteur forme des dépôts sur la calotte et lespistons. Le monoxyde de carbone contenu dans les gaz d'échappement est très dangereuxpour la santé.

Les véhicules moteurs seraient à eux seuls responsables de 95% de la concentrationde monoxyde de carbone qui se trouve dans l'air ambiant des villes. Jusqu'à l'avènementdes convertisseurs catalytiques, on estimait que l'augmentation de la pollution urbaine parle CO était directement proportionnelle à l'augmentation annuelle de 2,7% du nombre devéhicules moteurs. On estime qu'une voiture ordinaire, non munie de dispositifsantipollution et qui parcourt 10 000 km rejette 500 kg de CO dans l'air.

Toxicité du monoxyde de carbone

La fonction respiratoire est liée à la réaction réversible par laquelle l'hémoglobine(Hb) fixe provisoirement l'oxygène (O2), au niveau des poumons, pour formerl'oxyhémoglobine (HbO2). L’oxyhémoglobine transporte ensuite l’oxygène vers les

cellules de l'organisme, par le sang artériel. Dans le sens opposé, le sang veineux fixe ledixoxyde de carbone (CO2) produit par les cellules pour former la carbohémoglobine(HbCO2) dont la dissociation au niveau pulmonaire permet la ventilation du CO2.

cellule poumon HbO2 + CO2 HbCO2 + O2

oxyhémoglobine carbohémoglobine

Le monoxyde de carbone (CO) est un poison respiratoire parce qu'il se fixe surl'hémoglobine pour donner un composé relativement stable, la carboxyhémoglobine(HbCO). La formation de ce composé bloque la fonction respiratoire car l'hémoglobinetransformée en carboxyhémoglobine n'est plus disponible pour le transport de l'oxygène etdu dioxyde de carbone.

La formation de la carboxyhémoglobine n'est pas irréversible mais elle estgrandement favorisée par le fait que le monoxyde de carbone présente une affinité 210 foisplus grande que celle de l'oxygène pour l'hémoglobine. Les réactions réversibles dumonoxyde de carbone et de l'oxygène avec l'hémoglobine peuvent être représentées parl'équation suivante:


cellule poumon HbO2 + CO HbCO + O2

oxyhémoglobine carboxyhémoglobine

Le monoxyde de carbone est mortel si on le respire pendant quatre heures à uneconcentration de 0,1% (1000 ppm). À une concentration de l'ordre de 5%, la mort survienten moins de 10 minutes.

4.3 STRUCTURE MOLÉCULAIRE DE L'OXYGÈNE O2

4.3.1 THÉORIE DES ORBITALES MOLÉCULAIRES


- Énoncer les cinq règles régissant la formation des orbitales moléculaires. - Représenter, par des schémas, les orbitales moléculaires. - Représenter le diagramme d'énergie des orbitales moléculaires.

Dans le chapitre précédent, on a expliqué la formation de la molécule H2 en

combinant des orbitales atomiques s pour obtenir des orbitales moléculaires s. Pourexpliquer la formation de la molécule de O2, il faut faire intervenir la combinaison des

orbitales p car elles contiennent des électrons de valence.

Les règles suivantes régissent la formation des orbitales moléculaires :

1° Les orbitales moléculaires (OM) s'obtiennent par combinaison ou recouvrementd'orbitales atomiques (OA). On s'intéresse seulement aux orbitales atomiquescontenant des électrons de valence.

2° La combinaison de deux OA donne toujours deux OM.- une OM liante de basse énergie, les électrons étant situés entre les deux noyaux.- une OM antiliante de haute énergie, les électrons étant situés à l'extérieur des

noyaux.

3° Lorsque le recouvrement des OA s'effectue selon l'axe des noyaux (recouvrementaxial), l'OM formée sera de type sigma ( ).

4° Lorsque le recouvrement des OA s'effectue selon deux axes parallèles (recouvrementlatéral), l'OM formée sera de type pi ( ).

5° Une OM contient, au maximum, deux électrons (principe d’exclusion de Pauli).

Structure moléculaire de l'oxygène O2 157

Recouvrement axial de deux orbitales 2s

antiliante σ2s

liante σ2s

orbitales moléculairesorbitales atomiques

2s 2s+

Figure 4.3: Orbitales moléculaires 2s

Recouvrement axial de deux orbitales 2p

Figure 4.4: Orbitales moléculaires 2p

Recouvrement latéral de deux orbitales 2p parallèles

orbitales moléculaires

orbitales atomiques

2px 2px

antiliante

liante

π∗2p

π2p

Figure 4.5: Orbitales moléculaires 2p


2pz

2p 2px y

2s

*2s

*2p *2p

*2pz

x y

2p2p

2s 2s

E

Figure 4.7: Diagramme d'énergie des orbitales moléculaires

Remarque: Pour le remplissage des orbitales moléculaires, on devra tenir compte de la

règle de Hund pour les orbitales isoénergitiques 2px et 2py, *2px et

*2py.

4.3.2 CONFIGURATION DE LA MOLÉCULE DE O2


- Donner la configuration électronique de quelques molécules et ions moléculaires. - Comparer l'ordre de liaison, la longueur de liaison et l’énergie de dissociation de

quelques molécules.

2s1s 2p

Figure 4.8: Configuration électronique de l'atome d'oxygène

Structure moléculaire de l'oxygène O2 159

2pz

2p 2px y

2s

*2s

*2p *2p

*2pz

x y

2p2p

2s 2s

E

Figure 4.9: Diagramme d'énergie de la molécule O2

La configuration électronique de la molécule s'écrit:

KK 2s2 *2s

2 2px

2 2py

2 2pz

2 *2px

1 *2py

1

ordre de liaison = 2

nombre d' électrons liant - nombre d' électron antiliant

ordre de liaison = 2

8 - 4 = 2 liaisons

Les deux électrons antiliants * détruisent l'effet de deux électrons liants . Il restedonc, pour assurer la cohésion de O2, deux électrons et deux électrons . À cause de leur

situation par rapport aux deux noyaux, ces deux doublets d'électrons formeront des liaisonsdifférentes que l'on appellera liaison et liaison .

Exercice 4.2: Pour C2, N2, O2+ et O2

- donner

a) le diagramme d'énergieb) la configuration électronique de la moléculec) l'ordre de liaison


orbitales atomiques

recouvrement latéral

recouvrement axial

Figure 4.10: Recouvrement des orbitales atomiques de deux atomes

Tableau 4.6: Quelques caractéristiques des liaisons multiples

2

Espèces Ordre de liaison Longueur de liaison (nm) É de dissociation kJ/mole

C

N

O

O

O

2

2

2

2

+

-

2

3

2,5

2

1,5

0,124

0,109

0,112

0,121

0,130

593

946

641

498

398

L'eau 161

4.4 L'EAU

4.4.1 PROPRIÉTÉS PHYSIQUES DE L’EAU


- Caractériser l'eau par quelques-unes de ses propriétés. - Donner les proportions approximatives d'eau salée et d'eau non salée sur Terre. - Expliquer le cycle de l'eau. - Décrire la variation de la masse volumique de l'eau en fonction de la température. - Différencier la structure de la glace de celle de l'eau liquide. - Discuter de l'importance du brassage d'un lac sur la quantité d'oxygène dissous.

La quantité d'eau disponible dans la biosphère est d'environ 1,4 109 km3. Les

océans ainsi que quelques mers intérieures représentent 97,3% de la quantité totale,laissant seulement 2,7% d'eau non salée. Comme une grande quantité de cette eau estinaccessible à l’être humain,6 il ne reste à sa disposition qu'environ 0,003% de l’eau surTerre.

Tableau 4.7: Répartition de l'eau sur Terre

Source % du totalVolume ( 10 km )3 3

Eau non salée

glaciers

eau souterraine

lacs

humidité du sol

vapeur d'eau

rivières

Eau salée

océans

lacs et mers intérieures

Total

28 200,0

8 450,0

125,0

69,0

13,5

1,5

1 348 000,0

105,0

1 385 000,0

2,04

0,61

0,009

0,005

0,001

0,0001

97,3

0,008

100

6 Glaciers aux pôles, lacs éloignés des régions habitées.


Les propriétés qui font de l'eau un liquide essentiel à la vie sont toutes reliées à sastructure moléculaire. Son grand pouvoir de solubilisation lui permet de véhiculer lesnutriments aussi bien à l'intérieur des organismes vivants qu'à l'extérieur, c'est à dire dansla biosphère.

On sait que la majorité des êtres vivants ne peuvent vivre que dans un écart detempérature passablement restreint. La chaleur spécifique (ou capacité calorifique) trèsélevée de l'eau permet de minimiser les fluctuations de température en absorbant l'énergieprovenant du Soleil. De plus, l'eau, par évaporation (processus endothermique), etsubséquemment par condensation (processus exothermique), assure le transport de lachaleur de l'équateur vers les pôles.

évaporation

évapotranspiration

percolation

précipitation

eau souterraine

écoulement de surface

Figure 4.11: Cycle de l'eau

Parce que la masse volumique de la glace est plus petite que celle de l'eau au pointde congélation (0° C) et parce que l'eau a une masse volumique maximale à 4° C, les lacsne gèlent pas complètement en hiver, permettant ainsi une vie aquatique.

L'eau 163

0,998

0,999

1,000

1,001

-5 5 15Température (˚C)

mas

se v

olum

ique

(g/

mL

)

Figure 4.12: Variation de la masse volumique de l'eau en fonction de la température

État solide État liquide

Figure 4.13: Agglomération des molécules d'eau à l'état liquide et solide


vent dominant

vent dominant

épilimnion 22° à 25°C

thermocline 10° à 20°C

hypolimnion 4° à 5°C

3° à 10°C 3° à 10°C

0° à 3°C

4°C

glace

stagnation hivernale

turnover printanier turnover automnalvent dominant

vent dominant

Figure 4.14: Brassage (turnover) des lacs7

4.4.2 STRUCTURE DE LA MOLÉCULE H2O


- Donner la valeur approximative de l'angle de liaison dans la molécule d'eau. - Représenter le dipôle électrique existant dans la molécule d'eau.

La molécule d'eau est non linéaire. L'angle HOH est de 104,5° et la longueur de laliaison O-H est de 0,096 nm. Comme l'oxygène possède six électrons de valence et quedeux de ceux-ci forment des liaisons avec les atomes d'hydrogène, il reste deux doubletslibres (4 électrons) sur l'oxygène.

7 Au cours des brassage (turnovers) du printemps et de l'automne, les eaux profondes se

gorgent d'oxygène et les eaux de surface se réapprovisionnent en nutriments.

L'eau 165

0,096 nm

104,5˚

Figure 4.15: Molécule de H2O

Chaque liaison O-H est polaire. La molécule, à cause de sa forme angulaire sera elleaussi polaire. La région entourant l'oxygène sera négative tandis que celle située entre lesatomes d'hydrogène sera positive.

δ+

δ−

+

-

Figure 4.16: Dipôle de la molécule H2O

Remarque: Une molécule contenant des liaisons polaires n'est pas nécessairementpolaire. Seule la connaissance de sa géométrie nous permet de dire si cettemolécule est polaire ou non.

4.4.3 LIAISONS INTERMOLÉCULAIRES (liaisons par pont hydrogène)


- Définir dipôle permanent, dipôle instantané et dipôle induit. - Expliquer ce qu'est une liaison par pont hydrogène et les propriétés qui en découlent.

On appelle forces de Van der Waals l'ensemble des forces qui retiennent ensembleles atomes ou molécules dans les phases liquide et solide. Ces forces peuvent être séparéesen trois classes selon qu'elles s'exercent entre :

- un dipôle permanent et un dipôle permanent (forces de Keesom);- un dipôle permanent et un dipôle induit (forces de Debye);- un dipôle instantané et un dipôle instantané (forces de London).


Intéraction entre les molécules

Forces de Van de Walls

Dipôle permanent Dipôle permanentDipôle permanent

Dipôle instantanné Dipôle instantannéDipôle instantanné

Dipôle induit Dipôle permanent Dipôle induit

δ− δ+ δ− δ+

δ− δ+ δ− δ+ δ− δ+

δ− δ+ δ− δ+ δ− δ+

δ− δ+ δ− δ+ δ− δ+

Au chapitre 3, on a expliqué la cohésion existant dans l'hydrogène liquide (ou solide)en faisant intervenir la notion de dipôle instantané. Ces dipôles instantanés étaient d'autantplus grand que le nuage électronique était volumineux. Cela nous a permis d’expliquerl'augmentation de la température d'ébullition des gaz rares de l'hélium au radon.

Dipôle permanent Molécule

Dipôle induit

δ− δ+

Inductionδ− δ+ δ− δ+

δ− δ+δ− δ+

δ− δ+

L'eau 167

Pour les molécules polaires, c'est-à-dire celles qui possèdent en permanence undipôle, s'ajoutent aux interactions dipôle instantané-dipôle instantané (forces de London)les interactions dues aux dipôles permanents (forces de Keesom). De plus, pour de tellesmolécules, le dipôle permanent d'une molécule peut induire un petit dipôle supplémentairedans une molécule voisine créant ainsi une attraction additionnelle (forces de Debye).Cette dernière contribue, dans plusieurs cas, très faiblement à la force totale.

Atomes ou molécules non-polaires: dipôle instantané - dipôle instantané (London).

Molécules polaires: dipôle permanent - dipôle permanent (Keesom)dipôle permanent - dipôle induit (Debye)dipôle instantané - dipôle instantané (London).

Tableau 4.8: Contributions relatives aux forces de Van der Walls

Attractionintermoléculaire

Forces relativesà l'hélium

% dipôle instantané-

dipôle instatané

% dipôle permanent-

dipôle permanent

% dipôle permanent-dipôle induit

He He

N 2 N 2

HBr HBr

H O2 H O2

1

90

155

206

100

100

94,6

19

0

0

3,2

77

0

0

2,2

4


Liaisons par pont hydrogène

La molécule d'eau est une molécule polaire. Les trois types de forces (dipôle permanent -dipôle permanent, dipôle permanent - dipôle induit et dipôle instantané - dipôle instantané)assurent donc la cohésion entre les molécules de H2O dans le liquide et le solide.

Cependant, les molécules d’eau possèdent deux particularités importantes. D’une part,elles possèdent un moment dipolaire très élevé et d'autre part, parce que les atomesd'hydrogène sont très petits, les molécules d’eau peuvent se rapprocher très près les unesdes autres, favorisant ainsi une bonne attraction entre les dipôles. Ces deux facteursproduisent des attractions intermoléculaires très intenses.

Dipôle grandDistance petite

Liaison forteδ− δ+ δ− δ+

C'est pour cette raison qu'on met ce type de liaison à part et qu’on lui donne le nomde liaison par pont hydrogène. Les liaisons par pont d'hydrogène existent entre deuxmolécules si l'hydrogène y est lié à un élément très électronégatif (F, N, O).

-100

0

100

200

2 3 4 5

(-60,7)

(-41,5)

(-2,2)

H2O

H2Te

H2SeH2S

Période

Tem

péra

ture

(˚C

)

Figure 4.17: Température d'ébullition de quelques composés contenant de l'hydrogène

L'eau 169

4.4.4 DIAGRAMME DE PHASES DE L'EAU


- Expliquer comment une molécule située à la surface d'un liquide passe à la phasegazeuse.

- Décrire l'équilibre dynamique existant entre les phases liquide et gazeuse, solide etliquide, solide et gazeuse.

- Définir température normale de fusion et température de fusion. - Définir température normale d'ébullition et température d'ébullition. - Définir température normale de sublimation et température de sublimation. - Définir température et pression critiques. - Représenter le diagramme de phases de l'eau. - Représenter la courbe calorimétrique de l'eau.

Les phases solide, liquide et gazeuse

En accord avec la théorie cinétique, les particules des solides, des liquides et des gazsont constamment en mouvement. Dans les solides, les molécules, atomes ou ions sontrestreints à des mouvements de vibration. Dans les liquides, ces particules ont une plusgrande liberté de mouvement. Enfin, dans les gaz, elles peuvent se déplacer librement danstoutes les directions.

Changements de phase

Les substances solides à la température de la pièce deviennent liquides si onaugmente la température. À leur tour, les substances liquides peuvent être converties engaz en augmentant de nouveau la température. Les transitions inverses sont égalementpossibles si on abaisse la température.

La conversion du solide en liquide est appelée fusion et la température à laquelle seproduit ce changement s'appelle température de fusion8. Le changement inverse c'est-à-direle passage du liquide au solide s'appelle congélation ou cristallisation et la température àlaquelle se produit ce changement est appelée température de congélation.

La conversion d'un liquide en gaz est appelée évaporation si elle se produit à lasurface du liquide et ébullition si elle se produit à l'intérieur du liquide. La températurerequise pour faire bouillir un liquide est appelée température d'ébullition. Le gaz obtenu

8 Une définition plus précise sera donnée plus loin.


par évaporation ou ébullition porte le nom de vapeur. La conversion d'un gaz en liquideest appelée condensation ou liquéfaction. Le terme distillation est employé lorsqu'oncondense de la vapeur provenant de l'ébullition d'un liquide.

Le passage direct de la phase solide à la phase gazeuse est appelé sublimation. Latransformation inverse est la déposition.

Aug

men

tatio

n de

la te

mpé

ratu

re

GAZ

LIQUIDE

SOLIDE

fusioncongélation

crystalisation

sublimation

condensationliquéfaction

évaporationébullition

Figure 4.18: Relation entre les changements de phase

La théorie cinétique nous permet de calculer, pour une température donnée, l’énergiecinétique moyenne des molécules qui forment une substance. Dans un échantillon, lesmolécules individuelles n’ont pas toutes la même quantité d’énergie cinétique : certainesd’entre elles possèdent moins d’énergie que la moyenne tandis que d’autres en possèdentplus. La figure 4.19 montre la distribution statistique de l’énergie cinétique d’unesubstance quelconque à deux températures différentes.

T1

Énergie cinétique (K)

Nom

bre

rela

tif d

e m

oléc

ules

T2

T1 T2

Figure 4.19: Distribution de l’énergie cinétique des molécules pour deux températures

L'eau 171


L'étude de cette distribution permet d'expliquer le passage d'une substance d'unephase à une autre et l'influence de la température sur ce processus. Comme le montre lafigure 4.19, pour une température donnée, un certain nombre de molécules possèdent uneénergie cinétique beaucoup plus élevée que la moyenne. De plus, une augmentation de latempérature provoque un déplacement de l’énergie cinétique moyenne vers une valeur plusélevée et une augmentation de la proportion des molécules ayant une énergie cinétiqueélevée (partie hachurée). Ce sont ces molécules qui sont impliquées dans les changementsde phase.

Passage de la phase liquide à la phase gazeuse

Dans les substances liquides à la température de la pièce, les forces de cohésion entreles molécules sont, dans la plupart des cas, des forces de Van der Waals (incluant lesliaisons par pont hydrogène).

À la surface de l'eau, les liaisons par pont hydrogène retiennent les moléculesensembles. Cependant, certaines molécules possèdent une énergie cinétique suffisammentgrande pour vaincre les forces les retenant à l’intérieur du liquide. Ces molécules pourronts’échapper de la phase liquide et passer à la phase vapeur.

Évaporation complète Équilibrea) système ouvert b) système fermé

Figure 4.20: Représentation schématique de l'évaporation d'un liquide

Dans un système ouvert à l'atmosphère, il y aura évaporation complète du liquideaprès un certain temps car la proportion des molécules possédant l’énergie cinétiquenécessaire pour quitter le liquide reste constant tant que la température demeure constante.Si on élève la température, la proportion des molécules ayant assez d’énergie pours’évaporer augmente et l'évaporation se fait plus rapidement.

Dans un système fermé, il n'y a pas évaporation complète. Après un certain temps, ils'établit un équilibre entre la phase vapeur et la phase liquide. Il s'agit d'un équilibredynamique dans lequel les molécules s’échappent constamment du liquide et y reviennentà la même vitesse. En d’autres termes, la vitesse d’évaporation est égale à la vitesse decondensation. À l’équilibre, la pression exercée par les molécules dans la phase gazeuseest appelée pression de vapeur du liquide.

L'eau 173

Lorsqu’on augmente avec la température, le nombre de molécules ayant une énergiecinétique suffisante pour s’échapper du liquide et passer en phase vapeur augmente. C’estpourquoi la pression de vapeur d’un liquide augmente en fonction de la température.

0 20 40 60 80 100 120 140

0

100

200

300

400

500Pression de vapeur (kPa)

Température (˚C)

Figure 4.21: Pression de vapeur de l'eau en fonction de la température

La pression de vapeur d’une substance nous renseigne sur la tendance qu'ont lesmolécules à s'échapper du liquide. Les liquides dans lesquels les forces intermoléculairessont importantes ont des pressions de vapeur relativement faibles, étant donné que lesmolécules exigent d’avantage d’énergie pour passer en phase vapeur. À l’inverse, plus lesforces intermoléculaires sont faibles, plus le liquide est volatil et plus sa pression devapeur est élevée.


Tableau 4.9: Pression de vapeur de quelques liquides à différentes températures

T(°C)

EauH2O

(kPa)

AcétoneCH3COCH3

(kPa)

ÉthanolC2H5OH

(kPa)0

10203060100150374

0,6111,2282,3384,242

19,916101,325475,960

22060,479

15,46524,66437,730

115,457

1,6003,2005,86610,53247,063

Ébullition d'un liquide

L'ébullition d'un liquide est un phénomène se produisant uniquement dans unsystème ouvert.

On sait que lorsqu'on chauffe un liquide, l’énergie cinétique des molécules augmenteet le taux d’évaporation augmente. À une certaine température, les molécules possèdentune énergie cinétique suffisamment grande pour former, à l'intérieur même du liquide, desbulles de vapeur. La pression qui s’exerce sur la bulle est essentiellement la pressionatmosphérique. Par contre, la pression dans la bulle est due uniquement à la pression devapeur du liquide. Quand cette dernière est égale à la pression extérieure, la bulle monte àla surface du liquide et éclate : c’est le phénomène d'ébullition. Il y a formation de bulleset, par conséquent ébullition, uniquement lorsque le liquide atteint une température pourlaquelle sa pression de vapeur est égale à la pression extérieure.

Température d'ébullition: C'est la température à laquelle la pression de vapeur du liquideest égale à la pression extérieure.

Température normale d'ébullition: C'est la température à laquelle la pression de vapeurdu liquide est égale à 101,325 kPa.

On peut donc en conclure que la température d’ébullition d’un liquide dépend de lapression atmosphérique au-dessus du liquide. Plus celle-ci sera grande, plus la températured'ébullition sera élevée. La courbe de la figure 4.21 nous donne la température d'ébullitionde l'eau selon la pression extérieure. On peut voir que si on abaisse la pressionatmosphérique, à l'aide d'une pompe à vide, à une valeur de 19,916 kPa l'eau bouillira à60° C. Ceci explique pourquoi l'eau bout à 71° C sur le mont Everest9 alors qu’elle bout à

9 Altitude de 8 850 mètres.

L'eau 175

100° C au niveau de la mer.

Passage de la phase solide à la phase gazeuse

À l’état solide, quelques molécules en surface ont suffisamment d’énergie cinétiquepour vaincre les attractions intermoléculaires et s’échapper sous forme gazeuse. Parconséquent, un solide, tout comme un liquide, possède une pression de vapeur. En général,puisque les molécules y sont retenues plus fermement, la pression de vapeur d’unesubstance est beaucoup moins élevée à l’état solide qu’à l’état liquide. Pour la plupart dessolides, à température normale, l’intensité des attractions intermoléculaires est si élevéeque la pression de vapeur est trop faible pour être mesurable.


Tableau 4.10: Pression de vapeur de la glace

Température (°C) Pression (kPa)

0-10-20-30

0,6100,2600,1030,038

0-20-40 -30 -10 100,0

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

Pression de vapeur (kPa)

Température (˚C)

0,6

0,7

Figure 4.22: Pression de vapeur de la glace en fonction de la température

Le passage direct de la phase solide à la phase gazeuse est appelé sublimation.

Température de sublimation: Température à laquelle la pression de vapeur du solide estégale à la pression extérieure.

Température normale de sublimation: Température à laquelle la pression de vapeur dusolide est égale à 101,325 kPa.

Le dioxyde de carbone solide, CO2, est une substance bien connue qui se sublime à

la pression atmosphérique. On l’appelle généralement glace sèche. Il possède unetempérature normale de sublimation de - 78° C.

Dans l'industrie alimentaire, on utilise le procédé de lyophilisation (séchage à froid)pour produire des aliments déshydratés. Par exemple, pour préparer du café instantané, onextrait la partie soluble du café avec de l'eau chaude. Pour ne pas perdre de la saveur ducafé, on abaisse la température de cette solution solide dans une chambre à vide et lescristaux de glace se subliment en laissant comme résidu des cristaux de café soluble.

L'eau 177

Passage de la phase solide à la phase liquide

Le passage de l’état solide à l’état liquide s’appelle fusion.

Température de fusion: Température à laquelle les phases solide et liquide coexistent enl'équilibre sous une certaine pression.

Température normale de fusion: Température à laquelle les phases solide et liquidecoexistent en l'équilibre sous une pression extérieure de101,325 kPa.

Une augmentation de la pression extérieure a pour effet, indépendamment dessubstances, de favoriser la phase la plus dense, de façon à diminuer le volume del’échantillon. La plupart des substances sont plus denses à l’état solide qu’à l’état liquide.Une augmentation de pression entraîne donc la formation du solide, ce qui se traduit parune augmentation de la température de fusion.

Le cas de l'eau est particulier car la phase liquide est plus dense que la phase solide.Dans ce cas, une augmentation de la pression favorise la formation de la phase liquide etprovoque une diminution de la température de fusion.

Contrairement aux températures d’ébullition et de sublimation, le point de fusionvarie très peu en fonction de la pression.

101,3

Pres

sion

(kP

a)

Température (˚C)0 5,5

H2O C6H6

Figure 4.23: Températures de fusion de l'eau et du benzène (C6H6)


Diagramme de phases de l’eau

Un diagramme de phases est un graphique de la pression en fonction de latempérature qui montre les zones d’existence de chacun des états physiques. On peut yvoir dans quelles conditions de température et de pression une substance se retrouve àl’état solide, liquide ou gazeux.

Température (˚C)

Pression(k Pa)

solideliquide

gaz

F(fusion)

S(sublimation)

EÉbullition)

Pointcritique920,3 ˚C

22 060 kPa

22 000

101,3

0,612

0,0098 100 374

Pointtriple

0

Figure 4.24 : Diagramme de phases de l'eau

Note : Ce diagramme n'est pas à l'échelle.

Le diagramme de phases de l’eau est divisé en trois surfaces appelées domaines,chacun représentant une seule phase. Les courbes qui délimitent deux domaines indiquentles conditions dans lesquelles les deux phases peuvent coexister en équilibre. Sur legraphique, on remarque deux points particuliers :

Point triple: Dans les conditions de pression et de température de ce point, il y acoexistence des trois phases à l'équilibre.

Point critique: Dans les conditions du point critique, il y a équilibre entre le liquide et legaz. Cependant, la courbe d’équilibre liquide-gaz se termine au pointcritique. Au-delà de la température critique, il est impossible de liquéfierun gaz; quelle que soit la pression exercée, une seule phase est possiblesoit la phase gazeuse.

L'eau 179

4.4.5 COURBE CALORIMÉTRIQUE

On peut évaluer la quantité d'énergie associée aux changements d'état d'unesubstance en traçant la courbe calorimétrique. On obtient son tracé en chauffantgraduellement la substance solide, jusqu’à ce qu’elle devienne gazeuse.

-10

0

20

40

60

80

100

120

Tem

péra

ture

(˚C

)

Énergie

∆Hfus

∆Hvap

H2O(s)

H2O(g)

H2O(l)

H2O(s) H2O(l)

H2O(l) H2O(g)

Figure 4.25 : Courbe calorimétrique de l'eau

Exemple: Déterminer la quantité d'énergie nécessaire pour transformer 1g de glace à !10°C en vapeur à 120° C.

1) Quantité d’énergie pour augmenter la température de la glace de -10 à 0° C. (chaleur spécifique de la glace = 2,05 J/g*° C)

E1 = 1 g 2,05 J/g*° C 10° C = 20,5 J

2) Quantité d’énergie pour la fusion de la glace.(chaleur de fusion de l'eau = 333 J/g)E2 = 1 g 333 J/g = 333 J

3) Quantité d’énergie pour augmenter la température de l’eau de 0 à 100° C. (chaleurspécifique de l'eau = 4,18 J/g*° C)E3 = 1 g 4,18 J/g*° C 100˚C = 418 J

4) Quantité d’énergie pour l'évaporation de l’eau.(chaleur de vaporisation de l'eau = 2,261 kJ/g)E4 = 1 g 2261 J/g = 2261 J


5) Quantité d’énergie pour augmenter la température de la vapeur de 100 à 120° C.(chaleur spécifique de la vapeur = 2,006 J/g*° C)E5 = 1 g 2,006 J/g*° C 20° C = 41,2 J

Etotal = E1 + E2 + E3 + E4 + E5 = 3,074 kJ


Exercices supplémentaires

4.3 Le dioxyde de carbone (CO2) est le gaz responsable du réchauffement de la planète

(appelé effet de serre). La combustion de combustibles fossiles est le principalecause de l’augmentation de CO2 dans l’atmosphère. Le dioxyde de carbone est aussiun produit final du métabolisme. En utilisant le glucose (C6H12O6) comme exemplede nourriture, calculez la production annuelle de CO2 en grammes, en supposant que

chaque personne consomme 5,0 102g de glucose par jour. Considérez que la

population mondiale est de 5,5 milliards d’habitants.

C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O

Réponse :1,47 1015 g

4.4 Depuis quelques années, la diminution de la couche d’ozone (O3) dans lastratosphère préoccupe beaucoup les scientifiques. On croit que l’ozone peut réagiravec le monoxyde d’azote (NO) qui s’échappe des avions à réaction volant à trèshaute altitude. La réaction est :

O3 + NO O2 + NO2

Si 0,740 g de O3 réagit avec 0,670 g de NO, quelle masse de NO2 sera produite?

Réponse :0,709 g

4.5 Calculez la concentration d’oxygène dissous dans l’eau (en mg/L) à 25oC à lapression normale sachant que K = 1,26 10-5 mol/L*kPa et que la fraction molaire de

l’oxygène dans l’air est 0,21.

Réponse :8,6 mg/L

4.6 Les résultats de la DBO5 de deux cours d’eau sont les suivants :Cours d’eau (1) = 40 mg/LCours d’eau (2) = 90 mg/LQuel est le cours d’eau qui possède la plus grande charge de polluants organiquesbiodégradables?

Réponse : Le cours d’eau numéro 2.

Exercices supplémentaires 183

4.7 Joseph Priestley a été le premier à isoler l’oxygène en 1774, en chauffant de l’oxydemercurique (HgO). Quel volume d’oxygène, mesuré à 30oC et 96,7 kPa, peut-onproduire grâce à la décomposition complète de 4,1 g d’oxyde mercurique?

Réponse : 247 mL

4.8 La préparation d’oxygène gazeux par décomposition thermique du chlorate depotassium (KClO3) est un procédé de laboratoire courant. Quelle quantité en

grammes de O2 gazeux obtiendrait-on après la décomposition complète de 46,0 g deKClO3?

Réponse :18,0 g

4.9 On procède à la combustion de 1,00 L d’octane (masse volumique = 0,7028 g/mL),C8H18, l’un des composants de l’essence. Calculez le volume d’air nécessaire à sa

combustion totale en considérant que 21 % de ce volume est l’oxygène moléculaire.Le volume d’air est mesuré à 127oC et à une pression de 5,00 102 kPa.

Réponse :2440 L

4.10 Quelle est la forme de l'orbitale décrite par l'électron de l'ion H2+ lorsqu'il est dans

son état fondamental?

Réponse: voir l’orbitale 1s au chapitre 3.

4.11 Donner le diagramme d'énergie et la configuration électronique des espècessuivantes:a) Li2+ b) N2

+ c) O2+2

Réponse:

a) Li2+

*2s2s2s2s

Configuration électronique : KK, 2s1


b) N2+

2pz

2p 2px y

2s

*2s

*2p *2p

*2pz

x y

2p2p

2s 2s

E

Configuration électronique : KK 2s2 *2s

2 2px

2 2py

2 2pz

1

c) O2+2

2pz2p2pxy2s*2s*2p*2p*2pzxy2p2p2s2sE

Configuration électronique : KK 2s2 *2s

2 2px

2 2py

2 2pz

2


4.12 Quelle différence existe-t-il entre:- une orbitale et une orbitale ?

- une orbitale liante et une orbitale antiliante?

Réponse: voir la section 4.3 dans les notes de cours.

4.13 Quel est l'ordre de liaison des espèces suivantes:a) H2

+ b) N2+ c) F2 d) Ne2

+2

Réponse: a) 1/2 liaison b) 2,5 liaisonsc) 1 liaison d) 1 liaison

4.14 Comparer la stabilité des espèces suivantes:a) Li2+ et Li2b) N2

+ et N2

c) O2+2 et O2

Réponse: a) Li2 est plus stable que Li2+

b) N2 est plus stable que N2+

c) O2+2 est plus stable que O2

4.15 L’isopropanol (alcool à friction) et le méthyléthyléther ont la même formulemoléculaire : C3H8O. À 0oC, la pression de vapeur de l’isopropanol est de

9,4 mm Hg et celle du méhtyléthyléther, de 560 mm Hg. Lequel des deux composéspossède les attractions intermoléculaires les plus fortes?

Réponse : L’isopropanol

4.16 Voici les points d’ébullition de composés qui sont liquides à -10 oC.Butane Téb = -0,5 oCÉthanol Téb = 78,5 oCToluène Téb = 110,6 oC

À -10 oC , lequel de ces liquides aurait la pression de vapeur la plus élevée? La plusbasse?

Réponse : butane et toluène

4.17 La pression de vapeur du tétrachlorure de carbone (CCl4) liquide est de100 mm de Hg à 23° C. Si l'on introduit 45 g de CCl4 dans un récipient de 50 litres à23° C, combien de grammes de CCl4 resteront liquide?


Réponse: 3,28 g


4.18 La courbe donnant la pression de vapeur d'un liquide en fonction de la températurene peut se continuer au-delà d'une certaine température. Quelle est cette températureet pourquoi ne peut-on tracer cette courbe au-delà?

Réponse: Température critique. Parce que l'équilibre gaz-liquide n'existe plus.

4.19 Pour augmenter l'humidité de la chambre à coucher de son bébé, une mère utilise unvaporisateur. La chambre se trouve à 25° C et possède un volume de 2,0 104 litres.

En supposant que l'air est complètement sec au départ et qu'il n'y a pas de perted'humidité,a) Combien de grammes d'eau devrait-elle mettre dans le vaporisateur pour s'assurer

que l'air devienne saturé en vapeur d'eau (PH2O = 24 mm Hg à 25° C)?

b) Quelle sera la pression finale de la vapeur d'eau dans la chambre si elle ajoute600 g d'eau dans le vaporisateur?

Réponse: a) 465 g b) 24 mm Hg

4.20 Le point critique du bioxyde de soufre (SO2) se trouve à 157° C et 78 atm. À 25° C,la pression de vapeur du SO2 liquide est de 3,8 atm. Lesquelles des propositions

suivantes pourraient être vraies?a) Le SO2 à 25° C et à la pression atmosphérique (101,3 kPa) est un gaz.b) Un réservoir de SO2 à 25° C peut produire une pression de 5 atm.c) Le SO2 gazeux refroidi à 150° C et 80 atm de pression condensera.d) Le point d'ébullition normal du SO2 se situe entre 25° C et 157° C

Réponse: a et c

4.21 Sur du papier millimétrique, tracer le diagramme de phases d'une substance inconnueà l'aide des données suivantes:- point de fusion normal de la substance: 20° C;- point d'ébullition normal de la substance: 50° C;- les phases solide, liquide et gazeuse de cette substance sont en équilibre à 10° C et

sous une pression de 0,5 atm;- les phase solide et liquide coexistent en équilibre à 15° C et sous une pression de

0,75 atm;- les pressions de vapeur de cette substance liquide sont respectivement de

0,55 atm, 0,7 atm et 0,85 atm à 20° C, 35° C et 44° C;- la pression de vapeur de la phase solide est de 0,4 atm à 0° C;- à 7° C, la phase solide est en équilibre avec sa vapeur si la pression de cette

dernière est de 0,46 atm.


4.22 On a déjà supposé que la pression exercée par la lame d'un patin est suffisante pourfaire fondre la glace et ainsi créer un mince film d'eau sur lequel la lame glisse plusfacilement. En supposant qu'un joueur de hockey pèse 81 kg et que la lame de sonpatin a une longueur de 263 mm et une largeur de 3 mm, calculer la pression exercéepar ce joueur (1 kg/cm2 = 0,97 atm) lorsqu’il se tient debout sur ses deux patins.Sachant qu’une augmentation de pression de 130 atm abaisse la température defusion de 1° C, quelle serait la température de fusion de la glace sous la pression quevous avez trouvée précédemment? Est-il possible de patiner sur de la glace à -5° C?Commentez.

Réponse: pression = 4,98 atm, température de fusion = -0,038° C

4.23 La chaleur de combustion de CH4 est de 891 kJ/mole. La chaleur spécifique

(capacité calorifique) du fer est 26,4 J/mole*K, son point de fusion est 1803 K et sachaleur de fusion est 14,9 kJ/mole. Calculer la masse de CH4 qu’il faut brûler afin de

faire fondre 50,0 moles de fer, initialement à 30° C.

Réponse: 48,9 g de CH4

chapitre4

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