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Cours de seconde Pierre-Henry SUET 4 août 2020  a m ire 1 Description macroscopique de la matière.................... 7 I Espèces chimiques, corps purs et mélanges.....

Cours de seconde Pierre-Henry SUET 4 août 2020  a m ire 1 Description macroscopique de la matière.................... 7 I Espèces chimiques, corps purs et mélanges.............................. 7 1 Corps purs et mélange........................................... 7 m II Identification d’une espèce chimique................................... 8 1 Solubilité................................................... 8 2 Masse volumique ρ............................................. 8 3 Densité.................................................... 8 o 4 Températures de changement d’état................................... 9 5 Tests chimiques............................................... 10 6 Chromatographie sur couche mince................................... 10 S III Composition d’un mélange.......................................... 11 IV Extraction et séparation............................................ 11 2 Solution, dissolution et dilution........................... 13 I Notion de solution............................................... 13 II Sur la paillasse................................................. 15 1 Préparation par dissolution d’un solide................................. 15 2 Dilution d’un solution............................................ 15 III Dosage par étalonnage............................................ 16 3 Le modèle de l’atome.................................. 17 I Structure de l’atome.............................................. 17 1 Histoire du modèle atomique....................................... 17 2 Le noyau................................................... 18 3 Les électrons................................................ 19 4 Symbole d’un atome............................................ 19 II Masse et dimension de l’atome....................................... 19 1 Masse de l’atome.............................................. 19 2 Dimensions de l’atome........................................... 20 4 Le cortège électronique et la classification périodique............ 21 I Cortège électronique............................................. 21 1 Configuration électronique d’un atome................................. 21 II La classification périodique......................................... 22 1 Description.................................................. 22 2 Notion de famille chimique......................................... 22 3 Stabilité des éléments........................................... 23 4 Différentes familles d’éléments....................................... 23 5 Les molécules...................................... 25 I La formation des molécules......................................... 25 II Représentation des molécules....................................... 26 1 Formule brute................................................ 26 2 Représentation de Lewis......................................... 26 3 Formules développées et semi-développées.............................. 27 III Notion d’isomérie................................................ 27 IV Groupe caractéristique dans une espèce chimique.......................... 28 1 Définition d’une espèce chimique.................................... 28 2 Définition d’un groupe caractéristique.................................. 28 3 Exemple de groupe caractéristique................................... 28 4 Les polymères................................................ 29 V Energie de liaison................................................ 29 6 La mole........................................... 30 I Quantité de matière.............................................. 30 II Masse molaire.................................................. 31 1 Masse molaire atomique.......................................... 31 2 Masse molaire moléculaire........................................ 31 III Calcul de quantité de matière........................................ 31 1 Solide..................................................... 31 2 Liquide.................................................... 32 3 Gaz...................................................... 32 4 Solution.................................................... 33 a Concentration molaire......................................... 33 b Concentration massique........................................ 33 7 Transformation chimique............................... 34 I Le système chimique............................................. 34 1 Définitions.................................................. 34 2 Représentation d’une transformation chimique............................ 34 3 Réaction chimique entre le nitrate d’argent et le cuivre........................ 34 II La réaction chimique.............................................. 35 1 Définitions.................................................. 35 2 Lois de conservation au cours des réactions chimiques....................... 35 3 Signification des nombres stœchiométriques............................. 36 III Effet thermique des transformations chimiques............................ 36 1 La bougie brûle !............................................... 36 2 Les deux effets thermiques possibles.................................. 36 8 Synthèse chimique................................... 38 I Pourquoi synthétiser des espèces chimiques ?............................. 38 1 Définition de la synthèse.......................................... 38 II Comment réaliser une synthèse ?..................................... 38 1 Etape 1 : la transformation des réactifs en produits.......................... 38 2 Etape 2 : le traitement du mélange réactionnel............................ 40 3 Etape 3 : étape d’identification...................................... 40 III Rappel : masse volumique et densité................................... 40 1 Masse volumique.............................................. 40 2 Densité.................................................... 41 9 Transformation physique............................... 42 I Etats de la matière................................................ 42 1 L’état solide.................................................. 42 2 L’état liquide.................................................. 42 3 L’état gazeux................................................. 42 II Les changements d’état............................................ 42 1 Transformations physiques........................................ 42 2 Ecriture symbolique............................................. 43 III Energie de changement d’état........................................ 43 1 Changement d’état et transfert thermique............................... 43 2 Energie massique de changement d’état................................ 44 10 Transformation nucléaire.............................. 45 I Pourquoi un noyau peut-il être radioactif ?................................ 45 1 Cohésion du noyau, diagramme (N,Z).................................. 45 II Différents types de radioactivité...................................... 46 1 Lois de conservation (lois de Soddy).................................. 46 2 Transformation nucléaires spontanées................................. 46 3 La radioactivité α.............................................. 46 33  4 La radioactivité β.............................................. 46 a La radioactivité γ............................................ 47 5 Réactions nucléaires provoquées.................................... 47 a Fusion nucléaire............................................. 47 b La fission nucléaire........................................... 47 11 Description des mouvements............................ 48 I Système étudié................................................. 48 II Référentiels................................................... 48 III Types de mouvements............................................. 49 IV Vecteur vitesse................................................. 50 12 Force et Mouvement................................. 51 I Les actions mécaniques........................................... 51 1 Actions de contact............................................. 51 2 Actions à distance............................................. 51 II Modélisation d’une action par une force................................. 52 1 Modélisation d’une action par une force................................. 52 2 Exemple de vecteur force : le vecteur poids.............................. 52 III Effets d’une force sur le mouvement................................... 52 1 Modification de la valeur de la vitesse.................................. 52 2 Modification de la trajectoire....................................... 52 3 Influence de la masse du corps...................................... 53 IV Le principe d’inertie.............................................. 53 1 Expérience sur la table à coussin d’air................................. 53 2 Enoncé du principe d’inertie........................................ 53 V Applications du principe d’inertie..................................... 54 1 Forces exercées sur un projectile dans l’air.............................. 54 2 Le curling................................................... 54 3 Mouvement de la Lune autour de la Terre............................... 55 VI Chute libre verticale............................................... 55 13 Gravitation........................................ 56 I L’interaction gravitationnelle......................................... 56 II La loi de la gravitation universelle..................................... 56 III Le poids d’un corps.............................................. 57 IV Chute d’un corps................................................ 58 14 Emission, réception et perception des ondes sonores............ 59 I Ondes sonores................................................. 59 1 Définition d’une onde sonore....................................... 59 2 Destination.................................................. 60 II Perception sonore de notre oreille..................................... 60 1 Aigu ou grave ?............................................... 60 2 Timbre d’un instrument........................................... 61 3 Intensité et niveau sonore......................................... 61 15 Spectres......................................... 62 I Nature de la lumière blanche......................................... 62 1 Décomposition de la lumière blanche par un prisme......................... 62 2 Le laser.................................................... 63 3 Longueur d’onde.............................................. 63 II Les spectres d’émission........................................... 63 1 Spectres d’émission continus...................................... 63 2 Spectre de raies d’émission........................................ 65 III Les spectres de raies d’absorption.................................... 66 44  1 Montage................................................... 66 2 Spectre d’absorption............................................ 66 3 Interprétation................................................. 66 IV Application à l’astrophysique........................................ 67 1 Analyse de la lumière des étoiles.................................... 67 2 Spectre d’une étoile............................................ 67 16 Notions d’optique géométrique.......................... 68 I Réflexion et réfraction de la lumière.................................... 68 17 Vision et images.................................... 71 I La lentille convergente............................................ 71 1 Définition................................................... 71 2 Points et rayons particuliers pour une lentille convergente...................... 71 a Centre optique O............................................ 71 b Foyers principaux objet F et image F ′................................ 72 c Plans focaux............................................... 72 3 Distance focale image f ′ et vergence V................................ 72 II Image et objet.................................................. 73 1 Définition................................................... 73 2 Construction graphique de l’image A’B’ d’un objet AB........................ 73 3 Relations de conjugaison et de grandissement............................ 73 4 Caractéristiques de l’image observée.................................. 74 18 Notions d’électricité................................. 75 I Un peu d’histoire................................................ 75 II Qu’est ce que l’électricité ?.......................................... 75 III Conducteurs et isolants............................................ 75 IV Circuits électriques............................................... 75 1 Circuits.................................................... 75 2 Types de circuits............................................... 76 V Courant et tension électriques........................................ 76 1 Le courant électrique............................................ 76 2 L’intensité du courant électrique..................................... 77 3 La tension électrique............................................ 77 VI Quelques lois de l’électricité......................................... 77 1 Loi d’Ohm.................................................. 77 2 Loi des nœuds................................................ 77 3 Loi des mailles................................................ 78 4 Puissance électrique............................................ 79 19 Les signaux périodiques............................... 80 I Qu’est-ce qu’un phénomène périodique ?................................ 80 1 Notion de temps............................................... 80 2 Définition d’un phénomène périodique................................. 80 3 Période T d’un phénomène périodique................................. 81 4 Fréquence f d’un phénomène périodique............................... 81 II La tension électrique périodique...................................... 81 1 Définition de la tension........................................... 81 2 Période et fréquence f d’une tension périodique u(t)........................ 82 3 Tensions Umax et Umin d’une tension périodique........................... 83 III Exemples d’application............................................ 83 1 Oscilllogramme d’une tension triangulaire............................... 83 2 Le rythme cardiaque............................................ 84 3 Echographie................................................. 84 55 20 Les capteurs électriques............................... 85 I Définition et étalonnage d’un capteur................................... 85 II Exemples..................................................... 86 66 Chapitre 1 Description macroscopique de la matière I Espèces chimiques, corps purs et mélanges 1 Corps purs et mélange Définition Une substance constituée d’une seule espèce chimique est un corps pur. Une substance constitué de plusieurs espèces chimiques est un mélange. Un mélange est homogène si on ne peut pas distinguer ses constituants à l’œil nu ; dans le cas contraire il est hétérogène. Exemples : le corps pur simple diazote est constitué de molécule gazeuse de diazote de formule N2 ne contenant que l’élément chimique azote de symbole N. Le corps purs pur simple hélium n’est constitué que d’une seule espèce chimique le gaz hélium contenant un seul élément chimique l’hélium de formule He. le corps pur composé oxyde d’aluminium est constitué uniquement de l’espèce chimique de formule Al2 O3. Cette espèce chimique contient 2 éléments chimiques, l’aluminium de symbole Al et l’oxygène de symbole O. la bauxite est un mélange contenant plusieurs espèces chimiques : de l’oxyde d’aluminium (Al2 O3 ) et de l’oxyde de fer (Fe2 O3 ). C’est un minerai dont on extrait l’aluminium. 77 II Identification d’une espèce chimique 1 Solubilité Définition La solubilité d’un corps correspond à la masse maximale m de corps pouvant être dissoute dans 1 litre de solvant. La solubilité est notée s. La solubilité est aussi une caractéristique de chaque espéce chimique. Unité : masse en gramme (g), volume de solution en litre (L), solubilité en gramme par litre (g.L−1 ). La solubilité dépend de la température de la pression et du type de solvant. Exemple : la solubilité du sel dans l’eau à température t = 0 °C est s = 347 g.L−1 Cela signifie qu’on peut dissoudre au maximum 347 g de sel dans un litre d’eau. Si on essaie d’en dissoudre plus le surplus se retrouvera sous forme solide au fond du récipient. 2 Masse volumique ρ Masse volumique : Définition La masse volumique ρ d’un corps est le rapport de la masse de ce corps et le volume de ce corps. Son expression littérale est : Masse (kg) mcorps Masse volumique ρcorps = Vcorps (kg.m−3 ) Volume (m3 ) 3 Densité La densité d d’un corps solide ou liquide est égale au rapport de sa masse volumique ρ sur celle de l’eau : Masse volumique du liquide kg/m3 ρ d = ρeau Densité (sans) Masse volumique de l’eau (kg/m3 ) 88 Comme tout rapport de même unité, la densité n’a pas d’unité. Exemple : la masse volumique du plomb est ρ(Pb) = 11,3 × 103 kg.m−3. La densité du plomb d(Pb) est 11,3 4 Températures de changement d’état La matière peut se trouver sous trois états : liquide solide et gazeux. Pour un corps pur, à une pression donnée, chaque changement d’état aura lieu à une température carac- téristique. La température de fusion d’un corps est la température ou le corps passe de l’état solide à l’état liquide. La température d’ébullition d’un corps est la température ou le corps passe de l’état liquide à l’état gazeux. Ces températures dépendent de la pression. Exemple : A une pression P = 1 bar, l’éthanol à une température d’ébullition Teb = 79°C et de fusion de Tf = -117 °C. → de -273 °C à -117 °C, l’éthanol se trouve sous forme solide → de -117 °C à 79 °C, l’éthanol se trouve sous forme liquide → Pour une température supérieure à 79 °C, l’éthanol se trouve sous forme gazeuse. 99  5 Tests chimiques Substance Test Observation Eau Sulfate de cuivre anhydre devient bleu Dioxyde de carbone Eau de chaux précipité blanc Dihydrogène Flamme détonation Ion chlorure nitrate d’argent précipité blanc qui noircit à la lumière Ion cuivre (II) hydroxyde de cuivre précipité bleu Ion fer (II) nitrate d’argent précipité vert Ion fer (III) hydroxyde de sodium précipité rouille 6 Chromatographie sur couche mince Une chromatographie sur couche mince (CCM) permet de séparer et d’identifier les différentes espéces chimiques présentes dans un mé- lange homogène. Un éluant monte par capillarité le long d’une plaque recouverte de si- lice et entraîne avec lui des espéces chimiques préalablement déposées sur la plaque. Plus une espéce chimique est soluble dans l’éluant, plus elle montera haut avec lui. Selon leurs solubilités, les différentes espéces chimiques d’un mélange homogéne monteront à des hauteurs différentes et seront ainsi sépa- rées. À côté du mélange M à étudier, on dépose des espéces chimiques de référence A et B ; si le mélange contient une tache à la même hauteur qu’une tache de référence, on en conclut que le mélange étudié contient cette espéce de référence. Ici, le mélange M contient l’espèce chimique A, l’espèce chimique B M A B ainsi qu’une troisiéme espèce chimique inconnue. front de l’éluant Qu’appelle-t-on rapport frontal d’une espèce chimique ? Il permet de comparer la hauteur de progression d’une espéce chimique avec la hauteur de l’éluant : (cm) H (sans unité) RB = h H h (cm) M A B Une fois la substance extraite il faut l’analyser pour en déterminer sa composition. La chromatographie permet de séparer puis d’identifier les espèces chimiques d’un mélange. 1. On trace sur une plaque (feuille de papier généralement) un trait à 1 cm du bord appelé ligne de dépôt. La plaque correspond à la phase stationnaire 2. On dépose sur le trait une goutte de substance A à analyser et une ou plusieurs gouttes de substances connues notées B, C etc.. 3. On plonge la phase stationnaire dans un solvant appelé éluant ou phase mobile. 4. Le solvant monte par capillarité en entrainant les gouttes de substances. 5. Lorsque le solvant arrive à 1 cm du bord supérieur de la phase stationnaire on sort la plaque et on la fait sécher. 6. On analyse le chromatogramme obtenu pour déterminer la composition de la tâche inconnue. 10 10 Exemple : Le colorant vert (V) est constitué de deux espèces chimiques puisqu’il contient deux taches. Ces deux taches ont le même rapport frontal que les colorants E104 et E133. Par conséquent le colorant vert est un mélange de colorant E104 et E133. Pourquoi les espèces chimiques ne migrent-elles pas à la même hauteur ? Plus les espèces chimiques sont solubles dans le solvant, plus elles migrent haut et plus leur rapport frontal est élevé. C’est la masse de soluté exprimée en gramme par unité de volume de solution exprimée en litre. III Composition d’un mélange Donner la composition d’un mélange consiste à donner une information (volume, masse, proportion, etc.) relative à chacune des espèces chimique pures qui le compose. IV Extraction et séparation 1 Filtration. La filtration permet de séparer la phase solide de la phase liquide d’un mélange hétérogène. Mais la filtration ne permet pas de séparer les deux phases liquides de deux liquides non miscibles. 11 11 2 Extraction par solvant. Infusion : extraction des principes actifs ou arômes d’une plante par dissolution dans un solvant initialement bouillant qu’on laisse ensuite refroidir. Décoction : chauffage de plantes et d’eau jusqu’à ce que cette dernière bouillisse. Macération : extraction dans un solvant à froid. Soit un principe actif dissous dans de l’eau. Comment le séparer de l’eau ? Il faudrait faire évaporer l’eau, malheureusement, le principe actif s’évapore souvent avec elle ! On utilise donc un autre solvant, non miscible à l’eau, dans lequel le principe actif est plus soluble que dans l’eau et dont la température d’ébullition est nettement plus faible que celle de l’eau. On sépare ensuite les deux phases liquides avec une ampoule à décan- ter. Le solvant est ensuite évaporé pour ne laisser que le principe actif. Ainsi, si une solution aqueuse contient un composé organique dangereux. On l’extrait en mélangeant la solution aqueuse avec un solvant organique (comme le cyclohexane), dans une ampoule à décanter. Le composé organique dangereux se solubilise préférentiellement dans le solvant organique et disparaît de la solution aqueuse. On laisse décanter le mélange : la séparation s’effectue. On élimine le solvant organique et on récupère l’eau épurée. Seconde Thème santé 3 Distillation. c ) Distillation. Lors d’une hydrodistillation, l’eau a deux rôles essentiels : Lors d’une hydrodistillation, Sa température d’ébullition étant de 100 l’eau a°C, deux rôlesempêche elle essentiels : les ma- tières premières de Sa température d’ébullition étant de 100 °C, elle empêche les ma- brûler. tières premières de brûler. L’entraînement à L’entraînement la vapeur (d’eau)à la vapeur (d’eau) : tous les gaz sont miscibles, : tous les gaz sont miscibles, ainsi, la vapeur d’eau et la vapeur d’huile essentielle se mélangent ainsi, la vapeur d’eau et la vapeur d’huile essentielle très bien. L’huile essentielle est donc se la entraînée par mélangent vapeur d’eau. trés bien. L’huileUne essentielle fois liquéfiéesest doncduentraînée au niveau parl’eau réfrigérant à eau, la etvapeur l’huile à l’état liquide, d’eau. Une fois liquéfiées auforment niveau deux duphases dans l’hydrodistillat. réfrigérant à eau, l’eau et l’huile à l’état liquide, forment deux phases dans l’hydrodistillat. 4 ) Synthèse. Définition On appelle synthèse, la fabrication d’une molécule par le chimiste dans le but d’imiter une molécule naturelle ou d’en inventer de nouvelles. Propriété Cela permet très souvent d’obtenir une espèce chimique plus facilement à meilleur prix. D’autre part, la demande est parfois telle que les plantes ne permettraient pas d’y répondre. Sortie eau froide Lors d’une synthèse, bien souvent, il faut accélérer la ré- action : pour cela, il faut chauffer le milieu réactionnel. Mais, en chauffant, les réactifs peuvent entrer en ébulli- Réfrigérant à eau tion et s’évaporer. Pour empêcher la perte des réactifs, on utilise le montage Entrée eau froide à reflux ci-contre. Les vapeurs des réactifs s’échappent (flux), se liquéfient au niveau du réfrigérant à eau, et retombent (reflux) dans le ballon. Réactifs Ballon Chauffe-ballon 12 12 Chapitre 2 Solution, dissolution et dilution I Notion de solution Quand une espèce chimique (corps pur solide, liquide ou gazeux) est dissoute dans un liquide, on obtient un mélange appelé solution. L’espèce dissoute constitue le soluté, le liquide utilisé pour la dissoudre est appelé solvant. Si ce dernier est l’eau, la solution est dite aqueuse. Définition On appelle solution, le résultat de la dissolution d’un soluté dans un solvant. Selon la structure du soluté, une solution peut contenir des molécules ou des ions. Ces dernières sont donc conductrices du courant électrique. 1 Concentration massique Cm en soluté. Définition C’est la masse de soluté exprimée en gramme par unité de volume de solution exprimée en litre. Attention : Bien qu’elles puissent avoir la même unité, il ne faut pas confondre concentration en masse en soluté (qui fait intervenir la masse du soluté) et masse volumique de la solution (qui fait intervenir la masse de la solution) Masse de soluté (g) Concentration Cm = Vm massique (g/L) Volume de solution (L) Définition La solubilité d’un soluté est la quantité maximale de soluté qu’on peut dissoudre dans 1 L de solvant. On parle alors de solution saturée. 13 13  Exemple : s(saccharose) = 2,0 kg/L à 25°C, s(sel alimentaire NaCl) = 359 g kg/L à 20°C Préparation de solutions a. Par dissolution Il suffit de dissoudre la masse de soluté voulue dans le volume de solvant adéquat pour obtenir la solution désirée. Choisir une fiole jaugée de volume voulu. Ajouter une peu d’eau distillée dans la fiole jaugée. Verser le solide pesé dans un sabot. Rincer le sabot avec une pissette d’eau distillée. Agiter pour dissoudre le solide. Compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. Homogénéiser. b. Par dilution d’une solution mère On prélève un volume VmΓere de la solution mère de concentration Cm (mère) pour préparer un volume Vf ille d’une solution fille de concentration Cm (fille). Propriété Dans le prélèvement et dans la solution fille diluée, la masse de soluté est la même : on n’ajoute que de l’eau ! m(mère) même masse m(fille) Cm(mère) × Vmère = Cm(fille) × Vfille 14 14  l’eau distillée jusqu’au trait de jauge en tenant compte du ménisque. Définition Facteur de dilution correspond au nombre de fois que la solution mère a été diluée. Cm (mère) Vf ille F= Cm (fille) = Vmère Verser de la solution mère dans Leun facteur bécher de Viderd’unité. dilution n’a pas la pipette et prélever un volume dans une fiole précis de la solution jaugée du volume Pour finir, boucher mère à l’aide d’une désiré. et agiter la fiole. pipette jaugée. II Sur la paillasse 1 Préparation par dissolution d’un solide 2. La dissolution Une dissolution consiste à dissoudre un soluté dans un solvant. Méthode : Prélever la masse de Ajouter de l’eau soluté nécessaire à distillée dans la fiole l’aide d’une coupelle jusqu’au 2/3 et agiter Pour finir, boucher et d’une balance. jusqu’à dissolution et agiter la fiole. complète du soluté. Introduire le soluté Compléter la fiole dans une fiole jaugée avec de l’eau du volume désiré. distillée jusqu’au trait de jauge en tenant compte du ménisque. IV. Pour Pour préparer unbien manipuler volume V deen T.P. solution de concentration C par dissolution d’un composé solide, il faut : L’évaluation des capacités expérimentales évalue l’aptitude du candidat à manipuler le matériel utilisé en TP de Physique/Chimie. a. Calculer la masseIl est dede ce solide fait indispensable de bien connaître le nom et l’utilisation de ce matériel. Le candidat à prélever. doit réaliser l’expérience qui lui est proposée puis rendre compte de ses résultats et de ses observations dans un b. Peser à l’aide d’une balance électronique 3/4 la masse de solide dans une coupelle. c. Introduire le solide dans une fiole jaugée de volume V et rincer la coupelle à l’eau distillée. d. Ajouter de l’eau distillée. Boucher et agiter pour dissoudre tout le solide. e. Compléter d’eau distillée jusqu’au trait de jauge. Boucher, agiter pour homogénéiser. Fermer la fiole à l’aide d’un bouchon. 2 Dilution d’un solution Pour préparer un volume V1 de solution fille de concentration C1 par dilution d’une solution mère de concentration C0 , il faut : a. calculer le volume V0 de solution mère à prélever. b. prélever ce volume à l’aide d’une pipette jaugée munie d’une propipette. c. introduire ce volume dans une fiole jaugée de volume V1. d. compléter d’eau distillée jusqu’au trait de jauge. Boucher, agiter pour homogénéiser. On a préparé la solution fille de concentration C1 en soluté. 15 15  III. La verrerie d’une dilution et d’une dissolution 1. La dilution Une dilution consiste à diluer une solution aqueuse (solution mère) de manière à obtenir une nouvelle solution de concentration moins élevée (solution fille). Méthode : Compléter la fiole avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge en tenant compte du ménisque. Verser de la solution mère dans un bécher Vider la pipette et prélever un volume dans une fiole précis de la solution jaugée du volume Pour finir, boucher mère à l’aide d’une désiré. et agiter la fiole. pipette jaugée. 2. La dissolution III Dosage par étalonnage Une dissolution consiste à dissoudre un soluté dans un solvant. De nombreuses Méthode : propriétés physiques des solutions, comme leur couleur ou leur masse volumique, dé- pendent de la concentration en masse du soluté. Cette caractéristique permet de réaliser un dosage par étalonnage, Préleverc’est-à-dire Ajouter la masse de de déterminer la concentration de l’eau en masse inconnue de la solution. soluté nécessaire à distillée dans la fiole Protocole l’aide: d’une coupelle jusqu’au 2/3 et agiter Pour finir, boucher et d’une balance. jusqu’à dissolution et agiter la fiole. complète du soluté. a. Réaliser une gamme de quelques solutions étalons Si de concentrations en masse Cm,j connues. b. Mesurer la masse volumique de chacune de ces solutions Si. c. Construire le nuage de points plaçant en abscisse les concentrations massiques Cm,j et en ordonnée les masses volumiques mesurées, puis tracer la courbe qui passe au plus près de ces points. d. Mesurer la masse volumique de la solution de concentration en masse Cm inconnue, puis la com- Introduire parer, grâce au graphique, le de à celle soluté Compléter la la gamme étalon afin de déterminer Cmfiole. dans une fiole jaugée avec de l’eau du volume désiré. distillée jusqu’au trait deune Lorsque la gamme étalon est faite de solutions colorées, celle-ci constitue jauge en échelle de teintes et une tenant compte du simple mesure à l’œil permet de déterminer un encadrement de la concentration en masse de l’espèce ménisque. dans la solution colorée étudiée. IV. Pour bien manipuler en T.P. L’évaluation des capacités expérimentales évalue l’aptitude du candidat à manipuler le matériel utilisé en TP de Physique/Chimie. Il est de ce fait indispensable de bien connaître le nom et l’utilisation de ce matériel. Le candidat doit réaliser l’expérience qui lui est proposée puis rendre compte de ses résultats et de ses observations dans un 3/4 16 16 Chapitre 3 Le modèle de l’atome I Structure de l’atome 1 Histoire du modèle atomique Démocrite (420 av-JC) a l’intuition que la matière est formée d’atomes. Au Ier siècle av-JC Lucrèce tente de démontrer l’existence de l’atome. Atome vient de "tomos" qui signifie couper et le préfixe "a" signifie qu’on ne peut couper, insécable. L’atome est décrit comme la particule la plus petite possible. C’est la théorie des quatre éléments d’Aristote qui va s’imposer jusqu’au XIXe siècle. La combinaison de la terre, de l’eau, de l’air et du feu explique la composition de la matière. En 1805, John Dalton reprend la théorie atomique car elle rend bien compte de ses observations. En 1881, J.J. Thomson découvre les électrons. En 1904 il décrit l’atome comme des ensembles de charges positives occupant une petit volume au milieu d’électrons. L’atome n’est plus insécable ! C’est le modèle du pudding de Thomson. Chaque charge positive est égale à chaque charge négative, au signe près : En 1910, Rutherford montre que la matière contient essentiellement du vide et que le noyau qui est 100 000 fois plus petit que l’atome représente presque toute sa masse. Rutherford décrit un atome dont le modèle est calqué sur celui des planètes. La masse du soleil représente 99 % de la masse du système solaire et son diamètre est très petit par rapport à celui du système solaire. Le noyau est au centre et les électrons tournent autour sur des trajectoires fixes. Ce modèle ne permet pas d’expliquer de nouvelles observations. On doit admettre que la trajectoire des électrons est plus compliquée. Le modèle actuel est très complexe et ne peut plus être représenté par un dessin. Néanmoins, pour expliquer la physique et la chimie élémentaire il est suffisant d’admettre un modèle de l’atome avec un noyau central positif très petit et des électrons qui tournent autour en formant un nuage sphérique. On élabore un modèle conformément aux phénomènes observés, il doit permettre de prévoir d’autres phénomènes. On modifie le modèle au fur et à mesure des observations. 17 17  2 Le noyau Le noyau de l’atome est constitué de particules élémentaires : les protons et les neutrons désignés sous le nom de nucléons. Pour mieux comprendre, on peut comparer le noyau à une classe : Nucléon : particule constituant du noyau. Élève : personne appartenant à une classe C. Deux sortes de nucléons (A) : Deux sortes d’élèves (E) : Les protons (Z) Les filles (F) Les neutrons (N = A-Z) Les garçons (G = E-F) Le noyau contient A nucléons dont Z protons La classe contient E élèves dont F filles et G garçons. et N neutrons. Symbole : EF C Symbole : A ZX Définition Numéro atomique Z, le nombre de protons contenus dans le noyau. Nombre de masse A, le nombre de nucléons contenus dans le noyau. Les protons sont chargés positivement. Leur charge électrique vaut : qp = e = +1,6.10−19 C C est le symbole de l’unité de charge électrique : le coulomb Le proton possède la plus petite charge électrique positive, appelée charge élémentaire e. La masse du proton est mp = 1,67.10−27 kg Les neutrons, particules neutres électriquement (charge nulle, qn = 0 C) , ont une masse voisine de celle du proton donc mn = mp = 1,67.10−27 kg Le nombre de protons du noyau s’appelle nombre de charge ou numéro atomique et se note Z. Le nombre de neutrons se note N. Le nombre total de nucléons, noté A est égal à la somme du nombre de proton et de neutron : A = Z +N 18 18 3 Les électrons Un électron est beaucoup plus léger qu’un nucléon. Sa masse est me = 9,1.10−31 kg Le rapport entre la masse d’un nucléon (proton ou neutron) et d’un électron est : mnucleon /melectron = (1 ,67 × 10−27 /9,10 × 10−31 ) = 1,83 × 103 Sa charge électrique est l’opposée de la charge élémentaire e : qe = −e = −1,6.10−19 C Propriété L’atome est électriquement neutre. Cela signifie qu’il y a autant de protons positifs dans le noyau que d’électrons négatifs dans le nuage électronique. 4 Symbole d’un atome Un atome est symbolisé par une ou deux lettres. La première s’écrit toujours en majuscule et la seconde en minuscule. Le symbole correspond souvent au début du nom de l’atome mais certains sont issus du nom latin comme K(kalium) symbole du potassium. AX Z A représente le nombre de nucléons Z le nombre de protons (il y a Z électrons) Il y a N = A-Z neutrons dans le noyau. Exemple : l’ atome de sodium 23 11 Na possède : A = 23 nucléons Z = 11 protons donc 11 électrons puisque l’atome est électriquement neutre N = A-Z =23-11 = 12 neutrons. II Masse et dimension de l’atome 1 Masse de l’atome La masse de l’atome est égale à la somme de la masse de ses différents constituants : matome = mnoyau + melectrons = (Z.mp + N.mn ) + Z.me Si on néglige la masse des électrons devant celle des protons (mp /me = 1835) alors la masse approchée de l’atome est égale à la masse de son noyau : 19 19  mat = Z.mp + N.mn ≈ A.mnuc Exemple : l’atome de sodium matome = mnoyau + melectrons = (Z.mp + N.mn ) + Z.me matome = (11 × 1,67.10−27 + 12 × 1,67.10−27 ) + 11 × 9,1.10−31 matome = 3,84 × 10−26 kg Masse approchée : matome = A.mnucleons = 23 × 1,67.10−27 = 3,84 × 10−26 kg 2 Dimensions de l’atome Le noyau d’un atome a un rayon de l’ordre de 10−15 m. L’atome peut être considéré comme une sphère de rayon 10−10 m. Le rayon du noyau de l’atome est environ 100 000 fois plus petit que celui de l’atome : R(atome)/R(noyau) = 10−10 /10−15 = 105 Tout comme le système solaire, l’atome a une structure lacunaire. 20 20 Chapitre 4 Le cortège électronique et la classification périodique I Cortège électronique 1 Configuration électronique d’un atome Au cours du XX° siècle, les scientifiques ont élaboré un modèle de l’atome plus riche que le modèle de Rutherford, permettant d’interpréter la formation des ions et des molécules en précisant le rôle joué par les électrons. Propriété Les électrons sont en mouvement autour du noyau : on parle de « cortège électronique » du noyau. Les électrons d’un atome se répartissent dans des couches électroniques au sein desquelles on distingue des sous-couches. La configuration électronique d’un atome dans son état fondamental (niveau d’énergie le plus faible) indique la répartition des électrons en précisant le numéro de la couche n suivi du nom de la sous couche (s ou ps) puis du nombre d’électrons dans cette sous couche. Une sous-couche n contient au plus 2 électrons Une sous-couche p contient au plus 6 électrons Propriété Une sous-couche ne commence à être remplie que lorsque la précédente est pleine (saturée). L’ordre de remplissage des sous-couche est régi par la règle de Klechkowski ci-contre : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 6s Exemple : Le numéro atomique de l’argon est Z = 18. Il y a donc 18 électrons à répartir sur les sous- couches. La configuration électronique de l’argon est donc : (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (2p)6 21 21  Les électrons appartenant à la la dernière couche électronique d’un atome dans son état fondamental sont appelés électrons de valence. Exemple : L’atome d’argon possède 2 + 6 = 8 électrons de valence sur sa troisième couche. II La classification périodique 1 Description Le tableau périodique des éléments, également appelé table de Mendeleïev, classification périodique des éléments (CPE) ou simplement tableau périodique, représente tous les éléments chimiques, ordonnés par numéro atomique Z croissant et organisés en fonction de leur configuration électronique, laquelle sous-tend leurs propriétés chimiques. Définition Une ligne de la classification est appelée période. Une colonne est appelée famille. Propriété Les éléments d’une même colonne possèdent des propriétés similaires. La conception de ce tableau est généralement attribuée au chimiste russe Dimitri Mendeleïev, qui construi- sit en 1869 une table différente de celle qu’on utilise aujourd’hui mais similaire dans son principe, dont le grand intérêt était de proposer une classification systématique des éléments chimiques connus à l’époque en vue de souligner la périodicité de leurs propriétés chimiques, d’identifier les éléments qui restaient à découvrir, et même de pouvoir prédire les propriétés de ces éléments alors inconnus. Le tableau périodique a connu de nombreux réajustements depuis lors jusqu’à prendre la forme que nous lui connaissons aujourd’hui. Il est devenu un référentiel universel auquel peuvent être rapportés tous les types de comportements physique et chimique des éléments. En novembre 2014, sa forme standard comportait 118 éléments. 2 Notion de famille chimique Définition Les éléments ayant des propriétés chimiques voisines forment une famille. Ils sont placés dans la même colonne. Leurs propriétés chimiques sont dues aux nombres d’électrons de leur couche externe. Le nombre de protons contenus Z dans le noyau est caractéristique de l’élément chimique. Dés que Z est connu, l’élément chimique correspondant l’est aussi et réciproquement. Exemples : Z = 1 ⇒ c’est de l’hydrogène ; Z = 6 ⇒ c’est du carbone etc... Propriété Deux atomes sont isotopes s’ils ont le même nombre de protons Z mais des nombre de masse A différents (donc des nombres de neutrons N différents). Deux isotopes appartiennent au même élément, puisqu’ils ont même Z. Ex : carbone 12 : 126 C et carbone 14 : 146 C 22 22 3 Stabilité des éléments Les atomes peuvent se stabiliser en adoptant la configuration électronique la plus stable. Ainsi, les atomes des éléments des colonnes 1,2,3 et 15, 16, 17 du tableau périodique tendent respectivement à perdre ou gagner des électrons pour former un ion monoatomique ayant autant d’électrons que l’atome ayant sa couche de valence complète le plus proche en numéro atomique. Cela explique la formation des ions les plus courants dans la nature. 4 Différentes familles d’éléments. a. Les alcalins. Première colonne de la classification, ils possédent tous un seul électrons sur la couche externe (ns)1. Ils ont tendance à facilement perdre cet électron (en vertu de la régle de l’octet) et devenir des cations avec une charge positive. A l’exception de l’hydrogène, les éléments de la première colonne appartiennent à la famille des alcalins. Dans la nature on les rencontre sous forme d’ions Li+ (lithium), Na+ (sodium) ou K+ (potassium), comme dans l’eau ou les eaux minérales. Ils sont responsables du goût salé. A l’état de corps purs simples ce sont des métaux mous qui réagissent spontanément avec le dioxygène de l’air ou l’eau. Pourquoi forment t-ils des ions X+ ? En perdant un électron ils répondent aux règles de stabilité des éléments chimiques (règle du duet et de l’octet). Leur dernière couche d’électrons comporte soit 2 soit 8 électrons. atome Li Na configuration électronique (1s)2 (2s)1 (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)1 ion Li+ Na+ configuration électronique (1s)2 (1s) (2s)2 (2p)6 2 Les atomes appartenant à la famille des alcalins ne forment pas de molécules. b. Les alcalino-terreux. Deuxième colonne de la classification, ils possédent deux électrons sur la couche externe, électrons qu’ils ont facilement tendance à perdre pour donner des cations avec deux charges positives. 23 23  atome Be Mg configuration électronique (1s)2 (2s)2 (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 ion Be2+ Mg2+ configuration électronique (1s)2 (1s) (2s)2 (2p)6 2 c. Les halogénes. Dans la 17me colonne, ils possèdent sept électrons sur la dernière couche. Ils ont tendance à gagner un électron pour donner un anion avec une charge négative. Les éléments de la 17ème colonne (7 ème colonne de la classification simplifiée) appartiennent à la famille des halogènes. Dans la nature, on les rencontre sous forme d’ions monoatomiques : F− (fluorure) ; Cl− (chlorure) ; Br− (bromure). Ils peuvent également exister sous forme de molécules diatomiques : F2 , Cl2 , Br2. Ces espèces chimiques sont fortement colorées et très nocives. Pourquoi forment t-ils des ions X− ? En gagnant un électron ils répondent aux règles de stabilité des éléments chimiques (règle du duet et de l’octet). Leur dernière couche d’électrons comporte 8 électrons. atome F Cl configuration électronique (1s)2 (2s)2 (2p)5 (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)5 ion F− Cl− configuration électronique (1s) (2s)2 (2p)6 2 (1s) (2s) (2p)6 (3s)2 (3p)6 2 2 d. Les gaz nobles. Appartenant à la derniére colonne, ils possèdent déjà huit électrons sur la couche externe : ils sont donc naturellement stables. Les gaz rares sont peu présents dans l’atmosphère terrestre. Ce sont les éléments chimiques les plus stables. Ils sont inertes chimiquement c’est-à-dire qu’ils ne participent à aucune réaction chimique. Ils ne forment pas d’ions ni de molécules. Pourquoi ? Leur dernière couche est saturée à 2 ou 8 électrons. Ces atomes sont stables chimique- ment Exemple : He Hélium (1s)2 Ne Néon (1s)2 (2s)2 (2p)6 Ar Argon (1s) (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 2 L’hélium est l’élément le plus abondant dans l’Univers après l’hydrogène. 24 24 Chapitre 5 Les molécules I La formation des molécules Pour se stabiliser, les atomes peuvent aussi s’associer en formant des molécules et ainsi s’acquérir la configu- ration électronique du gaz noble de numéro atomique le plus proche. L’ensemble des électrons de valence se répartissent en doublets liants et non liants. Un doublet liant (liaison covalente) résulte de la mise en commun de 2 électrons de valence par 2 atomes ; chaque atome apportant un électron. Définition Une molécule est un assemblage électriquement neutre d’atomes reliés entre eux par des liaisons co- valentes. Qu’est-ce qu’une liaison covalente ? Dans une molécule, les atomes mettent en commun des électrons de leur couche externe afin d’acquérir une structure stable. Une liaison covalente entre deux atomes correspond à une mise en commun de deux électrons de leurs couches externes pour former un doublet d’électrons appelé doublet liant. Les deux électrons mis en commun sont localisés entre les deux atomes. Elle se représente par un tiret entre les symboles des deux atomes. Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d’électrons qui manque sur sa couche externe pour avoir la structure stable en duet ou en octet... Définition Une liaison covalente résulte de la mise en commun d’un doublet d’électrons entre deux atomes. Chacun des atomes apportant un électron. On la représente par entre les symboles des deux atomes. Les liaisons entre deux atomes peuvent être simples , doubles ou triples Propriété Un atome crée autant de liaisons de covalence qu’il lui manque d’électrons pour assurer la stabilité de l’élément. À retenir Atome Structure électronique Électrons manquants Liaisons Exemple H (1s)1 1 1 H H O (1s)2 (2s)2 (2p)4 2 2 O O N (1s)2 (2s)2 (2p)3 3 3 N N H C (1s)2 (2s)2 (2p)2 4 4 H C H H 25 25 Exemples : L’atome d’hydrogène : (1s)1 , il doit acquérir un électron pour obtenir la structure stable en duet donc il pourra former 1 liaison covalente. L’atome d’oxygène : (1s)2 (2s)2 (2p)4 , il doit acquérir 2 électrons pour obtenir la structure stable en octet, donc il pourra former 2 liaisons covalentes. L’atome de carbone : (1s)2 (2s)2 (2p)2 , il doit acquérir 4 électrons pour obtenir la structure stable en octet, donc il pourra former 4 liaisons covalentes. II Représentation des molécules 1 Formule brute Définition C’est la formule la plus basique d’une molécule. Elle indique les différents atomes constituant la molécule ainsi que leur nombre en indice. Exemples : H2 O, C6 H12 O6 2 Représentation de Lewis Doublets liants et non liants : Un doublet liant est constitué de deux électrons mis en commun dans une liaison covalente. Un doublet non liant est formé de deux électrons de la couche externe qui ne sont pas engagés dans une liaison covalente. Ils n’appartiennent qu’à un seul atome. Représentation de Lewis : Elle permet de représenter les doublets liants et non liants d’une molécule. Les doublets liants se représentent par un trait entre les symboles des atomes et les doublets non liants se représentent par un trait à côté du symbole de cet atome. Exemple 1 : La molécule de dioxyde de carbone Ecrire le nom et la formule brute de la molécule. Dioxyde de carbone : CO2 Ecrire la configuration électronique de chaque atome. C ∶ (1s)2 (2s)2 (2p)2 et O ∶ (1s)2 (2s)2 (2p)4 En déduire le nombre ne d’électrons externes des atomes mis en jeu. ne (C) = 2 + 2 = 4 et ne (O) = 2 + 4 = 6 En déduire le nombre nl de liaisons covalentes que doit établir l’atome pour acquérir une structure stable. nl (C) = 8 − 4 = 4 et nl (O) = 8 − 6 = 2 Calculer le nombre total nt d’électrons externes de la molécule. nt = (1 × 4) + (2 × 6) = 16 En déduire le nombre nd de doublets externes. nd = 16/2 = 8 Répartir les doublets de la molécule en doublets liants et non liants en respectant les règles du duet et de l’octet. La formule de Lewis de la molécule de dioxyde de carbone est donc : O C O Exemple 2 : la molécule d’eau La molécule d’eau a pour formule brute H2 O. Chaque atome d’hydrogène a besoin d’échanger 1 liaison cova- lente, l’atome d’oxygène a besoin d’échanger 2 liaisons covalentes. Aussi, dans la formule de Lewis de cette molécule apparaîtront 2 doublets non liants sur l’atome d’oxygène : En effet, l’atome d’oxygène utilise 2 électrons de sa couche externe pour créer 2 liaisons covalentes. Il reste 26 26 donc 4 électrons sur cette couche de valence qui ne participe pas aux liaisons covalentes : ces 4 électrons forment les 2 doublets non liants. On obtient pour formule de Lewis : O H H Exemple 3 : La représentation de Lewis de l’acide sulfurique H2 SO4 est : O H O S O H O 3 Formules développées et semi-développées L’enchaînement des atomes peut être représenté par une formule développée ou semi-développée. Les for- mules développées et semi-développées proviennent de la représentation de Lewis : seuls les doublets liants sont représentés. Dans une formule développée, toutes les liaisons covalentes apparaissent. Définition La formule développée montre toutes les liaisons entre les différents atomes de la molécule. On peut ainsi voir l’enchaînement des atomes. O H H O H H O H Ex : H O C C C C N C C O C H H N H C H H H H H Dans une formule semi-développée, les liaisons concernant les atomes d’hydrogène ne sont pas représentées. Définition Une formule semi-développée est presque la même que la formule développée, mais quelques groupes "évidents" mettant en jeu les atomes d’hydrogène qui ne sont pas détaillés. O H Exemple : HOOC CH2 CH C N CH COO CH3 NH2 CH3 III Notion d’isomérie Définition On appelle isomères des molécules ayant la même formule brute, mais des formules développées dif- férentes. Elles portent des noms différents et ont des propriétés physiques et chimiques différentes. Exemple : C4 H10 2 isomères correspondent à la formule brute C4 H10 a) le butane formule semi-développée : CH3 − CH2 − CH2 − CH3 27 27 b) le méthylpropane OH Ex : C3 H8 O donne les isomères : H3 C CH2 CH2 OH H3 C CH CH3 H3 C CH2 O CH3 a b c Ex : C2 H6 O 2 isomères correspondent à la formule brute C2 H6 O a) l’éthanol, formule semi-développée CH3 − CH2 − OH b) Le diméthyloxyde, formule semi-développée CH3 − O − CH3 IV Groupe caractéristique dans une espèce chimique 1 Définition d’une espèce chimique Définition Une espèce chimique est caractérisée par : - sa formule chimique - son aspect physique (couleur, forme liquide solide ou gazeuse), à la température et la pression am- biante - des grandeurs physiques (solubilité température d’ébullition, de fusion, masse volumique) Exemple : à la température de 20°C et à la pression P = 1 bar (pression atmosphérique) le dioxygène est un gaz incolore. Sa formule chimique est O2 c’est-à-dire qu’il est constitué à partir de molécule contenant 2 atomes d’oxygène. Sa température de fusion est -219 °C sa température d’ébullition est -183°C sa masse volumique est de 1,4 g.L−1 (à la température de 0°C et à la pression de 1 bar). Une espèce chimique est soit naturelle soit artificielle (créée par l’homme). 2 Définition d’un groupe caractéristique Un groupe caractéristique est une partie d’une espèce chimique. Un au moins de ces atomes n’est par un atome de carbone. Un atome de carbone lié à un atome d’oxygène par une double liaison fait parti du groupe caractéristique. Définition On appelle groupe caractéristiques, un groupe d’atomes donnant des propriétés chimiques particu- lières aux molécules qui le possèdent. On parle de famille chimique. 3 Exemple de groupe caractéristique O O O O Formule R OH R C R′ R C H R C OH R C O R′ R NH2 Famille Alcool Cétone Aldéhyde Acide carboxylique Ester Amine 28 28 4 Les polymères Définition Un polymère est une macromolécule dont un groupe fonctionnel est présent un grand nombre de fois. On le représente à l’aide d’un motif. O O O O...O C (CH2 )4 C O (CH2 )6 O C (CH2 )4 C O (CH2 )6 O... V Energie de liaison. E A B Une molécule A B est plus stable que les deux atomes A et B pris séparément. On appelle énergie de liaison, l’énergie qu’il faut fournir à la molécule Eliaison pour rompre la liaison covalente et séparer les deux atomes. A B 29 29 Chapitre 6 La mole I Quantité de matière Comme les molécules sont si petites, elles doivent vite être très nombreuses ! Les chimistes ont donc besoin d’une unité de mesure à la... mesure des molécules. Cette unité s’appelle la mole Ainsi, pour pratiquer la chimie, les chimistes doivent dénombrer le nombre d’atomes, d’ions ou de molé- cules appelés « entités chimiques » (échelle microscopique) présentes dans les échantillons de matière qu’ils manipulent à l’échelle humaine (échelle macroscopique). Définition La mole est la quantité de matière d’un système contenant exactement 6,02.1023 entités chimiques élémentaires (atomes, ions, molécules, etc.) Exemple : Le nombre d’atomes de fer contenu dans un échantillon de masse m = 3,5 g sachant que la masse d’un atome fer est égale à 9,3.10−23 g se calcule ainsi : N = 3,5/9.3.10−23 = 3,8.1022 atomes Ces nombres sont si grands que les chimistes ont eu l’idée, pour faciliter le décompte, de regrouper les entités chimiques en « paquets » comme dans la vie courante (Ex : feuilles de papier regroupées en rames de 500 feuilles, œufs regroupés par 6 ou 12 ). Ce paquet appelé mole comporte toujours le même nombre d’entités. Six cent deux mille milliards de milliards... Définition Ce nombre astronomique, c’est le nombre d’Avogadro NA Il correspond au nombre d’atomes de carbone 12 contenus dans 12 g de carbone 12. NA = 6,02.1023 mol−1 Définition La quantité de matière d’une espéce chimique correspond au nombre de mole de cette espéce chi- mique. (c’est à dire le nombre de paquets) On la note n et son unité est la mole (mol) Dans un échantillon il y a : n moles d’entités. NA entités dans 1 mole. N entités en tout. 30 30 Rapport entre N et n : Nombre d’entités (sans) n = NNA Quantité de matière (mol) Nombre d’Avogadro (mol−1 ) où NA = 6,02.1023 mol−1 s’appelle la constante d’Avogadro. II Masse molaire Une mole contient toujours le même nombre d’entités mais sa masse change selon la nature des entités qui la constituent. 1 Masse molaire atomique La masse molaire atomique d’un élément chimique est la masse d’une mole d’atomes de cet élément à l’état naturel, c’est à dire compte tenu de tous ses isotopes et de leurs abondances relatives. On la notera M ; elle s’exprime en g.mol−1. Définition On appelle masse molaire atomique, la masse d’une mole d’atomes. On la note M. Elle s’exprime en g.mol−1 Exemples : M(H) = 1 g.mol−1 ; M(C) = 12 g.mol−1 ; M(O) = 16 g.mol−1 2 Masse molaire moléculaire La masse molaire moléculaire représente la masse d’une mole de molécules. Elle est égale à la somme des masses molaires atomiques des éléments constituant la molécule. Elle est notée M. Elle est égale au rapport de la masse m de molécule sur la quantité de matière de molécules : Définition On appelle masse molaire moléculaire, la masse d’une mole de molécules. On la note M. Elle s’exprime en g.mol−1 Exemples : - la masse molaire moléculaire de l’eau H2 O est égale à 2 fois la masse molaire atomique de l’hydrogène M(H), plus une fois la masse molaire atomique de l’oxygène M(O) : M(H2 O) = 2.M(H) + 1.M(O) = 18 g.mol−1 Quelle est la masse molaire moléculaire de l’espèce chimique de formule brute C8 H8 O6 ? M(C8 H8 O6 ) = 8.M(C) + 8.M(H) + 6.M(O) = 200 g.mol−1 III Calcul de quantité de matière 1 Solide Cette relation permet de prélever un nombre voulu de moles d’une substance sous forme solide, souvent en poudre. 31 31  Masse (g) m n= M Quantité de matière (mol) Masse molaire (g.mol−1 ) - n : la quantité de matière exprimée en moles (mol) ; - m : la masse de l’échantillon exprimée en grammes (g) ; - M : la masse molaire de l’espèce qui correspond à la masse d’une mole de cette espèce, et s’exprime en gramme par mol (g.mol−1 ). 2 Liquide Cette formule est utile pour prélever une quantité choisie de matière d’un liquide, connaissant par exemple sa densité que l’on peut relier à la masse volumique. ρ (g.L−1 ) et V (L) ρ.V n= M Quantité de matière (mol) Volume mo- laire (g.mol−1 ) Avec : - n : la quantité de matière exprimée en moles (mol) ; - ρ : la masse volumique exprimée en grammes par litre (g.L−1 ) ; - V : le volume exprimé en Litre (L) ; - M : la masse molaire de l’espèce qui correspond à la masse d’une mole de cette espèce, et s’exprime en grammes par mole (g.mol−1 ). 3 Gaz Cette relation s’applique aux gaz. Volume du gaz (L) Quantité de n = VVm ma- tière (mol) Volume molaire (L.mol−1 ) Avec : - n : la quantité de matière exprimée en moles (mol) ; - V : le volume de l’échantillon de gaz exprimé en litre (L) ; - Vm : le volume molaire qui correspond au volume d’une mole de gaz dans les mêmes conditions de tempéra- ture et de pression que celles de l’échantillon, exprimé en litre par mole (L.mol−1 ). Le volume molaire est employé pour les gaz et dépend donc des conditions de température et de pression. À la pression de 100 kPa (1 bar), il est égal à 22,710 980 dm3 /mol à 0°C et 24,789 598 dm3 /mol à 25°C. 32 32 4 Solution a Concentration molaire Définition On appelle concentration molaire C d’un soluté, la quantité de matiére n de ce soluté par unité de volume V de solution. Quantité de matière (mol) C = Vn Concentration molaire (mol.L−1 ) Volume de solution (L) - C : la concentration molaire exprimée en mole par litre (mol.L−1 ) ; - n : la quantité de matière exprimée en moles (mol) ; - V : le volume exprimé en litres (L). b Concentration massique Définition On appelle concentration massique Cm d’un soluté, la masse m de ce soluté par unité de volume V de solution. Masse de soluté (g) Cm = Vm Concentration massique (g.L−1 ) Volume de solution (L) 33 33 Chapitre 7 Transformation chimique I Le système chimique 1 Définitions Définition Un système chimique est un ensemble d’espèces chimiques susceptibles de réagir entre elles. Son état sera décrit en précisant : - La nature et la quantité de matière des espèces chimiques présentes ; - L’état physique : solide (s), liquide (l), gazeux (g), en solution aqueuse (aq) - La température T et la pression P du système Un système chimique peut évoluer et subir une transformation chimique qui modifie son état. Définition On appelle état initial du système chimique, l’état de ce système avant la transformation. On appelle état final du système chimique, l’état de ce système après la transformation. Les espèces introduites à l’état initial sont appelées "réactifs", les espèces obtenues après la transforma- tion, à l’état final sont appelés « produits » La transformation chimique est le passage de son état initial à son état final. 2 Représentation d’une transformation chimique On représente la transformation chimique par 2 cadres dans lesquels on inscrit : - à gauche le système chimique avant réaction - à droite le système chimique après réaction Entre les 2 cadres tracer une flèche du cadre gauche vers le cadre droit. Exemple : transformation chimique au cours de la combustion d’une pâte. 3 Réaction chimique entre le nitrate d’argent et le cuivre On fait réagir à température T = 20 °C et à la pression P = 1 Bar une solution aqueuse de nitrate d’argent (qui contient des ions argent Ag+ et des ions nitrate NO−3 ). Quantités de matière initiales : - n(Ag+ ) = n(NO−3 ) = 0,1 mol - n(Cu) = 1 mol. En fin de réaction, la température et la pression n’ont pas changé, on observe : - un dépôt d’argent métallique de quantité de matière n(Ag) = 0,1 mol sur le métal cuivre. La quantité de matière de cuivre restant est n(Cu) final = 0,95 mol. 34 34 - la solution de nitrate d’argent est devenue bleue d’ou la présence d’ion cuivre Cu2+ avec n(Cu2+ )f inal = 0,05 mol, n(Ag+ )f inal = 0 mol, n(NO−3 ) final = 0,1 mol Etat final P = 1 bar!;! T = 20°C ! Etat initial produits formés P = 1 bar!;! T = 20°C Ag (s) : nAg(s) = 0,1 mol n (Cu (s)) = 1,0 mol n(Cu2+)aq = 0,05 mol n [Ag+(aq)] = n [NO3-(aq)]= ! 0,1 mol ion spectateur Molécules d’eau H2O(l) n(NO3-aq) = 0,1 mol ! ! réactif restant n(Cu(s)) = 0,95 mol molécules d’eau H2O(l) II La réaction chimique 1 Définitions Définition La transformation chimique est due à la réaction chimique entre les réactifs. Dans l’exemple précédent, la transformation chimique est due à la réaction chimique entre le métal cuivre Cu(s) et l’ion argent Ag+ (aq). Définition L’écriture symbolique de la réaction chimique est l’équation chimique. Les réactifs et les produits y sont représentés par leur formule : les réactifs à gauche de la flèche, les produits à droite. 2 Lois de conservation au cours des réactions chimiques Lors de l’effort prolongé du sportif, le glucose réagit avec le dioxygène de l’air et produit du dioxyde de carbone et de l’eau. L’équation chimique est : C6 H12 O6 (aq) + 6O2 (g) = 6CO2 (g) + 6H2 O(l) 35 35 Qu’est-ce qui se conserve au cours de cette réaction chimique (4 choses) ? Propriété Au cours d’une transformation chimique, il y a conservation : - des éléments chimiques : les éléments présents dans les réactifs et les produits sont identiques - de la charge électrique : la somme des charges des réactifs est égale à la somme des charges des produits - le nombre d’entités chimiques (atomes ou ion) de chaque élément présents dans les réactifs est iden- tique au nombre d’entités chimiques de chaque élément dans les produits. - la masse des réactifs est égale à la masse des produits Pour obéir à ces lois de conservation, il faudra ajuster l’équation avec des nombres placés devant les symboles, appelés nombres stoechiométriques : Exercice : (aq) + 3HO(aq) = Fe(OH)3 (s) Fe3+ − - conservation des éléments chimiques : les réactifs et les produits contiennent les éléments chimiques argent et cuivre - à l’échelle microscopique (échelle des atomes) les réactifs et les produits contiennent 2 entités (atome ou ion) de l’élément argent et deux entités (atome ou ion) de l’élément cuivre. - il y a conservation de la charge électrique car : Deux charges positives dans les réactifs et deux charges positives dans les produits. 3 Signification des nombres stœchiométriques A l’échelle macroscopique, les nombres stoechiométriques renseignent sur les proportions, en quantité de matière, dans lesquelles les réactifs réagissent et les produits se forment. Exemple : Cu(s) + 2Ag+(aq) = 2Ag(s) + Cu2+ (aq) Cette équation indique que si 1 mole de cuivre est consommée alors 2 moles d’ions Ag+ seront aussi consom- mées et il se formera 2 moles d’argent et 1 mole d’ions cuivre Cu2+. A l’échelle microscopique les nombres stoechiométriques renseignent sur les proportions, en nombre d’atomes ions ou molécules dans lesquelles les réactifs réagissent et les produits se forment. Exemple : Cu(s) + 2Ag+(aq) = 2Ag(s) + Cu2+ (aq) Cette équation indique que si 1 atome de cuivre est consommé alors 2 ions Ag+ seront aussi consommés et il se formera 2 atomes d’argent et 1 ion cuivre Cu2+. III Effet thermique des transformations chimiques 1 La bougie brûle ! Le combustible de la bougie est la paraffine de formule brute C18 H36 O2 , elle brûle dans l’air à l’aide du combu- rant dioxygène de formule brute O2. Les produits formés sont le dioxyde carbone et l’eau. L’équation chimique est la suivante : C18 H36 O2 (s) + 26O2 (g) = 18CO2 (g) + 26H2 O(l) Cette réaction est exothermique : elle dégage de la chaleur. 2 Les deux effets thermiques possibles Définition Une transformation qui libère de l’énergie sous forme de chaleur est appelée réaction exothermique. 36 36 Exemple : au cours de l’effort le glucose subit une transformation chimique produisant de l’acide lactique et de chaleur. C6 H12 O6 (aq) = 2C3 H6 O3 (aq) Définition Une transformation qui prend de la chaleur au milieu extérieur est appelée réaction endothermique. Exemple : la dissolution du chlorure d’ammonium est endothermique. Son équation chimique est : NH4 Cl(s) = NH+4 (aq) + Cl−(aq) 37 37 Chapitre 8 Synthèse chimique I Pourquoi synthétiser des espèces chimiques ? 1 Définition de la synthèse Définition On appelle synthèse, la fabrication d’une molécule par le chimiste dans le but d’imiter une molécule naturelle ou d’en inventer de nouvelles. Propriété Cela permet très souvent d’obtenir une espéce chimique plus facilement à meilleur prix. D’autre part, la demande est parfois telle que les plantes ne permettraient pas d’y répondre. II Comment réaliser une synthèse ? Sortie eau froide Lors d’une synthése, bien souvent, il faut ac- célérer la réaction : pour cela, il faut chauffer le milieu réactionnel. Réfrigérant á eau Mais, en chauffant, les réactifs peuvent entrer en ébullition et s’évaporer. Pour empêcher la perte des réactifs, on utilise Entrée eau froide le montage à reflux ci-contre. Les vapeurs des réactifs s’échappent (flux), se liquéfient au niveau du réfrigérant à eau, et retombent (reflux) dans le ballon. Réactifs Ballon Chauffe-ballon Les trois étapes de la synthèse sont : - la transformation des réactifs en produits - le traitement du milieu réactionnel - l’identification des produits obtenus 1 Etape 1 : la transformation des réactifs en produits Dans cette étape on mélange les réactifs qui sont les espèces chimiques à faire réagir pour obtenir le produit désiré. Il faut choisir les quantités de matière de réactifs à introduire dans le réacteur ainsi que les conditions expérimentales (température, pression, catalyseur, solvant). 38 38 Exemple 1 : le chauffage à reflux On verse le mélange réactionnel dans un ballon à fond rond, on porte le mélange à ébullition, les vapeurs montent dans le réfrigérant (tube en verre dans lequel circule de l’eau froide). Les réactifs et produits qui se sont volatilisés repassent sous forme liquide et refluent dans le ballon (d’où le nom de montage à reflux). Exemple 2 : l’hydrodistillation Les réactifs se trouve en solution aqueuse. Lors du chauffage les molécules d’eau se vaporisent entrainant le ou les produits de la réaction vers la tête de la colonne de distillation. Les vapeurs se condensent dans le réfrigérant à eau. On récupère dans l’erlenmeyer 2 phases : - une phase organique qui contient les produits à récupérer - une phase aqueuse qu’on doit éliminer. On utilise ce type de montage pour produire des huiles essentielles comme l’huile essentielle de rose ou de lavande. 39 39 2 Etape 2 : le traitement du mélange réactionnel Une fois la réaction terminée il faut séparer et purifier le produit qui nous intéresse du reste du mélange réactionnel. -Lorsque l’espèce qui nous intéresse est solide, il faut filtrer le mélange obtenu avec un filtre Büchner. Lorsque le mélange est liquide on utilise un solvant particulier dans lequel se solubilise les espèces non dési- rées, la séparation du m