18.E : Métaux, métalloïdes et non-métaux représentatifs (exercices)

18.1 : Périodicité

Comment les métaux alcalins diffèrent-ils des métaux alcalino-terreux par leur structure atomique et leurs propriétés générales ?

Les métaux alcalins ont tous un seul électron s dans leur enveloppe la plus externe. En revanche, les métaux alcalino-terreux ont une sous-couche complète en s dans leur couche la plus externe. En général, les métaux alcalins réagissent plus rapidement et sont plus réactifs que les métaux alcalino-terreux correspondants au cours de la même période.

Pourquoi la réactivité des métaux alcalins diminue-t-elle du césium au lithium ?

Prédisez les formules des neuf composés qui peuvent se former lorsque chaque espèce de la colonne 1 du tableau réagit avec chacune des espèces de la colonne 2.

1	2
Na	JE
Sr	Voir
Al	O

\ [\ ce {Na + I2 ⟶ 2NaI \ \
2Na + Se ⟶ Na2Se \ \
2Na + O2 ⟶ Na2O2} \]

\ [\ ce {Sr + I2Sri2 \ \
Sr + SeSeSe \ \
2Sr + O22SRo} \]

\ [\ ce {2Al + 3I2Al2Al3 \ \
2Al + 3SeAl2Se3 \ \
4Al + 3O22Al2O3} \]

Prédisez le meilleur choix dans chacun des domaines suivants. Vous pouvez consulter le chapitre sur la structure électronique pour des exemples pertinents.

1. (a) le plus métallique des éléments Al, Be et Ba
2. (b) le plus covalent des composés NaCl, CaCl ₂ et BeCl ₂
3. (c) l'énergie de première ionisation la plus faible parmi les éléments Rb, K et Li
4. (d) le plus petit parmi Al, Al ⁺ et Al ³⁺
5. (e) le plus important parmi Cs ⁺, Ba ²⁺ et Xe

Le chlorure de sodium et le chlorure de strontium sont tous deux des solides blancs. Comment pouvez-vous distinguer l'un de l'autre ?

Les moyens possibles de distinguer les deux sont la spectroscopie infrarouge par comparaison de composés connus, un test de flamme qui donne la couleur jaune caractéristique du sodium (le strontium a une flamme rouge) ou la comparaison de leurs solubilités dans l'eau. À 20 °C, le NaCl se dissout dans des proportions équivalentes à\(\mathrm{\dfrac{35.7\: g}{100\: mL}}\) celles\(\mathrm{\dfrac{53.8\: g}{100\: mL}}\) du SrCl ₂. Le chauffage à 100 °C permet un test facile, car la solubilité du NaCl l'est\(\mathrm{\dfrac{39.12\: g}{100\: mL}}\), mais celle du SrCl ₂ l'est\(\mathrm{\dfrac{100.8\: g}{100\: mL}}\). La détermination de la densité sur un solide est parfois difficile, mais la différence est suffisante (2,165 g/mL de NaCl et 3,052 g/mL de SrCl ₂) pour que cette méthode soit viable et peut-être le test le plus simple et le moins coûteux à réaliser.

La réaction de la chaux vive (CaO) avec l'eau produit de la chaux éteinte, Ca (OH) ₂, largement utilisée dans l'industrie de la construction pour fabriquer du mortier et du plâtre. La réaction de la chaux vive et de l'eau est très exothermique :

\[\ce{CaO}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(s) \hspace{20px} ΔH=\mathrm{−350\: kJ\:mol^{−1}}\]

1. a) Quelle est l'enthalpie de réaction par gramme de chaux vive qui réagit ?
2. b) Quelle quantité de chaleur, en kilojoules, est associée à la production d'une tonne de chaux éteinte ?

Écrivez une équation équilibrée pour la réaction du strontium élémentaire avec chacun des éléments suivants :

1. a) oxygène
2. (b) bromure d'hydrogène
3. (c) hydrogène
4. (d) phosphore
5. (e) eau

(a)\(\ce{2Sr}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2SrO}(s)\) ; (b)\(\ce{Sr}(s)+\ce{2HBr}(g)⟶\ce{SrBr2}(s)+\ce{H2}(g)\) ; (c)\(\ce{Sr}(s)+\ce{H2}(g)⟶\ce{SrH2}(s)\) ; (d)\(\ce{6Sr}(s)+\ce{P4}(s)⟶\ce{2Sr3P2}(s)\) ; (e)\(\ce{Sr}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{Sr(OH)2}(aq)+\ce{H2}(g)\)

Combien de moles d'espèces ioniques sont présentes dans 1,0 L d'une solution marquée à 1,0 M de nitrate de mercure (I) ?

Quelle est la masse de poisson, en kilogrammes, que l'on devrait consommer pour obtenir une dose mortelle de mercure, si le poisson contient 30 parties par million de mercure en poids ? (Supposons que tout le mercure contenu dans le poisson se retrouve sous forme de chlorure de mercure (II) dans l'organisme et qu'une dose fatale soit de 0,20 g de HgCl ₂.) Ça fait combien de kilos de poisson ?

11 livres

Les éléments sodium, aluminium et chlore se situent dans la même période.

1. (a) Lequel possède la plus grande électronégativité ?
2. (b) Lequel des atomes est le plus petit ?
3. (c) Écrivez la structure de Lewis pour le composé covalent le plus simple qui puisse se former entre l'aluminium et le chlore.
4. (d) L'oxyde de chaque élément sera-t-il acide, basique ou amphotère ?

L'étain métallique réagit-il avec le HCl ?

Oui, l'étain réagit avec l'acide chlorhydrique pour produire de l'hydrogène gazeux.

Qu'est-ce que le ravageur de l'étain, également appelé maladie de l'étain ?

Comparez la nature des liaisons dans le PbCl ₂ à celle des liaisons dans le PbCl ₄.

Dans le PbCl ₂, la liaison est ionique, comme l'indique son point de fusion de 501 °C. Dans le PbCl ₄, la liaison est covalente, comme en témoigne le fait qu'il s'agit d'un liquide instable à température ambiante.

La réaction du rubidium avec l'eau est-elle plus ou moins vigoureuse que celle du sodium ? Comment se compare la vitesse de réaction du magnésium ?

18.2 : Présence et préparation des métaux représentatifs

Écrivez une équation pour la réduction du chlorure de césium par le calcium élémentaire à haute température.

\[\ce{2CsCl}(l)+\ce{Ca}(g)\:\mathrm{\overset{countercurrent \\ fractionating \\ tower}{\xrightarrow{\hspace{40px}}}}\:\ce{2Cs}(g)+\ce{CaCl2}(l)\]

Pourquoi est-il nécessaire de séparer le chlore et le sodium résultant de l'électrolyse du chlorure de sodium lors de la production de sodium métallique ?

Donnez des équations équilibrées pour la réaction globale lors de l'électrolyse du chlorure de lithium fondu et pour les réactions se produisant aux électrodes. Vous pouvez consulter le chapitre sur l'électrochimie pour des exemples pertinents.

Cathode (réduction) :\(\ce{2Li+} + \ce{2e-}⟶\ce{2Li}(l)\) anode (oxydation) :\(\ce{2Cl-}⟶\ce{Cl2}(g)+\ce{2e-}\) réaction globale :\(\ce{2Li+}+\ce{2Cl-}⟶\ce{2Li}(l)+\ce{Cl2}(g)\)

L'électrolyse du chlorure de sodium fondu ou du chlorure de sodium aqueux produit du chlore.

Calculez la masse de chlore produite à partir de 3,00 kg de chlorure de sodium dans chaque cas. Vous pouvez consulter le chapitre sur l'électrochimie pour des exemples pertinents.

Quelle masse, en grammes, d'hydrogène se forme lors de la réaction complète de 10,01 g de calcium avec de l'eau ?

0,5035 g H ₂

Combien de grammes d'oxygène sont nécessaires pour réagir complètement avec 3,01 × 10 ²¹ atomes de magnésium afin de produire de l'oxyde de magnésium ?

Le magnésium est un métal actif ; il brûle sous forme de poudre, de rubans et de filaments pour fournir des éclairs de lumière brillante. Pourquoi est-il possible d'utiliser du magnésium dans la construction ?

Malgré sa réactivité, le magnésium peut être utilisé dans la construction même lorsqu'il est destiné à entrer en contact avec une flamme, car une couche d'oxyde protectrice se forme, empêchant ainsi une oxydation grossière. Ce n'est que si le métal est finement subdivisé ou présent dans une feuille mince qu'une flamme de haute intensité provoquera sa combustion rapide.

Pourquoi est-il possible qu'un métal actif tel que l'aluminium soit utile comme métal de construction ?

Décrire la production d'aluminium métallique par réduction électrolytique.

Extrait du minerai :\(\ce{AlO(OH)}(s)+\ce{NaOH}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Na[Al(OH)4]}(aq)\)

Récupérer :\(\ce{2Na[Al(OH)4]}(s)+\ce{H2SO4}(aq)⟶\ce{2Al(OH)3}(s)+\ce{Na2SO4}(aq)+\ce{2H2O}(l)\)

Hiver :\(\ce{2Al(OH)3}(s)⟶\ce{Al2O3}(s)+\ce{3H2O}(g)\)

Dissoudre dans du Na ₃ AlF ₆ (l) et électrolyser :\(\ce{Al^3+}+\ce{3e-}⟶\ce{Al}(s)\)

Quel est le minerai commun d'étain et comment l'étain en est-il séparé ?

Un chimiste dissout un échantillon de 1,497 g d'un type de métal (un alliage de Sn, Pb, Sb et Cu) dans de l'acide nitrique, et l'acide métastanique, H ₂ SnO ₃, est précipité. Elle chauffe le précipité pour chasser l'eau, ce qui laisse 0,4909 g d'oxyde d'étain (IV). Quel était le pourcentage d'étain dans l'échantillon d'origine ?

25,83 %

Considérons la production de 100 kg de sodium métallique avec un courant de 50 000 A, en supposant un rendement de 100 %.

a) Combien de temps faudra-t-il pour produire les 100 kg de sodium métallique ?

b) Quel volume de chlore se forme à 25 °C et à 1,00 atm ?

Quelle masse de magnésium se forme lorsque 100 000 A passent à travers une fusion de MgCl ₂ pendant 1 h si le rendement en magnésium est de 85 % du rendement théorique ?

39 kg

18.3 : Structure et propriétés générales des métalloïdes

Donnez l'hybridation du métalloïde et la géométrie moléculaire de chacun des composés ou ions suivants. Vous pouvez consulter les chapitres sur les liaisons chimiques et les liaisons covalentes avancées pour des exemples pertinents.

1. a) GeH ₄
2. (b) _{3 francs suisses}
3. (c) Te (OH) ₆
4. (d) H ₂ Te
5. e) Fonds pour l'environnement mondial ₂
6. (f) TecL ₄
7. (g)\(\ce{SiF6^2-}\)
8. (h) SbCl ₅
9. (i) TeF ₆

Écrivez une structure de Lewis pour chacune des molécules ou ions suivants. Vous pouvez consulter le chapitre sur les liaisons chimiques.

1. a) H ₃ BPH ₃
2. (b)\(\ce{BF4-}\)
3. (c) Barbecue ₃
4. (d) B (CH ₃₃)
5. (e) B (OH) ₃

a) H ₃ BPH ₃ :

;

b)\(\ce{BF4-}\):

 ;

c) Barbecue ₃ :

;

d) B (CH ₃) :

;

(e) B (OH) ₃ :

Décrivez l'hybridation du bore et la structure moléculaire autour du bore dans chacun des domaines suivants :

1. a) H ₃ BPH ₃
2. (b)\(\ce{BF4-}\)
3. (c) BBr₃
4. (d) B(CH₃)₃
5. (e) B(OH)₃

Using only the periodic table, write the complete electron configuration for silicon, including any empty orbitals in the valence shell. You may wish to review the chapter on electronic structure.

1s²2s²2p⁶3s²3p²3d⁰.

Write a Lewis structure for each of the following molecules and ions:

1. (a) (CH₃)₃SiH
2. (b) \(\ce{SiO4^4-}\)
3. (c) Si₂H₆
4. (d) Si(OH)₄
5. (e) \(\ce{SiF6^2-}\)

Describe the hybridization of silicon and the molecular structure of the following molecules and ions:

1. (a) (CH₃)₃SiH
2. (b) \(\ce{SiO4^4-}\)
3. (c) Si₂H₆
4. (d) Si(OH)₄
5. (e) \(\ce{SiF6^2-}\)

(a) (CH₃)₃SiH: sp³ bonding about Si; the structure is tetrahedral; (b) \(\ce{SiO4^4-}\): sp³ bonding about Si; the structure is tetrahedral; (c) Si₂H₆: sp³ bonding about each Si; the structure is linear along the Si-Si bond; (d) Si(OH)₄: sp³ bonding about Si; the structure is tetrahedral; (e) \(\ce{SiF6^2-}\): sp³d² bonding about Si; the structure is octahedral

Describe the hybridization and the bonding of a silicon atom in elemental silicon.

Classify each of the following molecules as polar or nonpolar. You may wish to review the chapter on chemical bonding.

(a) SiH₄

(b) Si₂H₆

(c) SiCl₃H

(d) SiF₄

(e) SiCl₂F₂

(a) nonpolar; (b) nonpolar; (c) polar; (d) nonpolar; (e) polar

Silicon reacts with sulfur at elevated temperatures. If 0.0923 g of silicon reacts with sulfur to give 0.3030 g of silicon sulfide, determine the empirical formula of silicon sulfide.

Name each of the following compounds:

1. (a) TeO₂
2. (b) Sb₂S₃
3. (c) GeF₄
4. (d) SiH₄
5. (e) GeH₄

(a) tellurium dioxide or tellurium(IV) oxide; (b) antimony(III) sulfide; (c) germanium(IV) fluoride; (d) silane or silicon(IV) hydride; (e) germanium(IV) hydride

Write a balanced equation for the reaction of elemental boron with each of the following (most of these reactions require high temperature):

1. (a) F₂
2. (b) O₂
3. (c) S
4. (d) Se
5. (e) Br₂

Why is boron limited to a maximum coordination number of four in its compounds?

Boron has only s and p orbitals available, which can accommodate a maximum of four electron pairs. Unlike silicon, no d orbitals are available in boron.

Write a formula for each of the following compounds:

1. (a) silicon dioxide
2. (b) silicon tetraiodide
3. (c) silane
4. (d) silicon carbide
5. (e) magnesium silicide

From the data given in Appendix I , determine the standard enthalpy change and the standard free energy change for each of the following reactions:

1. (a) \(\ce{BF3}(g)+\ce{3H2O}(l)⟶\ce{B(OH)3}(s)+\ce{3HF}(g)\)
2. (b) \(\ce{BCl3}(g)+\ce{3H2O}(l)⟶\ce{B(OH)3}(s)+\ce{3HCl}(g)\)
3. (c) \(\ce{B2H6}(g)+\ce{6H2O}(l)⟶\ce{2B(OH)3}(s)+\ce{6H2}(g)\)

(a) ΔH° = 87 kJ; ΔG° = 44 kJ; (b) ΔH° = −109.9 kJ; ΔG° = −154.7 kJ; (c) ΔH° = −510 kJ; ΔG° = −601.5 kJ

A hydride of silicon prepared by the reaction of Mg₂Si with acid exerted a pressure of 306 torr at 26 °C in a bulb with a volume of 57.0 mL. If the mass of the hydride was 0.0861 g, what is its molecular mass? What is the molecular formula for the hydride?

Suppose you discovered a diamond completely encased in a silicate rock. How would you chemically free the diamond without harming it?

A mild solution of hydrofluoric acid would dissolve the silicate and would not harm the diamond.

18.4: Structure and General Properties of the Nonmetals

Carbon forms a number of allotropes, two of which are graphite and diamond. Silicon has a diamond structure. Why is there no allotrope of silicon with a graphite structure?

Nitrogen in the atmosphere exists as very stable diatomic molecules. Why does phosphorus form less stable P₄ molecules instead of P₂ molecules?

In the N₂ molecule, the nitrogen atoms have an σ bond and two π bonds holding the two atoms together. The presence of three strong bonds makes N₂ a very stable molecule. Phosphorus is a third-period element, and as such, does not form π bonds efficiently; therefore, it must fulfill its bonding requirement by forming three σ bonds.

Write balanced chemical equations for the reaction of the following acid anhydrides with water:

1. (a) SO₃
2. (b) N₂O₃
3. (c) Cl₂O₇
4. (d) P₄O₁₀
5. (e) NO₂

Determine the oxidation number of each element in each of the following compounds:

1. (a) HCN
2. (b) OF₂
3. (c) AsCl₃

(a) H = 1+, C = 2+, and N = 3−; (b) O = 2+ and F = 1−; (c) As = 3+ and Cl = 1−

Determine the oxidation state of sulfur in each of the following:

1. (a) SO₃
2. (b) SO₂
3. (c) \(\ce{SO3^2-}\)

Arrange the following in order of increasing electronegativity: F; Cl; O; and S.

S < Cl < O < F

Why does white phosphorus consist of tetrahedral P₄ molecules while nitrogen consists of diatomic N₂ molecules?

18.5: Occurrence, Preparation, and Compounds of Hydrogen

Why does hydrogen not exhibit an oxidation state of 1− when bonded to nonmetals?

The electronegativity of the nonmetals is greater than that of hydrogen. Thus, the negative charge is better represented on the nonmetal, which has the greater tendency to attract electrons in the bond to itself.

The reaction of calcium hydride, CaH₂, with water can be characterized as a Lewis acid-base reaction:

\[\ce{CaH2}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq)+\ce{2H2}(g)\]

Identify the Lewis acid and the Lewis base among the reactants. The reaction is also an oxidation-reduction reaction. Identify the oxidizing agent, the reducing agent, and the changes in oxidation number that occur in the reaction.

In drawing Lewis structures, we learn that a hydrogen atom forms only one bond in a covalent compound. Why?

Hydrogen has only one orbital with which to bond to other atoms. Consequently, only one two-electron bond can form.

What mass of CaH₂ is necessary to react with water to provide enough hydrogen gas to fill a balloon at 20 °C and 0.8 atm pressure with a volume of 4.5 L? The balanced equation is:

\[\ce{CaH2}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq)+\ce{2H2}(g)\]

What mass of hydrogen gas results from the reaction of 8.5 g of KH with water?

\[\ce{KH + H2O ⟶ KOH + H2}\]

0.43 g H₂

18.6: Occurrence, Preparation, and Properties of Carbonates

Carbon forms the \(\ce{CO3^2-}\) ion, yet silicon does not form an analogous \(\ce{SiO3^2-}\) ion. Why?

Complete and balance the following chemical equations:

(a) hardening of plaster containing slaked lime

\[\ce{Ca(OH)2 + CO2 ⟶}\]

(b) removal of sulfur dioxide from the flue gas of power plants

\[\ce{CaO + SO2 ⟶}\]

(c) the reaction of baking powder that produces carbon dioxide gas and causes bread to rise

\[\ce{NaHCO3 + NaH2PO4 ⟶}\]

(a) \(\ce{Ca(OH)2}(aq)+\ce{CO2}(g)⟶\ce{CaCO3}(s)+\ce{H2O}(l)\); (b) \(\ce{CaO}(s)+\ce{SO2}(g)⟶\ce{CaSO3}(s)\);

(c) \(\ce{2NaHCO3}(s)+\ce{NaH2PO4}(aq)⟶\ce{Na3PO4}(aq)+\ce{2CO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\)

Heating a sample of Na₂CO₃⋅xH₂O weighing 4.640 g until the removal of the water of hydration leaves 1.720 g of anhydrous Na₂CO₃. What is the formula of the hydrated compound?

18.7: Occurrence, Preparation, and Properties of Nitrogen

Write the Lewis structures for each of the following:

1. (a) NH²⁻
2. (b) N₂F₄
3. (c) \(\ce{NH2-}\)
4. (d) NF₃
5. (e) \(\ce{N3-}\)

(a) NH²⁻:

; (b) N₂F₄: ; (c) \(\ce{NH2-}\):  ; (d) NF ₃ : ; (e)\(\ce{N3-}\):

Pour chacun des éléments suivants, indiquez l'hybridation de l'atome d'azote (pour\(\ce{N3-}\) l'azote central).

1. a) N ₂ F ₄
2. (b)\(\ce{NH2-}\)
3. (c) NF ₃
4. (d)\(\ce{N3-}\)

Expliquez comment l'ammoniac peut fonctionner à la fois comme base de Brønsted et comme base de Lewis.

L'ammoniac agit comme une base de Brønsted parce qu'il accepte facilement les protons et comme une base de Lewis en ce sens qu'il possède une paire d'électrons à donner.

Base de Brønsted : Base de\(\ce{NH3 + H3O+ ⟶ NH4+ + H2O}\) Lewis :\(\ce{2NH3 + Ag+ ⟶ [H3N−Ag−NH3]+}\)

Déterminez l'état d'oxydation de l'azote dans chacun des éléments suivants. Vous pouvez consulter le chapitre sur les liaisons chimiques pour des exemples pertinents.

1. a) NCl ₃
2. (b) ClNO
3. (c) N ₂ à ₅
4. (d) N ₂ ou ₃
5. (e)\(\ce{NO2-}\)
6. (f) N ₂ O ₄
7. (g) N ₂ O
8. (h)\(\ce{NO3-}\)
9. (i) NO ₂
10. (j) NO ₃

Pour chacun des éléments suivants, dessinez la structure de Lewis, prédisez l'angle de liaison ONO et donnez l'hybridation de l'azote. Vous pouvez consulter les chapitres sur les liaisons chimiques et les théories avancées de la liaison covalente pour des exemples pertinents.

a) NO ₂

(b)\(\ce{NO2-}\)

(c)\(\ce{NO2+}\)

a) NO ₂ :

L'azote est hybridé sp ². La molécule présente une géométrie courbée avec un angle de liaison ONO d'environ 120°. (b)\(\ce{NO2-}\): L'azote est hybridé avec le sp ². La molécule a une géométrie courbée avec un angle de liaison ONO légèrement inférieur à 120°. (c)\(\ce{NO2+}\) :

L'azote est ainsi hybridé. La molécule possède une géométrie linéaire avec un angle de liaison ONO de 180°.

Combien de grammes d'ammoniac gazeux la réaction de 3,0 g d'hydrogène gazeux et de 3,0 g d'azote produira-t-elle ?

Bien que le PF ₅ et l'AsF ₅ soient stables, l'azote ne forme pas de molécules de NF ₅. Expliquez cette différence entre les membres d'un même groupe.

L'azote ne peut pas former de molécule NF ₅ car il n'a pas d'orbitales d pour se lier aux deux atomes de fluor supplémentaires.

Le point d'équivalence pour le titrage d'un échantillon de 25,00 ml de solution de CSoH avec 0,1062 M de HNO ₃ est de 35,27 ml. Quelle est la concentration de la solution de CSoH ?

18.8 : Présence, préparation et propriétés du phosphore

Écrivez la structure de Lewis pour chacun des éléments suivants. Vous pouvez consulter le chapitre sur les liaisons chimiques et la géométrie moléculaire.

1. a) PH ₃
2. b)\(\ce{PH4+}\)
3. (c) P₂H₄
4. (d) \(\ce{PO4^3-}\)
5. (e) PF₅

(a)

 ;

(b)

;

(c)

;

(d)

;

(e)

Décrivez la structure moléculaire de chacune des molécules ou ions énumérés ci-dessous. Vous pouvez consulter le chapitre sur les liaisons chimiques et la géométrie moléculaire.

1. a) PH ₃
2. (b)\(\ce{PH4+}\)
3. (c) P₂H₄
4. (d) \(\ce{PO4^3-}\)

Complete and balance each of the following chemical equations. (In some cases, there may be more than one correct answer.)

1. (a) \(\ce{P4 + Al⟶}\)
2. (b) \(\ce{P4 + Na⟶}\)
3. (c) \(\ce{P4 + F2⟶}\)
4. (d) \(\ce{P4 + Cl2⟶}\)
5. (e) \(\ce{P4 + O2⟶}\)
6. (f) \(\ce{P4O6 + O2⟶}\)

(a) \(\ce{P4}(s)+\ce{4Al}(s)⟶\ce{4AlP}(s)\); (b) \(\ce{P4}(s)+\ce{12Na}(s)⟶\ce{4Na3P}(s)\); (c) \(\ce{P4}(s)+\ce{10F2}(g)⟶\ce{4PF5}(l)\); (d) \(\ce{P4}(s)+\ce{6Cl2}(g)⟶\ce{4PCl3}(l)\) or \(\ce{P4}(s)+\ce{10Cl2}(g)⟶\ce{4PCl5}(l)\); (e) \(\ce{P4}(s)+\ce{3O2}(g)⟶\ce{P4O6}(s)\) or \(\ce{P4}(s)+\ce{5O2}(g)⟶\ce{P4O10}(s)\); (f) \(\ce{P4O6}(s)+\ce{2O2}(g)⟶\ce{P4O10}(s)\)

Describe the hybridization of phosphorus in each of the following compounds: P₄O₁₀, P₄O₆, PH₄I (an ionic compound), PBr₃, H₃PO₄, H₃PO₃, PH₃, and P₂H₄. You may wish to review the chapter on advanced theories of covalent bonding.

What volume of 0.200 M NaOH is necessary to neutralize the solution produced by dissolving 2.00 g of PCl₃ is an excess of water? Note that when H₃PO₃ is titrated under these conditions, only one proton of the acid molecule reacts.

291 mL

How much POCl₃ can form from 25.0 g of PCl₅ and the appropriate amount of H₂O?

How many tons of Ca₃(PO₄)₂ are necessary to prepare 5.0 tons of phosphorus if the yield is 90%?

28 tons

Write equations showing the stepwise ionization of phosphorous acid.

Draw the Lewis structures and describe the geometry for the following:

1. (a) \(\ce{PF4+}\)
2. (b) PF₅
3. (c) \(\ce{PF6-}\)
4. (d) POF₃

(a)

;

(b)

;

(c)

;

(d)

Pourquoi l'acide phosphoreux ne forme-t-il que deux séries de sels, alors que la molécule contient trois atomes d'hydrogène ?

Attribuez un état d'oxydation au phosphore dans chacune des conditions suivantes :

1. (a) NaH ₂ PO ₃
2. (b) PF ₅
3. c) P ₄ ou ₆
4. (d) K ₃ PO ₄
5. (e) Na ₃ P
6. (f) Na ₄ P ₂ O ₇

(a) P = 3+ ; (b) P = 5+ ; (c) P = 3+ ; (d) P = 5+ ; (e) P = 3− ; (f) P = 5+

L'acide phosphorique, l'un des acides utilisés dans certaines boissons à base de cola, est produit par la réaction de l'oxyde de phosphore (V), un oxyde acide, avec de l'eau. L'oxyde de phosphore (V) est préparé par combustion de phosphore.

1. (a) Écrivez la formule empirique de l'oxyde de phosphore (V).
2. (b) Quelle est la formule moléculaire de l'oxyde de phosphore (V) si la masse molaire est d'environ 280 ?
3. (c) Écrire des équations équilibrées pour la production d'oxyde de phosphore (V) et d'acide phosphorique.
4. d) Déterminer la masse de phosphore requise pour fabriquer 1,00 × 10 ⁴ kg d'acide phosphorique, en supposant un rendement de 98,85 %.

18.9 : Présence, préparation et composés de l'oxygène

Prédisez le produit de la combustion du francium dans l'air.

Pour ₂

À l'aide d'équations, décrivez la réaction de l'eau avec le potassium et l'oxyde de potassium.

Écrivez des équations chimiques équilibrées pour les réactions suivantes :

1. a) du zinc métallique chauffé dans un courant d'oxygène
2. (b) carbonate de zinc chauffé jusqu'à ce que la perte de masse cesse
3. (c) carbonate de zinc ajouté à une solution d'acide acétique, CH ₃ CO ₂ H
4. d) du zinc ajouté à une solution d'acide bromhydrique

(a)\(\ce{2Zn}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2ZnO}(s)\) ; (b)\(\ce{ZnCO3}(s)⟶\ce{ZnO}(s)+\ce{CO2}(g)\) ; (c)\(\ce{ZnCO3}(s)+\ce{2CH3COOH}(aq)⟶\ce{Zn(CH3COO)2}(aq)+\ce{CO2}(g)+\ce{H2O}(l)\) ; (d)\(\ce{Zn}(s)+\ce{2HBr}(aq)⟶\ce{ZnBr2}(aq)+\ce{H2}(g)\)

Écrivez des équations chimiques équilibrées pour les réactions suivantes :

1. a) cadmium brûlé dans l'air
2. b) du cadmium élémentaire ajouté à une solution d'acide chlorhydrique
3. (c) hydroxyde de cadmium ajouté à une solution d'acide acétique, CH ₃ CO ₂ H

Illustrez la nature amphotère de l'hydroxyde d'aluminium en citant des équations appropriées.

\(\ce{Al(OH)3}(s)+\ce{3H+}(aq)⟶\ce{Al^3+}+\ce{3H2O}(l)\);\(\ce{Al(OH)3}(s)+\ce{OH-}⟶\ce{[Al(OH)4]-}(aq)\)

Écrivez des équations chimiques équilibrées pour les réactions suivantes :

1. a) aluminium métallique brûlé dans l'air
2. (b) aluminium élémentaire chauffé dans une atmosphère de chlore
3. (c) aluminium chauffé au bromure d'hydrogène
4. d) hydroxyde d'aluminium ajouté à une solution d'acide nitrique

Écrivez des équations chimiques équilibrées pour les réactions suivantes :

1. a) oxyde de sodium ajouté à l'eau
2. (b) du carbonate de césium ajouté à un excès d'une solution aqueuse de HF
3. (c) oxyde d'aluminium ajouté à une solution aqueuse de HClO ₄
4. d) une solution de carbonate de sodium ajoutée à une solution de nitrate de baryum
5. (e) métal de titane produit par la réaction du tétrachlorure de titane avec du sodium élémentaire

(a)\(\ce{Na2O}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{2NaOH}(aq)\) ; (b)\(\ce{Cs2CO3}(s)+\ce{2HF}(aq)⟶\ce{2CsF}(aq)+\ce{CO2}(g)+\ce{H2O}(l)\) ; (c)\(\ce{Al2O3}(s)+\ce{6HClO4}(aq)⟶\ce{2Al(ClO4)3}(aq)+\ce{3H2O}(l)\) ; (d)\(\ce{Na2CO3}(aq)+\ce{Ba(NO3)2}(aq)⟶\ce{2NaNO3}(aq)+\ce{BaCO3}(s)\) ; (e)\(\ce{TiCl4}(l)+\ce{4Na}(s)⟶\ce{Ti}(s)+\ce{4NaCl}(s)\)

Quel volume de solution de 0,250 M de H ₂ SO ₄ est nécessaire pour neutraliser une solution contenant 5,00 g de CaCO ₃ ?

Quel est l'acide le plus fort, HClO ₄ ou HBrO ₄ ? Pourquoi ?

Le HClO ₄ est l'acide le plus fort car, dans une série d'oxyacides ayant des formules similaires, plus l'électronégativité de l'atome central est élevée, plus l'attraction de l'atome central pour les électrons de l'oxygène (s) est forte. La plus forte attraction de l'électron oxygène entraîne une attraction plus forte de l'oxygène pour les électrons de la liaison O-H, ce qui rend l'hydrogène plus facilement libéré. Plus cette liaison est faible, plus l'acide est fort.

Écrivez une équation chimique équilibrée pour la réaction d'un excès d'oxygène avec chacun des éléments suivants. N'oubliez pas que l'oxygène est un agent oxydant puissant qui tend à oxyder un élément jusqu'à son état d'oxydation maximal.

1. a) Mg
2. (b) Rb
3. c) Gaz
4. d) C ₂ H ₂
5. (e) CO

Quel est l'acide le plus fort, H ₂ SO ₄ ou H ₂ SeO ₄ ? Pourquoi ? Vous pouvez consulter le chapitre sur les équilibres acido-basiques.

Comme H ₂ SO ₄ et H ₂ SeO ₄ sont tous deux des oxyacides et que leurs atomes centraux ont tous deux le même indice d'oxydation, la force acide dépend de l'électronégativité relative de l'atome central. Comme le soufre est plus électronégatif que le sélénium, le H ₂ SO ₄ est l'acide le plus fort.

18.10 : Présence, préparation et propriétés du soufre

Expliquez pourquoi le sulfure d'hydrogène est un gaz à température ambiante alors que l'eau, qui a une masse moléculaire plus faible, est un liquide.

Indiquer l'état d'hybridation et d'oxydation du soufre dans le SO ₂, le SO ₃ et l'H ₂ SO ₄.

SO ₂, sp ² 4+ ; SO ₃, sp ², 6+ ; H ₂ SO ₄, sp ³, 6+

Quel est l'acide le plus fort, NaHSO ₃ ou NaHSO ₄ ?

Déterminer l'état d'oxydation du soufre dans le SF ₆, le SO _{2 F 2} et le KHS.

SF ₆ : S = 6+ ; SO ₂ F ₂ : S = 6+ ; KHS : S = 2−

Qu'est-ce qu'un acide plus fort, un acide sulfureux ou un acide sulfurique ? Pourquoi ?

L'oxygène forme des liaisons doubles dans l'O ₂, mais le soufre forme des liaisons simples dans le S ₈. Pourquoi ?

Le soufre ne peut former de doubles liaisons qu'à des températures élevées (conditions essentiellement endothermiques), ce qui n'est pas le cas pour l'oxygène.

Donnez la structure de Lewis de chacun des éléments suivants :

1. a) SF ₄
2. (b) K ₂ SO ₄
3. (c) SO ₂ Cl ₂
4. (d) H ₂ SO ₃
5. e) ISO ₃

Écrivez deux équations chimiques équilibrées dans lesquelles l'acide sulfurique agit comme un agent oxydant.

Il existe de nombreuses réponses possibles, notamment :

\[\ce{Cu}(s)+\ce{2H2SO4}(l)⟶\ce{CuSO4}(aq)+\ce{SO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\]

\[\ce{C}(s)+\ce{2H2SO4}(l)⟶\ce{CO2}(g)+\ce{2SO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\]

Expliquez pourquoi l'acide sulfurique, H ₂ SO ₄, qui est une molécule covalente, se dissout dans l'eau et produit une solution contenant des ions.

Combien de grammes de sels d'Epsom (MgSO ₄ ⋅7H ₂ O) se formeront à partir de 5,0 kg de magnésium ?

5,1 × 10 ⁴ g

18.11 : Présence, préparation et propriétés des halogènes

Que signifie dire que les halogénures de mercure (II) sont des électrolytes faibles ?

Pourquoi le SnCl4 n'est-il pas classé comme sel ?

Le SnCl4 n'est pas un sel car il est lié par covalence. Un sel doit avoir des liaisons ioniques.

Les réactions suivantes sont toutes similaires à celles des produits chimiques industriels. Complétez et équilibrez les équations de ces réactions :

a) réaction d'une base faible et d'un acide fort

\[\ce{NH3 + HClO4⟶}\]

(b) préparation d'un sel d'argent soluble pour le placage d'argent

\[\ce{Ag2CO3 + HNO3⟶}\]

(c) préparation d'hydroxyde de strontium par électrolyse d'une solution de chlorure de strontium

\[\ce{SrCl2}(aq)+\ce{H2O}(l)\xrightarrow{\ce{electrolysis}}\]

Quel est l'acide le plus fort, HClO3 ou HBrO3 ? Pourquoi ?

Dans les oxyacides ayant des formules similaires, la force acide augmente à mesure que l'électronégativité de l'atome central augmente. Le HClO3 est plus fort que le HBrO3 ; le Cl est plus électronégatif que le Br.

Qu'est-ce que l'hybridation de l'iode dans l'IF3 et l'IF5 ?

Prédisez les géométries moléculaires et dessinez des structures de Lewis pour chacun des éléments suivants. Vous pouvez consulter le chapitre sur les liaisons chimiques et la géométrie moléculaire.

a) Si ₅

(b)\(\ce{I3-}\)

(c) PCl ₅

(d) SeF ₄

e) ClF ₃

(a)

;

(b)

;

(c)

;

(d)

;

(e)

Quel halogène possède l'énergie d'ionisation la plus élevée ? Est-ce ce que vous pouvez prédire sur la base de ce que vous avez appris sur les propriétés périodiques ?

Nommez chacun des composés suivants :

a) BrF ₃

(b) Abréo ₃

c) PBr ₅

(d) NaClO ₄

(e) KClO

a) trifluorure de brome ; b) bromate de sodium ; c) pentabromure de phosphore ; d) perchlorate de sodium ; e) hypochlorite de potassium

Expliquez pourquoi, à température ambiante, le fluor et le chlore sont des gaz, le brome est un liquide et l'iode est un solide.

Quel est l'état d'oxydation de l'halogène dans chacun des éléments suivants ?

a) H ₅ IO ₆

(b)\(\ce{IO4-}\)

(c) ClO₂

(d) ICl₃

(e) F₂

(a) I: 7+; (b) I: 7+; (c) Cl: 4+; (d) I: 3+; Cl: 1−; (e) F: 0

Physiological saline concentration—that is, the sodium chloride concentration in our bodies—is approximately 0.16 M. A saline solution for contact lenses is prepared to match the physiological concentration. If you purchase 25 mL of contact lens saline solution, how many grams of sodium chloride have you bought?

18.12: Occurrence, Preparation, and Properties of the Noble Gases

Give the hybridization of xenon in each of the following. You may wish to review the chapter on the advanced theories of covalent bonding.

1. (a) XeF₂
2. (b) XeF₄
3. (c) XeO₃
4. (d) XeO₄
5. (e) XeOF₄

(a) sp³d hybridized; (b) sp³d² hybridized; (c) sp³ hybridized; (d) sp³ hybridized; (e) sp³d² hybridized;

What is the molecular structure of each of the following molecules? You may wish to review the chapter on chemical bonding and molecular geometry.

1. (a) XeF₂
2. (b) XeF₄
3. (c) XeO₃
4. (d) XeO₄
5. (e) XeOF₄

Indicate whether each of the following molecules is polar or nonpolar. You may wish to review the chapter on chemical bonding and molecular geometry.

1. (a) XeF₂
2. (b) XeF₄
3. (c) XeO₃
4. (d) XeO₄
5. (e) XeOF₄

(a) nonpolar; (b) nonpolar; (c) polar; (d) nonpolar; (e) polar

What is the oxidation state of the noble gas in each of the following? You may wish to review the chapter on chemical bonding and molecular geometry.

1. (a) XeO₂F₂
2. (b) KrF₂
3. (c) \(\ce{XeF3+}\)
4. (d) \(\ce{XeO6^4-}\)
5. (e) XeO₃

A mixture of xenon and fluorine was heated. A sample of the white solid that formed reacted with hydrogen to yield 81 mL of xenon (at STP) and hydrogen fluoride, which was collected in water, giving a solution of hydrofluoric acid. The hydrofluoric acid solution was titrated, and 68.43 mL of 0.3172 M sodium hydroxide was required to reach the equivalence point. Determine the empirical formula for the white solid and write balanced chemical equations for the reactions involving xenon.

The empirical formula is XeF₆, and the balanced reactions are:

\[\ce{Xe}(g)+\ce{3F2}(g)\xrightarrow{Δ}\ce{XeF6}(s)\]
\[\ce{XeF6}(s)+\ce{3H2}(g)⟶\ce{6HF}(g)+\ce{Xe}(g)\]

Basic solutions of Na₄XeO₆ are powerful oxidants. What mass of Mn(NO₃)₂•6H₂O reacts with 125.0 mL of a 0.1717 M basic solution of Na₄XeO₆ that contains an excess of sodium hydroxide if the products include Xe and solution of sodium permanganate?