SCIENCES PHYSIQUES 4012

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1 SCIENCES PHYSIQUES 4012 PHÉNOMÈNES IONIQUES RÉSUMÉ DU CHAPITRE 5 DOCUMENT RÉDIGÉ PAR M. DANIEL TURCOTTE COMMISSION SCOLAIRE DE LAVAL 23 SEPTEMBRE 2005

2 SCP 4012 Résumé du chapitre 5 Une question de concentration COMPOSÉS, CORPS PURS, MÉLANGES Dans la matière, il y a des substances pures et des mélanges. Une substance pure, c est une substance qui ne contient qu une seule sorte d atomes (ou de molécules ). Exemple : une substance qui ne contient que du sodium ou que de l eau. On a 2 sortes de substances pures : les corps simples et les corps composés. Les corps simples ne contiennent qu une seule sorte d atomes (sodium, hydrogène, chlore, etc ). Il peut y avoir plus d un atome, mais les atomes doivent être tous de la même sorte. Tous les éléments du tableau périodique sont des corps simples. Les corps composés contiennent plus d une sorte d atomes. Par exemple, de l eau (H 2 O), du sel de table (NaCl), etc Il n y a que de l eau, que du sel de table, etc Mais ce sont des corps composés car ils sont faits de plus d une sorte d atomes. Par contre, ce ne sont pas des mélanges car ils ne sont pas mélangés avec autre chose. Les mélanges, comme le nom le dit, sont constitués par un mélange de substances pures. La catégorie dépend de leur aspect extérieur. 2

3 En résumé : Corps simples : une seule sorte d atomes ( Les éléments du tableau périodique) Substances pures Ne contiennent que du sodium, que de l eau, etc Corps composés : plus d une sorte d atomes Matière Mélange homogène : mélange dont on ne peut distinguer les constituants Mélanges : on mélange 2 substances pures ensemble (ex. eau salée ) Mélange hétérogène : on peut distinguer les constituants Les 3 types de mélanges homogènes : 1) Les mélanges liquides ou solutions Exemples : l eau salée, le vinaigre car ce n est pas du CH 3 COOH pur, l essenced automobile (c est une solution constituée principalement de méthane. 2) Les mélanges solides ou alliages. À partir de la figure 5.2 à la page 5.6, nommez 8 alliages connus (il n est pas nécessaire de savoir leur constitution ) ) Les mélanges gazeux comme l air par exemple. 3

4 Les 2 types de mélanges hétérogènes : 1) Les mélanges en suspension : il y a de petites particules en suspension dans la solution. Elles sont parfois tellement petites qu elles sont difficiles à distinguer à l œil nu. Ex. vinaigrette aux fines herbes. 2) Les mélanges mécaniques : mélange hétérogène dont on perçoit les différentes parties à l œil nu. Ex. biscuits aux pépites de chocolat, mélange de terre et de sable. Petites questions : 1- Un bracelet en or 10K se classe dans quelle catégorie? Pourquoi? 2- Qu est-ce qui est écrit sur ta bouteille d alcool à friction? 3- Et sur ta bouteille de vinaigre? 4- Peux-tu en déduire que le vinaigre et l alcool à friction sont des solutions? Relire les pages 5.3 à 5.7. Voir le tableau de la page 5.5 comme résumé. Faire les exercices 5.1 à

5 DISSOLUTION ET CONCENTRATION Voir pages 5.8 et 5.9 Un soluté (sel par exemple) est dissout dans un solvant (l eau dans le cas de l eau salée). (Le soluté est dissout par le solvant). Plus la solution contient de soluté, plus elle est concentrée. Plus l eau salée contient de sel, plus elle est salée (plus elle est concentrée en sel). ON A 2 FAÇONS DE MESURER LA CONCENTRATION : 1) en grammes par litre ; 2) en moles par litre. 1) Mesure de la concentration en grammes par litre Pages 5.10 à Formule : c = m où c est la concentration en g/l c = _m V m est la masse en grammes (g) V est le volume en litres (l) Le truc du triangle ( pour isoler les 2 autres variables ) c = m m (je place le m en haut car il est en haut dans V la formule ) J obtiens en isolant chacune des pointes du triangle : c V m = cv et V = m c 5

6 Équivalence à apprendre : 1l = 1000 ml 1 kg = 1000 g Exemple : on a 10 grammes de sel qui est dissous dans 2 litres d eau. Quelle est la concentration de cette solution? On commence par identifier nos données : m = 10 g V = 2 l c =? c = m = 10 g = 5 g/l V 2 l. Autre exemple : On a 2 litres de solution à 5 g/l. Quelle est la masse de soluté? Commencez par identifier vos variables et utilisez la formule. Dernier exemple : On a 10 grammes de solution à 5 g/l. Quel volume de solution obtient-on? Faire les exercices 5.4 à

7 Dans les exercices, quand on vous demande de classer les solutions par ordre croissant de concentration, il faut les classer de la moins concentrée à la plus concentrée. Dans l examen, vous devez toujours utiliser les formules. Elles sont obligatoires. C est comme en maths : il faut faire la solution au complet, incluant les formules. UNE FAÇON DE COMPTER LE NOMBRE D ATOMES : LA MOLE. Voir les pages 5.15 à 5.18 Nombre d atomes Catégorie 2 Paire 10 Dizaine 12 Douzaine 100 Centaine 1000 Millier Million 6.02 x10 23 Mole Ce nombre ( 6,02 x ) se nomme nombre d Avogadro. Il se réfère au nombre d atomes, pas à leur poids. On dira que dans une mole d atomes, il y a 6,02 x atomes, ou que dans une mole de molécules, il y a 6,02 x molécules. Question : Quelle est la différence entre un atome et une molécule? 7

8 MASSE ATOMIQUE ET MASSE MOLAIRE D UN ÉLÉMENT Voir pages 5.17 et 5.18 La masse d un atome se mesure en unités de masse atomique. La masse molaire se mesure en grammes. Élément Masse atomique Masse molaire H 1 u 1g O 16 u 16 g C 12 u 12 g Cl 35,5 u 35,5 g Habituellement, on arrondit la masse à l unité près (sauf le chlore qui est 35,5 et le cuivre, qui est de 63,5. ). Quand on a plus qu une mole, on utilise la règle de trois (produit croisé). Exemple : Combien y a-t-il de moles dans 120 g de carbone? 1 mole 12 g x = 1 x 120 = 10 moles x 120 g 12 Combien y a-t-il d atomes dans 120 g de carbone? 1 mole 6,02 x atomes 10 moles x x = 10 x 6,02 x = 6,02 x atomes. 1 8

9 MASSE MOLAIRE D UN COMPOSÉ Voir pages 5.18 à 5.24 Quelques exemples : NaCl : ,5 = 58,5g H 2 O : 2x = 18g H 3 PO 4 : 3x x16 = 98g On a le droit d arrondir à l unité même si le livre le fait rarement. (sauf pour le chlore et le cuivre comme je l ai déjà dit ). Question : quelle est la masse d une molécule de NaCl? Réponse : 58,5 u. La masse d une molécule est en unités de masse atomique (u). Faites les exercices 5.10 à ) Mesure de la concentration en moles par litre (molarité) Pages 5.25 à Formule : c = m où c est la concentration en moles /l c = _ n V n est le nombre de moles V est le volume en litres (l) 9

10 Le truc du triangle s applique ici aussi pour isoler les 2 autres variables c = n n (je place le n en haut car il est en haut dans V la formule ) Trouvez les 2 autres formules : c = et V = c V Exemple : On a 10 moles de sel qui est dissout dans 2 litres d eau. Quelle est la concentration de cette solution? Identifions nos variables : n = 10 moles V = 2 l c =? c = n = 10 moles = 5 moles/l ou 5M V 2 l Notez que la lettre M majuscule ( M ) représente la molarité ( nombre de moles par litre ). On ne doit jamais l utiliser pour représenter un nombre de moles. 1 M = 1 mole / litre 10

11 2 e exemple : On a 2 moles de sel qui est dissout dans 800 ml d eau. Quelle est la concentration de cette solution? Transformons d abord les ml en litres. 1 l ml Calculs : x = x 800 ml n = 2 moles V = 0,8 l c =? c = n = 2 moles = 2,5 moles/l ou 2,5 M V 0,8 l 3 e exemple : On a 2 litres d eau salée à 5 moles/l ( 5M ). a) Combien de moles de soluté cette solution contient-elle? Utilisez la formule. b) À quelle masse de sel cela correspond-t-il? a) n = cv = 5 moles x 2 l = 10 moles 1 l b) 1 mole de NaCl : 23g + 35,5g = 58,5 g 1 mole 58,5 g x = 58,5 x 10 = 585g 10 moles x 1 Lisez les exemples de la page 5.26 et faites les exercices 5.18 à Remarque importante: Ce n est pas parce qu on demande la masse qu il faut nécessairement utiliser la formule c = m / v. Si la concentration est en moles par litres, on utilise la formule c = n / v et on calcule ensuite la masse en grammes en utilisant la masse molaire. Voir par exemple la page 5.28, exercice 5.21 (c ). Indiquez toujours vos unités, ainsi vous ne vous mêlerez pas. 11

12 LA DILUTION Voir les pages 5.30 à Lisez attentivement les pages 5.30 et On a au départ une solution # 1 qu on appelle solution-mère ou solution commerciale. Elle est la plus concentrée des deux. On lui ajoute de l eau pour obtenir une solution diluée # 2. On en déduit que la formule de la dilution est : c 1 V 1 = c 2 V 2 Pour nous aider à les différencier dans un problème, on dira que : c 1 est + grand que c 2 ( la 1 ère solution est la plus concentrée ) V 2 est + grand que V 1 ( vu qu on a ajouté de l eau pour obtenir la solution 2 ) Lire l exemple de la page 5.31, et faire les exercices 5.24 à Les exercices 5.24 et 5.25 sont plus difficiles car ce sont des problèmes écrits. Quand utilise-t-on les formules : c = m / V? Révision c = n / V? et c 1 V 1 = c 2 V 2? 12

13 LE ph : UNE MESURE DE L ACIDITÉ Voir les pages 5.36 à Étudiez l échelle de ph à la page On remarque que : 1) lorsque la solution est neutre, le ph est de 7 ; 2) lorsque le ph est + petit que 7, la solution est acide. Plus le ph est petit, plus la solution est acide. 3) Lorsque le ph est + grand que 7, la solution est basique. Plus le ph est grand, plus la solution est basique. Faites les exercices 5.27 à Les figures 5.5 et 5.6 sont à comprendre seulement. Vous n avez pas à les apprendre par cœur. CORRESPONDANCE ENTRE LE ph ET LA CONCENTRATION EN IONS H + Lisez le bas de la page d après, le texte, on en conclut que le ph de la solution correspond à Lisez les exemples de la page Copiez en un ici de votre choix. Exemple : Faites ensuite les exercices 5.30 à

14 CORRESPONDANCE DE LA NOTATION DÉCIMALE ET DE LA NOTATION SCIENTIFIQUE POUR LA CONCENTRATION EN IONS H + Remplissez le tableau suivant en vous aidant de celui de la page Attention : cette section est tellement facile que les étudiants sont portés à l oublier Concentration en ions H + Notation exponentielle ph 14

15 LES INDICATEURS ACIDO-BASIQUES Voir page 5.43 à Étudiez d abord le tableau de la page On met une goutte d indicateur dans une solution dont on ne connaît pas le ph. Voici comment il faut interpréter le tableau de la page Attention : ceci n est pas expliqué dans le livre. Prenons d abord le violet de méthyle. Si on met une goutte de violet de méthyle dans la solution et qu elle se colore en jaune, c est que le ph est plus petit que 0,2 ; si elle se colore en violet, c est que le ph est plus grand que 2,0 ; enfin, si elle prend une couleur intermédiaire ( rouge vin par exemple ), c est que le ph est compris entre les 2 valeurs. On en vient donc à la généralisation suivante pour tous les indicateurs : - si la solution se colore à la 1ère couleur, le ph est + petit que le 1 er chiffre ; - si la solution se colore à la 2 e couleur, le ph est + grand que le 2 e chiffre ; - si la solution se colore à une couleur intermédiaire, le ph est compris entre les 2 valeurs. Expérience 5.1, pages 5.44 à Elle est obligatoire et matière à examen.! C est pourquoi nous la ferons en classe. Répondez ensuite aux questions. Lisez le tableau de la page Faites les exercices 5.34 à Vous avez aussi 3 exercices supplémentaires. 15

16 Un exemple de l utilité des indicateurs : la solution de l exercice Indicateur D : jaune : le ph est + petit que 10,1. Indicateur A : jaune : le ph est + grand que 6,2. Indicateur C : jaune : le ph est + petit que 6,7. Indicateur B : jaune : le ph est + grand que 7,0. Petit truc : pour savoir dans quel intervalle se situe le ph, utilisez la droite numérique en maths. C est beaucoup plus facile à visualiser. À l examen, par contre, vous devez en donner l interprétation. 6,2 7,0 7,6 10,1 Donc le ph se situe entre 7,0 et 7,6 puisque les 2 flèches vont l une vers l autre. Je le répète : à l examen, vous devez écrire une phrase en français. La droite numérique ne suffit pas. Plus qu un chapitre avant l examen! À l attaque 16