Cours de seconde. Pierre-Henry SUET

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1 Cours de seconde Pierre-Henry SUET 4 septembre 2016

2 I La santé 7 1 Le modèle de l atome I Structure de l atome Histoire du modèle atomique Le noyau Les électrons Symbole d un atome II Masse et dimension de l atome Masse de l atome Dimensions de l atome III Les ions Sommaire 1 Les ions monoatomiques Les ions polyatomiques Les composés ioniques IV Structure électronique d un atome Les couches électroniques Règles de remplissage Représentation de la structure électronique La classification périodique I Classification complète et simplifiée La classification périodique moderne Classification simplifiée des 18 premiers éléments II Les familles chimiques Notion de famille chimique La famille des alcalins La famille des halogènes La famille des gaz nobles ou rares III Utilisation de la classification périodique Formule des ions monoatomiques Pourquoi les atomes forment-ils des molécules? Les molécules I La formation des molécules II Représentation des molécules Formule brute Représentation de Lewis Formules développées et semi-développées III Notion d isomérie IV Groupe caractéristique dans une espèce chimique Définition d une espèce chimique Définition d un groupe caractéristique Exemple de groupe caractéristique La mole I Quantité de matière II Masse molaire Masse molaire atomique Masse molaire moléculaire III Calcul de quantité de matière Solide Liquide Gaz Solution

3 5 Les médicaments I Les médicaments Définition Principe actif et excipient Princeps et générique Formulation des médicaments II Concentration molaire et massique Qu est-ce qu une solution? Concentration molaire Concentration massique ou titre massique III Préparation de solutions Verrerie utilisée au laboratoire Préparation par dissolution d un solide Dilution d un solution Extraction, identification et séparation I Espèces chimiques, corps purs et mélanges Définition d une espèce chimique Corps purs simples, corps purs composés, mélange Eléments de sécurité II Caractéristiques physiques d une espèce chimique Solubilité Masse volumique ρ Densité d Températures d ébullition T eb et de fusion T f III Extraction et séparation Aspect historique Techniques d extraction Extraction d une espèce chimique présente dans un liquide IV Chromatographie Principe Rapport frontal des tâches Exemple Les signaux périodiques I Qu est-ce qu un phénomène périodique? Notion de temps Définition d un phénomène périodique Période T d un phénomène périodique Fréquence f d un phénomène périodique II La tension électrique périodique Définition de la tension Période et fréquence f d une tension périodique u(t) Tensions U max et U min d une tension périodique Exemple Ondes et Imagerie médicale I Ondes sonores et électromagnétiques Définition d une onde Ondes sonores périodiques Ondes électromagnétiques II Ondes et imageries médicales Utilisation des ondes en échographie Réfraction des ondes lumineuses Réflexion des ondes lumineuses

4 II L univers 47 9 Description de l univers I L univers Description La structure lacunaire de l univers II Des outils de description de l univers Quelques préfixes à connaître Les puissances de 10 - L écriture scientifique Ordre de grandeur Unité légale de longueur L unité astronomique (U.A) III Lumière dans l espace Propagation de la lumière Le modèle du rayon lumineux Vitesse de la lumière dans le vide L année lumière (a.l.) Voir loin, c est voir dans le passé Spectres I Nature de la lumière blanche Décomposition de la lumière blanche par un prisme Le laser Longueur d onde II Les spectres d émission Spectres d émission continus Spectre et température Spectre de raies d émission III Les spectres de raies d absorption Montage Spectre d absorption Interprétation IV Application à l astrophysique Analyse de la lumière des étoiles Conclusion Gravitation I L interaction gravitationnelle II La loi de la gravitation universelle III Le poids d un corps III Le sport Description des mouvements I Relativité du mouvement Référentiel et observateur Point mobile : trajectoire et vitesse Différents types de mouvement a Trajectoire b Vitesse Force et Mouvement I Les actions mécaniques Actions de contact Actions à distance

5 II Modélisation d une action par une force Modélisation d une action par une force Exemple de vecteur force, le vecteur poids III Effets d une force sur le mouvement Modification de la valeur de la vitesse Modification de la trajectoire Influence de la masse du corps IV Le principe d inertie Expérience sur la table à coussin d air Enoncé du principe d inertie V Application du principe d inertie Forces exercées sur un projectile dans l air Le curling Mouvement de la Lune autour de la Terre Transformation chimique I Le système chimique Définition Etat initial, état final Représentation d une transformation chimique Réaction chimique entre le nitrate d argent et le cuivre II La réaction chimique Définition de la réaction chimique Définition de l équation chimique Lois de conservation au cours des réactions chimiques Signification des nombres stœchiométriques III Effet thermique des transformations chimiques La bougie brûle! Les 2 effets thermiques possibles Synthèse chimique I Pourquoi synthétiser des espèces chimiques? Définition de la synthèse Les différents types d industries chimiques II Comment réaliser une synthèse? Etape 1 : la transformation des réactifs en produits Etape 2 : le traitement du mélange réactionnel Etape 3 : étape d identification III Rappel : masse volumique et densité Masse volumique Densité IV Synthèse chimique et sport Message de l union des industries chimiques Travail de recherche La pression I Description d un gaz A l échelle microscopique Description d un gaz à l échelle macroscopique II Notion de pression Mise en évidence des forces pressantes Définition La pression atmosphérique Mesure de la pression d un gaz III Température et agitation thermique De quoi dépend la température d un corps? Appareils de mesure de température

6 3 Echelles de température IV Relation entre pression et volume Cas des gaz : Loi de Boyle-Mariotte Cas des liquides : Relation entre pression P et profondeur h V Application au sport La plongée En altitude

7 Première partie La santé 7

8 Chapitre 1 Le modèle de l atome Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Un modèle de l atome Noyau (protons et neutrons), électrons Nombre de charges et numéro atomique Z Nombre de nucléons A Charge électrique élémentaire, charges des constituants de l atome Electroneutralité de l atome Masse des constituants de l atome Masse approchée d un atome et de son noyau Dimension : ordre de grandeur du rapport des dimensions respectives de l atome et de son noyau Eléments chimiques Isotopes Ions monoatomiques Caractérisation de l élément par son numéro ato- mique et son symbole 88

9 Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Connaître la constitution d un atome et de son noyau Connaître et utiliser le symbole A Z X Savoir que l atome est électriquement neutre Connaître le symbole de quelques éléments Savoir que la masse de l atome est pratiquement égale à celle de son noyau Savoir que le numéro atomique caractérise l élé- ment Mettre en œouvre un protocole pour identifier des ions Pratiquer une démarche expérimentale pour vérifier la conservation des éléments au cours d une réaction chimique 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

10 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. 2 Le noyau Le noyau de l atome est constitué de particules élémentaires : les protons et les neutrons désignés sous le nom de nucléons. Les protons sont chargés positivement. Leur charge électrique vaut : q p = e = +1, 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 m p = 1, kg Les neutrons, particules neutres électriquement (charge nulle, q n = 0 C), ont une masse voisine de celle du proton donc m n = m p = 1, 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 égale à la somme du nombre de proton et de neutron : A = Z + N 3 Les électrons Un électron est beaucoup plus léger qu un nucléon. Sa masse est m e = 9, kg Le rapport entre la masse d un nucléon (proton ou neutron) et d un électron est : m nucleon /m electron = (1, /9, ) = 1,

11 Sa charge électrique est l opposée de la charge élémentaire e : q e = e = 1, C Un atome étant électriquement neutre, il possède autant de protons (+) que d électrons (-). 4 Symbole d un atome Un atome est symbolisé par une ou deux lettres. La première s écrit toujours en majuscule et la deuxième 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. Symbole de l atome : 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 11Na possède : A = 23 nucléons Z = 11 protons donc 11 électrons puisque l atome est électriquement neutre N = A-Z =23-11 = 12 neutrons. A Z X 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 : m atome = m noyau + m electrons = (Z.m p + N.m n ) + Z.m e Si on néglige la masse des électrons devant celle des protons (m p /m e = 1835) alors la masse approchée de l atome est égale à la masse de son noyau : m atome = Z.m p + N.m n = A.m nucleons Exemple : l atome de sodium m atome = m noyau + m electrons = (Z.m p + N.m n ) + Z.m e m atome = (11 1, , ) , m atome = 3, kg Masse approchée : m atome = A.m nucleons = 23 1, = 3, kg 2 Dimensions de l atome Le noyau d un atome a un rayon de l ordre de m. L atome peut être considéré comme une sphère de rayon m. Le rayon du noyau de l atome est environ fois plus petit que celui de l atome : R(atome)/R(noyau) = /10 15 = 10 5 Tout comme le système solaire, l atome a une structure lacunaire. III Les ions 1 Les ions monoatomiques Un ion monoatomique est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Un atome qui perd des électrons devient chargé positivement : c est un cation. Exemple : L atome de lithium a pour symbole : 7 3 Li 11

12 Le cation lithium à pour symbole : 7 3 Li+ Il a perdu un électron par rapport à l atome de lithium. Sa charge électrique vaut : q (cation) = 3.q (proton) + 2.q (electron) = 3.e + 2.( e) = +e > 0 C Quelques cations monoatomiques nom de l anion cation formule charge électrique sodium Na + +e = 1, C magnésium Mg 2+ +2e = 3, C aluminium Al 3+ +3e = 4, C Un atome qui gagne des électrons devient chargé négativement : c est un anion. Exemple : l atome de soufre a pour symbole S l anion sulfure S 2 a pour symbole l anion sulfure a gagné deux électrons par rapport à l atome de soufre. Sa charge électrique vaut : q (atome) = 16.q (proton) + 18.q (electron) = 16.e + 18.( e) = 2e < 0 C Quelques anions monoatomiques : nom de l anion cation formule charge électrique chlorure Cl e = 1, C fluorure F e = 1, C oxygène O 2 2e = 3, C 2 Les ions polyatomiques Un ion polyatomique est constitué de plusieurs atomes le tout ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Exemple : - l anion polyatomique sulfate SO 2 4 est constitué d un atome de soufre, de 4 atomes d oxygène le tout ayant gagné 2 électrons. Sa charge électrique est q = 2e = 3, C - le cation ammonium NH + 4 est constitué d un atome d azote de 4 atomes d hydrogène le tout ayant perdu 1 électron. Sa charge électrique est q = +e = 1, C 3 Les composés ioniques Les composés ioniques sont des corps solides constitués d ions positifs et négatifs. Ils sont électriquement neutres, ils sont composés d autant de charges positives que de charges négatives. La formule d un composé ionique ne fait pas apparaître les charges des ions qui constituent le solide ionique. Exemples : - le chlorure de sodium solide de formule NaCl(s) est constitué de cation sodium Na + et d anion chlorure Cl. En dissolvant du chlorure de sodium dans l eau on obtient une solution notée (Na + (aq),cl (aq)). (aq) signifie que l ion est en solution aqueuse. - le fluorure d aluminium AlF 3 (s) est composé d un ion aluminium de formule Al + 3 et de 3 ions fluorure F. Une solution de fluorure d aluminium serait notée : (Al 3+ (aq),3cl (aq) ) 12

13 IV Structure 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. 1 Les couches électroniques 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. Chaque couche est représentée par une lettre ; pour les atomes dont le numéro atomique est inférieur à 19, les couches occupées sont les couches K, L et M. La dernière couche occupée s appelle la couche externe. Les électrons qui l occupent sont appelés les électrons périphériques de l atome. 2 Règles de remplissage Une couche électronique ne peut contenir qu un nombre limité d électrons : 2 électrons sur la couche K ; 8 électrons sur la couche L ; 18 électrons sur la couche M ; Une couche contenant un nombre maximal d électrons est dite saturée. Les électrons commencent par occuper la couche K puis la L et enfin la M. Ils ne peuvent se placer sur une nouvelle couche si la précédente n est pas pleine. Le résultat de la répartition des électrons se nomme la structure électronique de l atome. 3 Représentation de la structure électronique La structure électronique est composée des lettres correspondant aux couches K,L,M. Les lettres sont écrites entre parenthèse. On indique le nombre d électrons qu elles contiennent en exposant. Exemple de structure électronique : atome ou ion Z structure électronique dernière couche saturée? oxygène 8 (K) 2 (L) 6 non cation sodium Na + 11 (K) 2 (L) 8 oui carbone 6 (K) 2 (L) 4 non anion chlorure 17 (K) 2 (L) 8 (M) 8 non anion oxygène O 2 8 (K) 2 (L) 8 oui Remarque : l ion chlorure, nombre de proton Z = 17, il a gagné 1 électron, il possède donc 17+1 = 18 électrons. Sa structure électronique est (K) 2 (L) 8 (M) 8. 13

14 Chapitre 2 La classification périodique Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Eléments chimiques Caractérisation de l élément par son numéro ato- mique et son symbole Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Connaître le symbole de quelques éléments Savoir que le numéro atomique caractérise l élé- ment Pratiquer une démarche expérimentale pour vérifier la conservation des éléments au cours d une réaction chimique I Classification complète et simplifiée 1 La classification périodique moderne 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 croissant et organisés en fonction de leur configuration électronique, laquelle sous-tend leurs propriétés chimiques. La conception de ce tableau est généralement attribuée au chimiste russe Dmitri Mendeleïev, qui construisit 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. On distingue deux catégories d éléments : les métaux et les non-métaux. Les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant 14

15 2 Classification simplifiée des 18 premiers éléments En classe de seconde on n étudiera que les 18 premiers éléments de la classification périodique. - Dans une même ligne, les atomes des éléments ont le même nombre de couches électroniques occupées : - 1 couche (K) pour la première ligne - 2 couches (K et L) pour la seconde ligne - 3 couches (K, L et M) pour la troisième ligne - Dans une même colonne, les atomes des éléments ont le même nombre d électrons sur leur couche externe : un électron sur la couche externe pour les atomes faisant partie des éléments de la première colonne puis 2 pour ceux de la seconde colonne etc. II Les familles chimiques 1 Notion de famille chimique 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. 2 La famille des alcalins 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 K structure électronique (K) 2 (L) 1 (K) 2 (L) 8 (M) 1 (K) 2 (L) 8 (M) 8 (N) 1 ion Li + Na + K + structure électronique (K) 2 (K) 2 (L) 8 (K) 2 (L)8(M) 8 Les atomes appartenant à la famille des alcalins ne forment pas de molécules. 3 La famille des halogènes Les éléments de la 17ème colonne (7 ème colonne de la classification simplifiée) appartiennent à la famille des halogènes. 15

16 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 : F 2, Cl 2, Br 2. 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 structure électronique (K) 2 (M) 7 (K) 2 (L) 8 (M) 7 ion F Cl structure électronique (K) 2 (L) 8 (K) 2 (L) 8 (M) 8 4 La famille des gaz nobles ou rares 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 chimiquement Exemple : He Hélium (K) 2 Ne Néon (K) 2 (L) 8 Ar Argon (K) 2 (L) 8 (M) 8 L hélium est l élément le plus abondant dans l Univers après l hydrogène. III Utilisation de la classification périodique 1 Formule des ions monoatomiques La colonne dans laquelle se trouve l élément chimique nous renseigne sur l ion qu il va donner au cours des réactions chimiques. Dans la classification simplifiée, les ions monoatomiques correspondant à la même famille ont tous la même charge. La cause est due à la règle de l octet et du duet. Exemple : - les éléments de la première colonne donne des cations X +, ceux de la seconde donne des cations X 2+, ceux de la troisième colonne peuvent donner des cations X les éléments de la septième colonne donnent des anions X, ceux de la sixième des anions X 2 2 Pourquoi les atomes forment-ils des molécules? Pour satisfaire la règle du duet ou de l octet, l atome doit former des liaisons avec d autres atomes. Chaque liaison apporte un électron à sa dernière couche électronique. Exemple : un atome appartenant à un élément de la cinquième colonne du tableau simplifié possède 5 électrons sur sa couche externe. Il aura besoin de 3 liaisons avec d autres atomes. Chaque liaison lui apporte un électron. Il possèdera alors 5+3 = 8 électrons sur sa dernière couche. La règle de l octet est respectée. N Eléments chimiques Nombre de liaisons Formules brutes 4 C,Si 4 CCl 4, SiCl 4 5 N,P 3 NH 3, P Cl 3 6 O,S 2 H 2 O, H 2 S 7 F,Cl,Br 1 HF, HCl, HBr Tous les atomes appartenant à la même colonne établissent le même nombre de liaison dans une molécule. Remarque : Les atomes des éléments de la première colonne (à l exception de l hydrogène de structure électronique (K) 1 ) ainsi que ceux de la seconde colonne forment préférentiellement des ions. 16

17 Chapitre 3 Les molécules Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Formules et modèles moléculaires Formules développées et semi-développées Isomérie Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Représenter des formules développées et semi-développées correspondant à des modèles moléculaires Savoir qu à une formule brute peuvent correspondre plusieurs formules semi-développées Utiliser des modèles moléculaires et des logiciels de représentation I La formation des molécules Une molécule est constituée d un assemblage d atomes. Elle est électriquement neutre. Chaque molécule est représentée par une formule brute qui traduit sa composition. Pour écrire la formule brute d une molécule, on écrit côte à côte les symboles des atomes qui la constituent, en précisant en indice, à droite du symbole le nombre d atomes. Exemples : -Molécule d eau H 2 O : 2 atomes d hydrogène et 1 atome d oxygène -Molécule de méthane CH 4 : 1 atomes de carbone et 4 atomes d hydrogène La liaison covalente : Dans une molécule, les atomes mettent en commun des électrons de leur couche externe afin d acquérir une structure stable en duet ou en octet. 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... Exemples : L atome d hydrogène : (K) 1, il doit acquérir un électron pour obtenir la structure stable en duet donc il pourra former 1 liaison covalente. L atome d oxygène : (K) 2 (L) 6, il doit acquérir 2 électrons pour obtenir la structure stable en octet, donc il pourra former 2 liaisons covalentes. L atome de carbone : (K) 2 (L) 4, il doit acquérir 4 électrons pour obtenir la structure stable en octet, donc il pourra former 4 liaisons covalentes. 17

18 II Représentation des molécules 1 Formule brute C est la représentation la plus simple. Elle consiste à retranscrire la nature et le nombre des atomes. Exemples : H 2 O,CO 2 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 : Ecrire le nom et la formule brute de la molécule. Dioxyde de carbone : CO 2 Ecrire la configuration électronique de chaque atome. C (K) 2 (L) 4 et O (K) 2 (L) 6 En déduire le nombre n e d électrons externes des atomes mis en jeu. n e (C) = 4 et n e (O) = 6 En déduire le nombre n l de liaisons covalentes que doit établir l atome pour acquérir une structure en octet ou en duet. n l (C) = 8 4 = 4 et n l (O) = 8 6 = 2 Calculer le nombre total n t d électrons externes de la molécule. n t = (1 4) + (2 6) = 16 En déduire le nombre n d de doublets externes. n d = 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. Représentation de Lewis de la molécule CO 2 3 Formules développées et semi-développées L enchaînement des atomes peut être représenté par une formule développée ou semi-développée. Les formules 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. Dans une formule semi-développée, les liaisons concernant les atomes d hydrogène ne sont pas représentées. Exemples : C 3 H 8 Formules semi-développée : CH 3 CH 2 CH 3 Développée : 18

19 III Notion d isomérie Deux molécules sont isomères lorsqu elles ont la même formule brute mais des enchaînements d atomes différents. Elles portent des noms différents et ont des propriétés physiques et chimiques différentes. Exemples : C 4 H 10 et C 2 H 6 O 2 isomères correspondent à la formule brute C 4 H 10 a) le butane formule semi-développée : CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 b) le méthylpropane formule semi développée 2 isomères correspondent à la formule brute C 2 H 6 O a) l éthanol, formule semi-développée CH 3 CH 2 OH b) Le diméthyloxyde, formule semi-développée CH 3 O CH 3 IV Groupe caractéristique dans une espèce chimique 1 Définition d une espèce chimique Une espèce chimique est caractérisée par : - sa formule chimique - son aspect physique (couleur, forme liquide solide ou gazeuse), à la température et la pression ambiante - 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 O 2 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. 19

20 20

21 3 Exemple de groupe caractéristique Dans la molécule d éthylamine on retrouve le groupe caractéristique de l amine Dans la molécule d acide éthanoïque C 2 H 4 O 2 on retrouve le groupe caractéristique des acides carboxylique : Dans la molécule d éthanol utilisé pur comme désinfectant on retrouve le groupe caractéristique des alcools 21

22 Dans la molécule d acide salicylique (aspirine), on retrouve le groupe caractéristique des esters et des acides carboxyliques. 22

23 Chapitre 4 La mole Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis La quantité de matière. Son unité : la mole. Constante d Avogadro Masse molaire atomique et moléculaire Z Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Calculer une masse molaire moléculaire à partir des masses molaires atomiques Déterminer la quantité de matière connaissant la masse du solide Prélever une quantité de matière d une espèce chimique donnée I Quantité de matière Pour pratiquer la chimie, les chimistes doivent dénombrer le nombre d atomes, d ions ou de molécules appelés «entités chimiques» (échelle microscopique) présentes dans les échantillons de matière qu ils manipulent à l échelle humaine (échelle macroscopique). 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, g se calcule ainsi : N = 3,5/ = 3, 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. Dans un échantillon il y a : n moles d entités. N A entités dans 1 mole. N entités en tout. Rapport entre N et n : N = N A.n où N A = 6, mol 1 s appelle la constante d Avogadro. Le nombre n de moles d entités contenues dans un échantillon de matière s appelle la «quantité de matière» contenue dans l échantillon. II Masse molaire Une mole contient toujours le même nombre d entités mais sa masse change selon la nature des entités qui la constituent. 23

24 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. 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 : M = m/n Unité : M (g.mol 1 ) Exemples : - la masse molaire moléculaire de l eau H 2 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(H 2 O) = 2.M(H) + 1.M(O) = 18 g.mol 1 Quelle est la masse molaire moléculaire de l espèce chimique de formule brute C 8 H 8 O 6? M(C 8 H 8 O 6 ) = 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. n = m M Avec : - 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. n = ρ.v M 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 ). 24

25 3 Gaz Cette relation s applique aux gaz. n = V V m Avec : - n : la quantité de matière exprimée en moles (mol) ; - V : le volume de l échantillon de gaz exprimé en litre (L) ; - V m : le volume molaire qui correspond au volume d une mole de gaz dans les mêmes conditions de température 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, dm 3 /mol à 0 C et 24, dm 3 /mol à 25 C. 4 Solution Ceci est utilisé par exemple pour déterminer le volume d une solution de concentration donnée pour procéder à une dilution. n = c V Avec : - 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). 25

26 Chapitre 5 Les médicaments Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Principe actif, excipient, formulation Solution : solvant, soluté, dissolution d une espèce moléculaire ou ionique Concentration molaire et massique d une espèce en solution non saturée Dilution d une solution Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Analyser la formulation d un médicament Savoir qu une solution peut contenir des molécules ou des ions Connaître et exploiter l expression des concentrations massique et molaire d une espèce moléculaire ou ionique dissoute Prélever une quantité de matière d une espèce chimique donnée Elaborer ou mettre en œouvre un protocole de dissolution, de dilution Pratiquer une démarche expérimentale pour déterminer la concentration d une espèce I Les médicaments 1 Définition Un médicament est une substance présentant des propriétés curatives ou préventives permettant de guérir des animaux ou des hommes. 2 Principe actif et excipient Le médicament est composé de : - un principe actif qui permet de guérir - un excipient qui est mélangé au principe actif qui permet par exemple de rendre le médicament puis agréable en bouche. 26

27 Par exemple le médicament ibuprofène contient le principe actif ibuprofène (qui est une molécule) ainsi qu un excipient le saccharose (un des constituants du sucre) 3 Princeps et générique Lorsqu une substance active est découverte par les chercheurs, ceux ci déposent un brevet valable dix ans. Le médicament est appelé princeps. Une copie du principe actif peut être ensuite réalisée : on appelle cette copie le médicament générique. 4 Formulation des médicaments La formulation d un médicament correspond à la forme sous laquelle ce médicament va être ingéré par l organisme. Exemple : sous forme de gélule, sous forme de comprimé effervescent, sous forme liquide etc. II Concentration molaire et massique 1 Qu est-ce qu une solution? Lorsqu on dissout une espèce chimique, solide, liquide ou gazeuse (minoritaire) appelé soluté, dans un liquide (constituant majoritaire) appelé solvant, on obtient une solution. Si le solvant utilisé est de l eau alors on obtient une solution aqueuse. Une solution est homogène si elle a le même aspect partout. Une solution dans laquelle tout le solide introduit n est pas dissous est une solution saturée. Une solution peut contenir des ions ou des molécules. Exemple : - On dissout le soluté chlorure de sodium de formule (Na +,Cl ) dans le solvant l eau, on obtient une solution aqueuse de chlorure de sodium. - On dissout du saccharose (sucre) de formule brute C 12 H 22 O 11 dans le solvant eau, on obtient une solution aqueuse d eau sucrée. On utilise également comme solvant l éthanol dans la fabrication des parfums. 2 Concentration molaire La concentration molaire d une espèce chimique en solution est égale à la quantité de matière de cette espèce présente dans 1 litre de solution. La concentration molaire d une espèce chimique A se note [A] ou C A. Elle s exprime en mol.l 1. Si l on note n A la quantité de matière de l espèce chimique A et V, le volume de solution, la concentration molaire en soluté de la solution est égale au rapport de la quantité de matière sur le volume de solution : C A = n A V Avec C A en mol.l 1 ; n A en mol et V en L Exemple : on dissout n = 0,25 mol d ibuprofène dans V = 1 L d eau la concentration C en ibuprofène est : C = n/v = 0,25/1 = 0,25 mol.l 1 Exemple de calcul d une concentration molaire : On prépare une solution de glucose C 6 H 12 O 6 en dissolvant une masse m = 5,4 g de glucose dans V = 50 ml d eau. Calculer la concentration molaire [C 6 H 12 O 6 ] en glucose de la solution. On donne M(H) = 1,0 g.mol 1 ; M(C) = 12,0 g.mol 1 ; M(O) = 16,0 g.mol 1 ; 1. On détermine la quantité de matière de glucose contenue dans l échantillon de 5,4 g. n(c 6 H 12 O 6 ) = m(c 6 H 12 O 6 )/M(C 6 H 1 A.N. : n(c 6 H 12 O 6 )= 5,4/180 = 3, mol 2. On calcule la concentration molaire de la solution en glucose : [C 6 H 12 O 6 ] = n(c 6 H 12 O 6 )/V A.N. : [C 6 H 12 O 6 ]= 3, /0,050 = 6, mol.l 1 3 Concentration massique ou titre massique La concentration massique ou titre massique d une espèce chimique en solution est égale à la masse de cette espèce par litre de solution. La concentration massique d une espèce chimique A se note t A. Elle s exprime en 27

28 g.l 1. Si l on note m A la masse de l espèce chimique A et V le volume de solution, la concentration massique en soluté de la solution est : t A = m A V Avec t A en gramme par litre (g.l 1 ) ; m A en gramme (g) et V en litre (L) Exemple : Un comprimé d aspirine 500 contient m = 500 mg = 0,500 g de principe actif, l acide salicylique. On le dissout dans V = 100 ml d eau. La concentration massique t d acide salicylique est : t = m/v A.N. t = 0,500/0,100 = 5,00 g.l 1 III Préparation de solutions 1 Verrerie utilisée au laboratoire 28

29 2 Préparation par dissolution d un solide Méthode : Prélever la masse de soluté nécessaire à l aide d une coupelle et d une balance. Ajouter de l eau distillée dans la fiole jusqu au 2/3 et agiter jusqu à dissolution complète du soluté. Pour finir, boucher et agiter la fiole. Introduire le soluté dans une fiole jaugée du volume désiré. Compléter la fiole avec de l eau distillée jusqu au trait de jauge en tenant compte du ménisque. Pour préparer un volume V de solution de concentration C par dissolution d un composé solide, il faut : - Calculer la masse de solide à prélever. - Peser à l aide d une balance électronique la masse de solide dans une coupelle. - Introduire le solide dans une fiole jaugée de volume V et rincer la coupelle à l eau distillée. - Ajouter de l eau distillée aux ¾. Boucher et agiter pour dissoudre tout le solide. - Compléter d eau distillée jusqu au trait de jauge. Boucher, agiter pour homogénéiser. Fermer la fiole à l aide d un bouchon 3 Dilution d un solution 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 et prélever un volume précis de la solution mère à l aide d une pipette jaugée. Vider la pipette dans une fiole jaugée du volume désiré. Pour finir, boucher et agiter la fiole. Pour préparer un volume V 1 de solution fille de concentration C 1 par dilution d une solution mère de concentration C 0, il faut : - calculer le volume V 0 de solution mère à prélever. - prélever ce volume à l aide d une pipette jaugée munie d une propipette. - introduire ce volume dans une fiole jaugée de volume V 1. - compléter d eau distillée jusqu au trait de jauge. Boucher, agiter pour homogénéiser. On a préparé la solution fille de concentration C 1 en soluté. 29

30 Comment calculer V o? Lors d une dilution, la quantité de matière n o de soluté prélevée dans la solution mère est égale à la quantité de matière n 1 de soluté se retrouvant dans la solution fille : Exemple 1 : L eau de Dakin est un antiseptique à base d eau de Javel de concentration C = 0,065 mol.l 1 en ions hypochlorite (ClO ) contenant 20 g.l 1 d hydrogénocarbonate de sodium ( Na +,HCO 3 ). La solution est coloré avec du permanganate de potasium (K +,MnO 4 ). On veut préparer V 1 = 1L d eau de Dakin à partir de : - une solution d eau de javel de concentration [ClO ] = 0,650 mol.l 1 - de l hydrogénocarbonate de sodium solide de masse molaire M = 74 g.mol 1 - du permanganate de potassium solide Expliquez comment fabriquer cette solution. Exemple 2 : La solution mère à une concentration C o = 1,0 mol.l 1. On veut préparer une solution fille de chlorure de sodium (Na +,Cl ) de concentration C 1 = 1, mol.l 1 et de volume V 1 = 100 ml. Au cours de la dilution la quantité de matière n 0 de soluté prélevée dans la solution mère est égale à la quantité de matière n 1 de soluté se trouvant dans la solution fille : Le volume de solution mère à prélever est V o = 10 ml. C 1 V 1 = C 0 V 0 30