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

31 Chapitre 6 Extraction, identification et séparation Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Extraction, séparation et identification d espèces chimiques Solution : solvant, soluté, dissolution d une espèce moléculaire ou ionique Aspect historique et techniques expérimentales Caractéristiques physiques d une espèce chimique : aspect, température de fusion, température d ébullition, solubilité, densité, masse volumique Chromatographie sur couche mince 31

32 Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Analyser la formulation d un médicament Interpréter les informations provenant d étiquettes et de divers documents en rapport avec les techniques d extraction, de séparation et d identification d espèces chimiques Elaborer et mettre en œouvre un protocole d extraction à partir d informations sur les propriétés physiques des espèces chimiques recherchées Utiliser une ampoule à décanter, un dispositif de filtration, un appareil de chauffage dans les conditions de sécurité Elaborer ou mettre en œouvre un protocole de dissolution, de dilution Réaliser et interpréter une chromatographie sur couche mince (mélanges colorées et incolores) I Espèces chimiques, corps purs et mélanges 1 Définition d une espèce chimique Une espèce chimique est caractérisée par : - sa formule chimique - son aspect physique : couleur, forme liquide solide ou gazeuse (définie à une température et à une pression donnée) - des grandeurs physiques (solubilité, température d ébullition et 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 (produit par la nature) soit artificielle (créée par l homme). 2 Corps purs simples, corps purs composés, mélange Un corps pur simple est composé à partir d un seul élément chimique. Exemple : le corps pur simple diazote est constitué de molécule gazeuse de diazote de formule N 2 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. Un corps pur composé est constitué d une seule espèce chimique qui peut contenir plusieurs éléments chimiques. Exemple : le corps pur composé oxyde d aluminium est constitué uniquement de l espèce chimique de formule Al 2 O 3. Cette espèce chimique contient 2 éléments chimiques, l aluminium de symbole Al et l oxygène de symbole O. Un mélange est un corps contenant plusieurs espèces chimiques différentes. 32

33 Exemple : la bauxite est un mélange contenant plusieurs espèces chimiques : de l oxyde d aluminium (Al 2 O 3 ) et de l oxyde de fer (Fe 2 O 3 ). C est un minerai dont on extrait l aluminium. Espèce chimique Corps pur simple, composé ou mélange? chlorure de sodium (NaCl) corps composé l oxyde de fer (Fe 2 O 3 ), la rouille! corps composé l aluminium (Al) corps pur la galène, minerai (PbS,Ag,Bi,Se) mélange 3 Eléments de sécurité Animation : éléments de sécurité Certaines espèces chimiques présentent des dangers indiqués sur l étiquette de leur flacon. Etudier l exemple du white spirit de l animation pour déterminer : - les risques encourus au cours de la manipulation de ce produit - les consignes de sécurité à mettre en place. II Caractéristiques physiques d une espèce chimique 1 Solubilité 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. 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. Exercice : la solubilité du diiode (I 2 ) dans l eau est, à température et pression normale, s = 250 g.l 1. On verse 400 g de diiode dans le solvant eau de volume V = 0,5 L. On obtient une solution d eau iodée. Quelle la composition de la solution? 2 Masse volumique ρ Animation : comment mesurer la masse volumique d un solide? La masse volumique ρ d une espèce chimique est égale au rapport de sa masse m par le volume V qu elle occupe : ρ = m V 33

34 Unité légale : m (kg) ; V (m 3 ) ; Exemple : la masse volumique de l eau est égale à ρ(eau) = 1000 kg/m 3. Cela signifie qu un volume d un mètre cube d eau correspond à une masse m = 1000 kg. 3 Densité d La densité d d un corps solide ou liquide est égale au rapport de sa masse volumique ρ sur celle de l eau : d = Comme tout rapport de même unité, la densité n a pas d unité. Exemple : la masse volumique du plomb est ρ(p b) = 11, kg.m 3. La densité du plomb d(p b) est 11,3 ρ ρ eau 4 Températures d ébullition T eb et de fusion T f La matière peut se trouver sous trois états : liquide solide et gazeux. 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 2 températures dépendent de la pression. Exemple : A une pression P = 1 bar l éthanol à une température d ébulition T (eb) = 79 C et de fusion de T f = -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. III Extraction et séparation 1 Aspect historique Dès l antiquité, les hommes extraient des substances animales ou végétales : - des colorants - des médicaments - des parfums. 2 Techniques d extraction Pour extraire des substances des composés utiles on utilise 4 techniques : - l expression ou pressage qui est l obtention de substances par pression (exemple presser le raisin pour obtenir un jus) - la macération mettre une substance dans un solvant froid pour en extraire un de ces composés. Exemple : faire macérer de l écorce de quinquina dans de l eau pour en extraire de la quinine qui est un antipaludique. - l infusion : un solvant chaud est versé sur une plante pour en extraire un composé pendant une durée limitée. Exemple : infusion du thé! - la décoction ; la plante est mélangée au solvant puis chauffée pendant plusieurs minutes pour en retirer les substances actives. Exemple : décoction de queues de cerises pour soigner certaines affections. 3 Extraction d une espèce chimique présente dans un liquide 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. 34

35 IV Chromatographie 1 Principe 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. Figure 6.1 chromatographie 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. 35

36 6. On analyse le chromatogramme obtenu pour déterminer la composition de la tâche inconnue. 2 Rapport frontal des tâches La distance h parcourue entre la ligne de dépôt et la tache est caractéristique de l espèce chimique. Le rapport entre la hauteur dont est montée la tache et la hauteur H comprise entre la ligne de dépôt et le front de l éluant est appelé le rapport frontal R f de la tâche. R f = h H Lorsque la tâche de substance inconnue A migre et qu elle se décompose en 2 taches, c est qu elle contient 2 espèces chimiques. Lorsque ces 2 espèces chimiques ont le même rapport frontal que les espèces chimiques B et C cela signifie que la substance A contient les espèces chimiques B et C. 3 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. 36

37 Chapitre 7 Les signaux périodiques Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Signaux périodiques : période, fréquence, tension maximale, tension minimale Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Connaître et utiliser les définitions de la période et de la fréquence d un phénomène périodique Identifier la caractère périodique d un signal sur une durée donnée Déterminer les caractéristiques d un signal périodique I Qu est-ce qu un phénomène périodique? 1 Notion de temps L homme a toujours cherché à se repérer dans le temps. Mais la mesure directe n est pas aussi simple que celle d une longueur par exemple. Les phénomènes astronomiques, réguliers et facilement observables, ont donné à l homme ses premiers repères dans le temps : le jour, le mois, l année. Plusieurs siècles plus tard, ils ont appris à évaluer le temps en observant l ombre d un gnomon planté dans le sol ou grâce à un réservoir d eau ou de sable gradué qui se vide régulièrement. A partir du XVIIe siècle, l élaboration de dispositif ingénieux et performants a permis d accéder à des mesures de durée de plus en plus précise. Le temps est une grandeur physique. Son unité légale est la seconde, symbole s. 2 Définition d un phénomène périodique Un phénomène périodique est un phénomène qui se reproduit identique à lui-même à intervalle de temps T régulier. Exemples : Pendule simple Rotation de la Lune autour de la Terre Rotation de la Terre autour du Soleil Battements du coeur 3 Période T d un phénomène périodique La période T d un phénomène périodique est le plus petit intervalle de temps au bout duquel le phénomène se reproduit identique à lui-même. La période T s exprime en secondes (s). 37

38 4 Fréquence f d un phénomène périodique La fréquence d un phénomène périodique correspond au nombre de fois ou le phénomène se répète par seconde. la fréquence s exprime en Hertz (Hz). Elle est égale à l inverse de la période T(s) : f = 1 T Exemples : La période d un pendule simple est T = 1,5 s. Sa fréquence est égale à f = 1/T soit f = 1/1,5 f = 0,67 Hz La fréquence des oscillations d un cristal de quartz est f = Hz. Sa période T = 1/f T = 1/32768 T = 3, s II La tension électrique périodique 1 Définition de la tension La tension électrique existant entre deux points A et B est notée U AB. L unité de tension électrique est le volt (V). La tension U AB est égale à la différence de niveau électrique entre les points A et B. Un niveau électrique est appelé potentiel électrique noté V. U AB = V A V B V A : potentiel électrique du point A en volts (V) V B : potentiel électrique du point B en volts (V) La tension électrique est une grandeur physique que l on mesure à l aide d un voltmètre, d un oscilloscope ou d une carte d acquisition reliée à un ordinateur. Les appareils se branchent en dérivation pour mesurer la tension. 2 Période et fréquence f d une tension périodique u(t) L électrocardiogramme enregistre l activité électrique du cœur. On obtient ce signal en réalisant une mesure à l oscilloscope de tension générée par un GBF, une dynamo, et une pile. Une tension variable u(t) est une tension dont la valeur en volt varie au cours du temps. Lorsque la tension est variable et périodique, les variations se répètent identiques à elles mêmes au cours du temps. La période T (s) de la tension périodique, est la plus petite durée au bout de laquelle les variations se répètent identiques à elle-mêmes-. La fréquence de la tension périodique est l inverse de la période T : f = 1 T 38

39 3 Tensions U max et U min d une tension périodique La tension maximale U max est la plus grande valeur de tension que peut prendre la tension périodique u(t) au cours du temps. La tension minimale U min est la plus petite valeur de tension que peut prendre la tension périodique u(t) au cours du temps. 4 Exemple Voici l oscillogramme d une tension triangulaire. On donne les échelles suivantes : - échelle verticale ou calibre de tension : C(tension) = 1 V/division - échelle horizontale ou calibre de temps : C(temps) = 1 ms/division Cette tension est périodique car ses variations se répètent identique à elles mêmes. Sa période correspond à N = 4 divisions donc T = N.C (temps) = 6 1 = 6 ms T = s Sa fréquence f = 1/T = 1/( ) = 166,7 Hz U max représente N = 2 divisions vers le haut donc : U max = N.C (tension) = 2 1 = 2 V U min représente N = -2 divisions vers le bas donc : U min = N.C(tension) = -2 1 = -2 V 39

40 Chapitre 8 Ondes et Imagerie médicale Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Ondes magnétiques et électromagnétiques Domaines de fréquence Vitesse de la lumière dans le vide et dans l air Propagation rectiligne de la lumière Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Réfraction et rélfexion totale Extraire et exploiter des informations concernant la nature des ondes et leur fréquence en fonction de l application médicale Connaître une valeur approchée de la vitesse du son dans l air et de la lumière dans le vide Pratiquer une démarche expérimentale sur la réfraction et sur la réflexion totale Pratiquer une démarche expérimentale pour comprendre le principe de méthode d exploration et l influence des propriétés des milieux de propagation Pratiquer une démarche expérimentale sur la réfraction et sur la réflexion totale Pratiquer une démarche expérimentale pour comprendre le principe de méthode d exploration et l influence des propriétés des milieux de propagation Introduction : La lumière et le son sont des ondes. En quoi diffèrent-elles? Quels liens y a-t-il entre les propriétés d absorption, de réflexion et de réfraction d une onde et le domaine de la santé? 40

41 I Ondes sonores et électromagnétiques 1 Définition d une onde Une ola dans un stade est un bon exemple d onde. Lors d une ola, on peut voir se propager une perturbation (une «vague») alors que les supporters restent à leur place. Une onde est un phénomène de propagation d une perturbation sans transport de matière mais avec transport d énergie. Au passage de l onde, le bateau s élève puis revient à sa position initiale. 41

42 2 Ondes sonores périodiques Une onde sonore périodique peut être produite par : - un haut parleur - la voix - un instrument de musique Dans le cas du haut parleur, la fréquence de vibration de l onde sonore est identique à celle de la tension appliquée aux bornes du haut parleur. Une onde sonore a besoin d un milieu matériel pour se propager : l air, un métal, l eau etc. A chaque onde sonore correspond une période de vibration T du milieu matériel : c est la durée au bout de laquelle le phénomène de vibration se répète identique à lui même. Unité légale : la seconde(s) La fréquence du phénomène est égale à l inverse de la période T : f = 1 T Unité légale : l hertz (Hz) Domaine de fréquences : 0 Hz < f < 20 Hz domaine des infrasons (inaudibles pour l oreille humaine) 20 Hz < f < Hz domaine des sons audible f > Hz domaine des ultrasons (inaudibles) 42

43 3 Ondes électromagnétiques Une onde électromagnétique correspond à la propagation simultanée d un champ électrique et magnétique. Une O.E.M peut se propager : - à travers la matière - à travers le vide. 43

44 II Ondes et imageries médicales 1 Utilisation des ondes en échographie Les ondes sont utilisées pour visualiser l intérieur du corps humain. Celles-ci sont plus ou moins absorbées par les tissus. Pour l échographie, on utilise des ultrasons (fréquence > Hz). Ce sont les phénomènes de réflexion et de réfraction des ultrasons à travers les tissus humains qui sont utilisé pour construire l image du fœtus : - un solide (os) réfléchit pratiquement la totalité des ondes ultrasonores. Il apparaitra blanc à l échographie. - un gaz ou un liquide homogène ne réfléchit pas l ultrason, il ne fait que le transmettre. Il apparaitra noir à l échographie - un milieu hétérogène (muscle, organe...) réfléchit un peu l ultrason il apparaitra gris à l échographie Pour visualiser le squelette on utilisera plutôt des rayons X. 2 Réfraction des ondes lumineuses On appelle réfraction de la lumière, le changement de direction que la lumière subit lorsqu elle traverse la surface, appelé dioptre, séparant deux milieux transparents différents. Loi de Snell-Descartes de la réfraction : La loi qui relit l angle d incidence θ 1 et l angle réfracté θ 2 en fonction des indices optiques n 1 et n 2 de chaque milieu 1 et 2 traversé par la lumière s écrit : n 1 sinθ 1 = n 2 sinθ 2 3 Réflexion des ondes lumineuses 44

45 Un rayon lumineux incident frappe un dioptre (surface de séparation de deux milieux différents). L angle d incidence i est défini entre la normale à la surface et le rayon incident. Le rayon se réfléchit avec un angle de réflexion r défini entre la normale à la surface et le rayon réfléchi : Loi 1 de Snell-Descartes de la réflexion : les rayons incident et réfléchi sont dans le même plan. Loi 2 de Snell-Descartes de la réflexion : l angle d incidence i est égal à l angle de réflexion r. Principe de l échographie i = r L échographie est une technique d imagerie employant des ultrasons dont la fréquence est de l ordre de 10 7 Hz = 10 MHz. La sonde fonctionne comme un radar : elle envoie des ultrasons et recueille l écho (il y a réflexion de l onde au niveau des tissus et des os). Un ordinateur calcule alors la durée qui sépare l émission de la réception de chaque onde. En connaissant la vitesse de propagation de l onde, l ordinateur calcule les distances de tous les points sondés par l appareil et reconstruit une image du fœtus. Principes de la fibroscopie La fibroscopie est une technique qui utilise la fibre optique pour explorer les organes à l intérieur du corps (estomac, bronches, etc.). On sait depuis le collège que la lumière se propage en ligne droite. Dans une fibre optique, elle subit une succession de réflexions au niveau de la gaine. 45

46 Voici le trajet lumineux des reflexions dans la fibre optique courbée. Chez le vétérinaire : 46

47 Deuxième partie L univers 47

48 Chapitre 9 Description de l univers Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Constituants de l univers Vitesse de la lumière L année lumière Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Savoir que le remplissage de l espace par la matière est essentiellement lacunaire, aussi bien au niveau de l atome qu à l échelle cosmique Connaître la valeur de la vitesse de la lumière dans le vide ou dans l air Connaître la définition de l année lumière et son intérêt Expliquer l expression voir loin, c est voir dans le passé Utiliser les puissances de 10 dans l évaluation des ordres de grandeurs I L univers 1 Description L univers s étend de l infiniment petit à l infiniment grand, la référence étant la taille de l homme dont l ordre de grandeur est le mètre. On étudiera dans l infiniment petit : - les atomes et les molécules - les particules élémentaires (proton, neutron et électron). Dans l infiniment grand on étudiera : - les étoiles (dont le Soleil fait partie) - le système solaire comportant, outre le Soleil, huit planètes (Mercure, Vénus, Terre, Mars, Jupiter, Saturne, Uranus, Neptune) - les satellites de ces planètes, les astéroïdes et les comètes).les étoiles sont regroupées dans des galaxies (la galaxie dont fait partie le système solaire est appelé la voie lactée.) - l univers est composé de millions de galaxies. 2 La structure lacunaire de l univers Il existe une propriété commune aux structures infiniment petites et infiniment grandes. Il s agit de la structure lacunaire. Dans une telle structure, la matière est assez bien localisée dans certaines régions de l espace et entre ces zones où se concentre la matière il règne le vide où le quasi vide. 48

49 5%OPP%PPP%PPP%PPP%PPP%PPP%Q4!"##"$%$&'(" 5%OPP%PPP%Q4 )*+(,-".$/(-0#/"'#". 5%OPP%PPP%PPP%Q4 12.-,3"$.4*+/#" 5-4/*".$6#478". 5%OPP%PPP%PPP%PPP%Q4 5%OPP%PPP%PPP%PPP%PPP%Q4 5%OPP%PPP%PPP%PPP%PPP%PPP%PPP%Q4 <3+.$="$>+*+;/".!"#$%&'()*)+),#-&..&)&()/(0$#($0&)1&).23'45&0/)54/46.&7 94-#"$:+*+;/" Par exemple : Entre le noyau d un atome et les électrons, il y a le vide. De même entre les galaxies il y a le quasi vide. II Des outils de description de l univers 1 Quelques préfixes à connaître 1 Pm m 1 Tm m 1 Gm 10 9 m 1 Mm 10 6 m 1 µm 10 6 m 1 nm 10 9 m 1 pm m 1 fm m 2 Les puissances de 10 - L écriture scientifique La notation scientifique est l écriture d un nombre sous la forme du produit : a 10 n Avec a : nombre décimal 1 < a < 10 et n, entier positif ou négatif. Exemple : 178 m en écriture scientifique s écrit 1, m Formules 10 a 10 b = 10 a+b 10 a = 1/10 a 10 a /10 b = 10 a b (10 b ) a = 10 a.b 49

50 3 Ordre de grandeur L ordre de grandeur d un nombre est la puissance de 10 la plus proche de ce nombre. Exemple : La distance Terre-Soleil est 1, m, son ordre de grandeur est m. Le rayon de l atome d hydrogène est 5, m, son ordre de grandeur est m. Intérêt de l ordre de grandeur : situer des longueurs sur l échelle des longueurs qui composent l univers, et les comparer aux autres. 4 Unité légale de longueur L unité légale de longueur dans le système international (SI) est le mètre (m). Remarque : l unité légale de surface est le mètre carré (m 2 ) l unité légale de volume est le mètre cube (m 3 ). On utilise aussi des multiples et sous-multiples du mètre 5 L unité astronomique (U.A) La distance moyenne Terre-Soleil est appelée unité astronomique : 1U.A. = 1, m = km Cette unité est utilisée pour les grandes distances. III Lumière dans l espace 1 Propagation de la lumière La lumière issue des étoiles traverse l espace et nous parvient. La lumière se propage en ligne droite, dans le vide et dans tous les milieux transparents et homogènes. 2 Le modèle du rayon lumineux On modélise le trajet suivi par la lumière entre deux points par des segments de droite orientés dans le sens de la propagation. Ces segments sont appelés rayons lumineux. 3 Vitesse de la lumière dans le vide La première mesure a été effectuée par l astronome danois Romer en 1676 à l observatoire de Paris. C est une vitesse limite : aucun objet ou onde ne peut se déplacer plus vite que la lumière dans le vide. La vitesse de propagation de la lumière dans le vide, appelée aussi célérité de la lumière vaut : c = 3, m.s 1 Dans les milieux transparents la vitesse de la lumière notée v est inférieure à c. Dans l air v < c Rappel : définition de la vitesse moyenne vidéo La vitesse moyenne v d un objet est égale au rapport de la distance d (m) parcourue, sur la durée du parcourt t (s) : L unité légale de vitesse est le m.s 1 v = d t 4 L année lumière (a.l.) Apprécier les dimensions entre les étoiles requiert une unité de distance appropriée, l année lumière. L année lumière est la distance (m) parcourue par la lumière dans le vide en une année. Calcul d une année lumière en mètre : 1a.l. = = 9, km 50

51 5 Voir loin, c est voir dans le passé La Nébuleuse d Orion se situe à 1800 a.l. de la Terre ; la lumière provenant d Orion que nous recevons aujourd hui sur Terre a donc mis 1800 ans pour nous parvenir. Plus nous observons loin dans l espace et plus nous regardons dans le passé. 51

52 Chapitre 10 Spectres Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Les spectres d émission et d absorption : spectres continus d origine thermique, spectre de raies Raies d émission ou d absorption d un atome ou d un ion Caractérisation d une radiation par sa longueur d onde Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Savoir qu un corps chaud émet un rayonnement continu, dont les propriétés dépendent de la température Repérer, par sa longueur d onde dans un spectre d émission ou d absorption une radiation ca- ractéristique d une entité chimique Savoir que la longueur d onde caractérise dans l air et dans le vide une radiation électromagnétique Interpréter le spectre de la lumière émise par une étoile : température de surface et entités chimiques présentes dans l atmosphère de l étoile Connaître la composition chimique du soleil I Nature de la lumière blanche 1 Décomposition de la lumière blanche par un prisme Le prisme est un système optique, taillé dans un milieu transparent comme le verre ou le plexiglas. Il est constitué de 3 faces planes rectangulaires et de deux faces planes triangulaires. On le représente par un triangle. En passant à travers le prisme, la lumière blanche est déviée et décomposée en lumières colorées. On dit que le prisme décompose la lumière blanche. La figure colorée obtenue est appelée spectre. La lumière blanche est 52

53 constituée de plusieurs lumières (ou radiations) colorées. C est une lumière polychromatique. Remarque : Les gouttes d eau se comportent comme un prisme. Elles décomposent la lumière du Soleil pour donner les couleurs de l arc-en-ciel. 2 Le laser Contrairement à la lumière blanche, la lumière du laser, en traversant un prisme, n est pas décomposée en un spectre mais en une seule radiation lumineuse. Le laser est constitué d une seule radiation : c est une lumière monochromatique. 3 Longueur d onde Chaque onde électromagnétique est caractérisée, dans le vide, par une grandeur appelée longueur d onde, notée. Elle s exprime en mètre ou plus souvent en nanomètre (nm). 1nm = 10 9 m. L oeil humain n est sensible qu aux radiations dont les longueurs d onde sont comprises entre 400 nm et 800 nm. A chaque couleur correspond une longueur d onde. 53

54 II Les spectres d émission 1 Spectres d émission continus Un spectre d émission continu est un spectre produit par la lumière directement émise par une source lumineuse (lampe à incandescence, corps chauffé). Il est constitué de bandes colorées. 2 Spectre et température A l aide du curseur du rhéostat, on fait varier l intensité lumineuse. On analyse la lumière en la décomposant avec un prisme. On obtient des spectres d émission continus. Exemple : on chauffe le filament d une lampe progressivement à une température T 1 puis T 2 et enfin T 3 avec T 1 < T 2 < T 3. On analyse la lumière, on obtient les spectres continus suivants : Un corps chaud émet un spectre d émission continu dont la composition dépend de la température. La couleur émise par un corps chauffé ne dépend pas de sa composition chimique, mais uniquement de sa température. Exemple : couleur et température de surface d un objet quelconque 3 Spectre de raies d émission Lorsqu on excite par une tension électrique un gaz enfermé dans une enceinte sous basse pression, il émet une lumière que l on peut décomposer grâce à un prisme. Le résultat de cette décomposition est un spectre d émission discontinu. 54

55 Un spectre d émission discontinu est constitué de raies fines et colorées entrecoupées de bandes noires. A Chaque élément chimique correspond un spectre d émission. Exemple : Le spectre d émission produit par une lampe à vapeur de mercure ou une lampe à vapeur de sodium est discontinu. La lumière émise par ces lampes est composée d un nombre limité de radiations. III Les spectres de raies d absorption 1 Montage Pour obtenir un spectre de raies d absorption d un élément : - produire une lumière blanche possédant un spectre d émission continu. Cette lumière blanche doit traverser une lampe contenant un gaz à basse pression et haute température. Ce gaz est constitué de l élément chimique qui nous intéresse - décomposer la lumière qui sort de la lampe et la récupérer sur un écran. 2 Spectre d absorption Le spectre d absorption d un élément chimique est constitué d une bande colorée entrecoupée de raies noires. Ces raies noires correspondent aux raies d émission de l élément chimique. 3 Interprétation L élément chimique absorbe certaines radiations. Les raies noires d absorption correspondent aux raies d émission de l élément. Un élément chimique absorbe les radiations qu il est capable d émettre. Les raies noires d absorption et les raies colorées d émission ont la même longueur d onde. IV Application à l astrophysique 1 Analyse de la lumière des étoiles Une étoile est une boule de gaz sous haute pression dont la température varie beaucoup entre le centre et sa surface. Le rayonnement que l on perçoit d une étoile provient de la photosphère qui se trouve sur le bord externe de l étoile. La couleur de la photosphère nous renseigne sur sa température : les bleues sont les plus chaudes et les rouges les plus froides. A la périphérie de la photosphère, il existe donc une atmosphère constituée d un gaz sous faible pression. C est dans cette partie de l étoile que certaines radiations sont absorbées par les éléments chimiques présents. Le spectre de la lumière émise par une étoile est donc un spectre d absorption. Le spectre d absorption du soleil contient certaines raies noires d absorption correspondant aux raies d émission de l hydrogène. Par conséquent l hydrogène est présent dans l atmosphère de l étoile. La couleur de surface d une étoile nous renseigne sur sa température de surface. 2 Conclusion En observant le spectre de la lumière émise par une étoile, on peut déterminer la composition chimique de son atmosphère et sa température de surface. 55

56 Chapitre 11 Gravitation Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis La gravitation universelle L interaction gravitationnelle entre deux corps La pesanteur terrestre Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Calculer la force d attraction gravitationnelle qui s exerce entre deux corps à répartition sphérique Savoir que la pesanteur terrestre résulte de l attraction terrestre Introduction Pourquoi la Terre tourne-t-elle autour du Soleil? Pourquoi la pomme de l arbre tombe-t-elle sur le sol? Le mouvement d un corps est-il forcément le même pour deux observateurs différents? I L interaction gravitationnelle En 1687, Newton affirme dans l une de ses œuvres majeures, "Les Principes Mathématiques de la Philosophie Naturelle", que tous les corps (planètes, étoiles, pommes, etc.) s attirent mutuellement : il parle d interaction gravitationnelle. II La loi de la gravitation universelle L interaction gravitationnelle entre deux corps A et B, de masses respectives m A et m B, dont les centres de gravité sont séparés d une distance d, est modélisée par des forces d attraction gravitationnelle et dont les caractéristiques sont les suivantes : - Direction : la droite (AB) passant par les centres de gravité - Sens : vers le centre attracteur - Valeur/intensité : F A/B = F B/A = Gm Am B d 2 - Point d application : Le centre de gravité qui subit la force. III Le poids d un corps La force d attraction gravitationnelle que la Terre exerce sur un corps de masse m situé à une altitude h est : F T erre/corps = GM T m (R T + h) 2 GM T m (R T ) 2 = m.g Cette force n est rien d autre que le poids du corps noté dont les caractéristiques sont les suivantes : - Direction : la verticale du lieu (fil à plomb) - Sens : vers le bas 56

57 - Valeur/intensité : P = mg avec P en newton (N), m en kilogrammes (kg) et g l intensité de la pesanteur (en N.kg 1 ) - Point d application : Le centre de gravité du corps Remarque : g dépend de l altitude. A la surface terrestre g=9,8 N.kg 1. 57

58 Troisième partie Le sport 58

59 Chapitre 12 Description des mouvements Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Relativité du mouvement Référentiel. Trajectoire Mesure d une durée. Chronométrage Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Comprendre que la nature du mouvement observé dépend du référentiel choisi Réaliser et exploiter des enregistrements vidéo pour analyser des mouvements Porter un regard critique sur un protocole de mesure d une durée en fonction de la précision attendue 59

60 I Relativité du mouvement 1 Référentiel et observateur a) Un observateur terrestre voit le Soleil décrire un cercles autour de lui tandis que tout le paysage alentour est immobile. b) Mais vu depuis le système solaire, c est le Soleil qui est immobile et la Terre avec tous ses paysages qui tourne sur elle-même. Ainsi, pour décrire un mouvement, on doit choisir un corps solide pris comme référence auquel est attaché l observateur : on parle de référentiel. -Référentiel terrestre où l observateur est immobile sur le sol. -Référentiel héliocentrique où l observateur (imaginaire) serait immobile au centre du Soleil. -Référentiel géocentrique où l observateur (imaginaire) serait immobile au centre de la Terre. 2 Point mobile : trajectoire et vitesse Après avoir précisé le référentiel d étude, en général, on étudie le mouvement d un point donné d un objet : on parle de point mobile. Exemple : Mouvement de la valve d une roue de vélo dans le référentiel terrestre. Alors le mouvement du point mobile est caractérisé par : - Sa trajectoire : c est la courbe formée par l ensemble des positions successives occupées par le point mobile au cours du temps. - Sa vitesse à chaque instant (vitesse instantanée) : elle peut varier ou non (accélération, ralentissement, etc.). Exemple : Mouvement d un projectile (une balle sphérique). On étudie comme point mobile le centre G de la balle dans le référentiel terrestre. Les croix représentent les positions successives du point G au cours du temps prises à intervalle de temps régulier. Quand la balle monte, la vitesse diminue (les croix se rapprochent les unes des autres). Quand la balle redescend, la vitesse augmente (les croix s écartent les unes des autres). 3 Différents types de mouvement a Trajectoire Si la trajectoire est une droite, alors on parle de mouvement rectiligne. 60

61 Si la trajectoire est un cercle, alors on parle de mouvement circulaire. Si la trajectoire est une courbe quelconque, alors on parle de mouvement curviligne. b Vitesse Si la vitesse reste constante, alors on parle de mouvement uniforme. Si la vitesse augmente, alors on parle de mouvement accéléré. Si la vitesse diminue, alors on parle de mouvement retardé (ou ralenti). Sinon, on parle de mouvement varié. Exemple : Dans l exemple de la balle étudiée comme projectile, il s agit d un mouvement curviligne varié. 61

62 Chapitre 13 Force et Mouvement Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Actions mécaniques, modélisation par une force Effets d une force sur le mouvement d un corps : modification de la vitesse, modification de la trajectoire. Rôle de la masse du corps Principe d inertie Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Savoir qu une force s exerçant sur un corps modifie la valeur de sa vitesse et/ou la direction de son mouvement et que cette modification dépend de la masse du corps Utiliser le principe d inertie pour interpréter des mouvements simples en terme de forces Réaliser et exploiter des enregistrements vidéo pour analyser des mouvements I Les actions mécaniques Dans le sport on exerce différentes actions mécaniques : taper dans un ballon, déformer la figure de son adversaire en boxe, soulever des altères etc.. On classe ces actions en 2 catégories. 1 Actions de contact Lorsque qu un objet exerce une action mécanique sur le système étudié et qu il y a contact entre l objet et le système on parle d action de contact. Exemple : un palet est posé sur une table incliné. Il est en contact avec un ressort comprimé. A combien d action de contact est-il soumis? Il est soumis à 2 actions de contact : - une table exerce une action de contact appelée réaction de la table sur le palet. - le ressort exerce une action de contact sur le palet appelée tension du ressort. 62

63 2 Actions à distance Lorsque qu un objet exerce une action mécanique sur le système étudié et qu il n y a pas contact entre l objet et le système on parle d action à distance. Exemples : - action d un aimant sur une bille d acier, appelé action magnétique - action de la Terre sur un objet appelée action gravitationnelle - action d un peigne sur les cheveux : action de type électrostatique Ces actions s exercent sans qu aucun contact ne soit nécessaire. Observer l animation suivante et répertorier les actions s exerçant sur la masse m. Animation : action d un fil sur le pendule simple sur différentes planètes. Sur la masse m s exerce : - une action à distance, l action gravitationnelle de la Terre sur la masse m (appelée son poids P ) - une action de contact du fil sur la masse, appelée tension T du fil. II Modélisation d une action par une force 1 Modélisation d une action par une force Comment modélise-t-on une action mécanique? Une action mécanique est modélisée en physique par une force. La force subie par un système de la part d un autre est représentée par un vecteur. Les caractéristiques du vecteur force F sont : - son point d application - sa direction (attention il s agit d une droite!) - son sens - sa valeur F qui s exprime en Newton (N). Elle est notée F sans la flèche! On mesure la valeur d une force avec un dynamomètre. Remarque : Comment additionner des vecteurs? 63

64 2 Exemple de vecteur force, le vecteur poids Le vecteur poids d un corps de valeur P = 600 N possède 4 caractéristiques : - son point d application : centre de gravité ou d inertie - sa direction : verticale - son sens : vers le bas - sa valeur F = 600 N III Effets d une force sur le mouvement On se placera dans le référentiel terrestre. On répertorie 2 types d effet d une force sur un mouvement. 1 Modification de la valeur de la vitesse Quand on donne une impulsion à une bille initialement immobile, on exerce une force qui la met en mouvement, sa vitesse est alors modifiée (elle passe d une valeur nulle à une valeur non nulle). Une force appliquée à un corps peut modifier la valeur de sa vitesse. 2 Modification de la trajectoire En présence de l aimant, la trajectoire de la bille d acier est modifiée. L aimant exerce sur la bille une force appelée force magnétique qui modifie sa trajectoire. Une force appliquée à un corps peut modifier sa trajectoire. 3 Influence de la masse du corps Au rugby, il est plus difficile de plaquer un joueur de 120 kg qu un joueur de 80 kg. Il est plus facile de pousser un chariot vide que plein. L effet d une force sur le mouvement d un système dépend de la masse du système. Plus la masse est faible, plus l effet de la force est important. IV Le principe d inertie 1 Expérience sur la table à coussin d air Soit une table à coussin d air sur laquelle on réalise un mouvement sans frottement sur une table horizontale. Quelles sont les deux vecteurs forces agissant sur le solide? Ces forces se compensent-t-elles? Les représenter sur un schéma et donner leurs 4 caractéristiques. Choisir la chronophotographie de l objet et de son centre d inertie. Quel est le mouvement du centre d inertie de l objet? Lorsque le solide est au repos est-il soumis à des forces qui se compensent? Conclusion : lorsque le palet est au repos ou que son centre d inertie à un mouvement rectiligne uniforme alors les 2 forces agissant sur lui se compensent. Ces deux forces sont : 64

65 - son poids P - la réaction du plan R. La somme vectorielle des forces agissant sur lui est égale au vecteur nul. 2 Enoncé du principe d inertie Principe d inertie : Dans un référentiel terrestre supposé galiléen, tout corps au repos ou possédant un centre d inertie en mouvement rectiligne uniforme est soumis à des forces qui se compensent. La somme vectorielle des forces agissant sur lui est nulle : F ext = 0 v G = constant Remarques : -Un corps soumis à des forces qui se compensent et un corps qui n est soumis à aucune force (cas d un objet dans l espace éloignés de toute masse) ont le même comportement. - le principe d inertie est aussi vrai dans le référentiel géocentrique. Un principe résulte d observations mais ne se démontre pas. V Application du principe d inertie 1 Forces exercées sur un projectile dans l air z z v g v g Chute rectiligne Chute parabolique Soit une table à coussin sur laquelle on réalise un mouvement sans frottement dans un champ de pesanteur. Quel est le vecteur force agissant sur le solide? Le représenter sur un schéma et donner ses 4 caractéristiques. Choisir la chronophotographie de l objet et de son centre d inertie. Quel est le mouvement du centre d inertie de l objet? Conclusion : dans l air, un corps est soumis à son poids et à la force exercée par l air sur le projectile. Si on néglige cette force de frottement alors le corps est dit en chute libre. Le centre d inertie du solide n a pas un mouvement rectiligne uniforme, car il n est soumis qu à une seule force non compensée. Le principe d inertie est vérifié. 2 Le curling Quelles sont les forces s exerçant sur le palet au repos, puis lorsqu il est en mouvement? Représenter ces forces. 65

66 1) Palet au repos : il est immobile donc il est soumis à des forces qui se compensent : - la réaction de la glace sur le palet - son poids P 2) Palet en mouvement Palet lancé : il glisse d un mouvement rectiligne. Sa vitesse diminue et il s arrête au bout d un parcourt plus ou moins long. Une force supplémentaire s exerce au cours du mouvement : la force de frottement exercée par la glace sur le palet, dont l effet se manifeste par la diminution de sa vitesse. Comment aller plus loin? Les joueurs balaient la glace devant le palet pour réduire les forces de frottements qui lui permet d aller plus loin. Si on pouvait faire totalement disparaître les forces de frottements, le palet aurait un mouvement rectiligne uniforme (trajectoire une droite et la vitesse constante). Les forces qui lui sont appliquées (poids et réaction du plan) se compenseraient, comme dans le cas du mobile au repos. 3 Mouvement de la Lune autour de la Terre Dans quel référentiel étudie t-on le mouvement de la Lune? Quel est le mouvement du centre d inertie de la Lune dans ce référentiel? Quel est la force s exerçant sur la Lune? Le mouvement de la Lune peut-il être rectiligne uniforme? Pourquoi? Dans le référentiel géocentrique, la Lune possède un mouvement circulaire uniforme. D après le principe d inertie elle ne peut être soumise à des forces qui se compensent. En effet, elle n est soumise qu à une seule force : la force d interaction gravitationnelle de la Terre (et dans une moindre mesure aux forces d interaction gravitationnelle des autres planètes du système solaire et du soleil). Remarque : c est parce qu elle possède une vitesse suffisante que la Lune ne tombe pas sur Terre. 66

67 Chapitre 14 Transformation chimique Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Système chimique Réaction chimique Ecriture symbolique de la réaction chimique : équation de la réaction chimique Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Décrire un système chimique et son évolution Ecrire l équation de la réaction chimique avec les nombres stœchiométriques corrects. Exemple d une combustion Pratiquer une démarche expérimentale pour mettre en évidence l effet thermique d une transformation chimique ou physique I Le système chimique 1 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. 2 Etat initial, état final 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 transformation, à l état final sont appelés «produits» La transformation chimique est le passage de son état initial à son état final. 3 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 67

68 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. 4 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. - la solution de nitrate d argent est devenue bleue d ou la présence d ion cuivre Cu 2+ avec n(cu 2+ ) f inal = 0,05 mol, n(ag + ) f inal = 0 mol, n(no 3 ) final = 0,1 mol Etat initial P = 1 bar!;! T = 20 C n (Cu (s)) = 1,0 mol n [Ag + (aq)] = n [NO 3- (aq)]= 0,1 mol Molécules d eau H 2O(l)! Etat final P = 1 bar!;! T = 20 C! produits formés Ag (s) : n Ag(s) = 0,1 mol n(cu 2+ ) aq = 0,05 mol! ion spectateur n(no 3 - aq) = 0,1 mol! réactif restant n(cu (s)) = 0,95 mol molécules d eau H 2O(l) 68

69 II La réaction chimique 1 Définition de la réaction chimique 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) 2 Définition de l équation chimique 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. 3 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 : C 6 H 12 O 6 + 6O 2 = 6CO 2 + 6H 2 O Qu est-ce qui ce conserve au cours de cette réaction chimique (4 choses)? 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 identique 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 : Fe 3+ (aq) + 3HO (aq) = Fe(OH) 3(s) - 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 : 2 charges positives dans les réactifs et deux charges positives dans les produits. 4 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 + 2Ag + = 2Ag + Cu 2+ Cette équation indique que si 1 mole de cuivre est consommée alors 2 moles d ions Ag + seront aussi consommées et il se formera 2 moles d argent et 1 mole d ions cuivre Cu 2+. 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 + 2Ag + = 2Ag + Cu 2+ 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 Cu

70 III Effet thermique des transformations chimiques 1 La bougie brûle! Le combustible de la bougie est la paraffine de formule brute C 18 H 36 O 2, elle brûle dans l air à l aide du comburant dioxygène de formule brute O 2. Les produits formés sont le dioxyde carbone et l eau. L équation chimique est la suivante : C 18 H 36 O O 2 = 18CO H 2 O Cette réaction est exothermique : elle dégage de la chaleur. 2 Les 2 effets thermiques possibles Une transformation qui libère de l énergie sous forme de chaleur est appelée réaction exothermique. Exemple : au cours de l effort le glucose subit une transformation chimique produisant de l acide lactique et de chaleur. C 6 H 12 O 6 = 2C 3 H 6 O 3 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 : NH 4 Cl(s) = NH + 4 (aq) + Cl (aq) Une réaction qui ne libère aucune énergie sous forme de chaleur est appelée réaction athermique. 70

71 Chapitre 15 Synthèse chimique Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Ecrire symbolique de la réaction chimique : équation de la réaction chimique Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Comprendre le rôle de la chimie de synthèse Réaliser et exploiter des enregistrements vidéo pour analyser des mouvements Ecrire l équation de la réaction chimique avec les nombres stœchimériques corrects I Pourquoi synthétiser des espèces chimiques? 1 Définition de la synthèse On appelle synthèse la préparation d une espèce chimique à partir d autres espèces chimiques. 2 Les différents types d industries chimiques On distingue plusieurs types d industries chimiques qui réalisent des synthèses de produits : - la chimie fine ou chimie de spécialité, est une division de l industrie chimique qui synthétise des produits répondant à des besoins très spécifiques et de faible volume de production ( pesticides, pigments, arômes et cosmétiques) - la pharmacie. Environ 30 % des principes actifs des médicaments sont issus de la nature. Il est parfois couteux de les extraire, on les synthétise en laboratoire. Il faudrait par exemple abattre 2000 saules par heure pour répondre au besoin d aspirine dans le monde!! - la chimie lourde qui fabrique des produits de base comme la soude (NaOH) le dichlore (Cl 2 ), l acide chlorhydrique (H +,Cl ) et des monomères. II Comment réaliser une synthèse? Les trois étapes de la synthèse sont : - la transformation des réactifs en produits - le traitement du milieu réactionnel - l identification des produits obtenus 71

72 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). 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 tète 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. 72

73 On utilise ce type de montage pour produire des huiles essentielles comme l huile essentielle de rose ou de lavande. 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 désirées, la séparation du mélange s effectue dans une ampoule à décanter. Revoir le chapitre extraction, séparation identification d espèces chimiques 3 Etape 3 : étape d identification Une fois le produit réalisé, on déterminera par différentes techniques sa pureté. On pourra effectuer une chromatographie par exemple. On pourra utiliser les propriétés physiques du produit (aspect, solubilité, températures d ébullition et de fusion, densité etc) pour déterminer sa pureté. Voir le chapitre extraction, séparation identification d espèces chimiques III Rappel : masse volumique et densité 1 Masse volumique La masse volumique ρ d une espèce chimique est égale au rapport de sa masse m par le volume V qu elle occupe : ρ = m V Unité légale : m (kg) ; V (m 3 ) ; Exemple : la masse volumique de l eau est égale à ρ = 1000 kg/m 3. Cela signifie qu un volume d un mètre cube d eau correspond à une masse m = 1000 kg. 73

74 2 Densité La densité d d un corps solide ou liquide est égale au rapport de sa masse volumique sur celle de l eau : d = ρ ρ eau la densité d n a pas d unité car elle est égale à un rapport de même unité. Exemple : la densité du plomb est d = 11,3. IV Synthèse chimique et sport 1 Message de l union des industries chimiques La chimie transforme les pratiques sportives. Polyamide, polyester, fibre de carbone, matériaux composites. Les nouveaux matériaux contribuent largement à l amélioration des performances. Les équipements sont plus légers, plus confortables et plus sûrs ; ils permettent d aller toujours plus haut, plus loin, plus vite. Les nouveaux sports de glisse ou de l extrême n auraient pas vu le jour sans chimie. La chimie offre aussi aux sportifs des infrastructures mieux adaptées ainsi que des produits d hygiène et de santé. 2 Travail de recherche La plupart des matériaux utilisés dans le sport sont des polymères. Un polymère est une macromolécule constitué à partir d un motif (molécule) qui se répète identique à lui même un grand nombre de fois. 74

75 Chapitre 16 La pression Notions et contenus SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Pression d un gaz, pression dans un liquide Force pressante exercée sur une surface, perpendiculaire à cette surface Pression dans un liquide au repos, influence de la profondeur Dissolution d un gaz dans un liquide Loi de Boyle-Mariotte, un modèle de comportement de gaz, ses limites Compétences attendues SAV S AP ANA VAL REA Acquis Non acquis Savoir que dans les liquides et dans les gaz la matière est constituée de molécules en mouvement Utiliser la relation P = F/S, F étant la force pressante exercée sur une surface S, perpendiculairement à cette surface Savoir que la différence de pression entre deux points d un liquide dépend de la différence de profondeur Savoir que, à pression et température données, un nombre donné de molécules occupe un volume indépendant de la nature du gaz Pratiquer une démarche expérimentale pour établir un modèle à partir d une série de mesures 75

76 I Description d un gaz 1 A l échelle microscopique Un gaz est constitué d un ensemble de molécules (ou parfois d atomes dans le cas des gaz rares) assez éloignées les unes des autres. Ces atomes ou ces molécules sont en agitation permanente et désordonnée. Exemple : le gaz dioxygène composé de molécules de dioxygène (O 2 ). Le gaz néon composé d atome de néon (Ne) 2 Description d un gaz à l échelle macroscopique Il est impossible et trop compliqué, de décrire un gaz à l échelle microscopique, car les molécules sont en nombre trop important et il faudrait connaître un trop grand nombre de paramètres (vitesse, position, masse etc.). On utilise alors, pour décrire l état d un gaz, des grandeurs macroscopiques, facilement accessibles à la mesure : - la pression P en pascal (symbole Pa) - la température T (en kelvin, symbole K) - le volume V (en mètre cube, symbole m 3 ) - la quantité de matière n de gaz (en mole, symbole mol). Ces grandeurs qui permettent de décrire l état d un gaz sont appelées : variables d état. II Notion de pression 1 Mise en évidence des forces pressantes On place un ballon de baudruche contenant très peu d air sous une cloche à vide. On fait ensuite le vide d air sous la cloche. On observe alors que le ballon se gonfle. Son enveloppe se tend et son volume augmente. 76

77 Dans la partie (1), la face externe du ballon est soumise à un bombardement incessant par les molécules des gaz constituant l air (O 2 et N 2 essentiellement) Dans la partie (2), seule la face interne du ballon est soumise au bombardement par les molécules enfermées dans le ballon (il n y a plus d air à l extérieur). Sous l action de ce bombardement qui a lieu de l intérieur vers l extérieur, le ballon se déforme. Une surface en contact avec un gaz est soumise à un très grand nombre de chocs des molécules de gaz (aspect microscopique). Il en résulte, sur cette surface, une force appelée force pressante (aspect macroscopique). 2 Définition Soit F la valeur de la force pressante s exerçant sur une surface plane d aire S. La pression P résultant de cette force est égale au rapport de la force F sur la surface S. P = F S Unités : P en pascal (Pa) ; F en Newton (N) ; S en mètre carré (m 2 ). La force pressante est orthogonale à la surface sur laquelle elle s exerce. Autres unités de pression : - le bar : 1 bar = 10 5 Pa (industrie) ; - l hectopascal : 1 hpa = 100 Pa (météorologie) ; - l atmosphère : 1 atm = 1, Pa ; Exemple : On pose une masse m = 1,6 kg sur une main. La surface de contact est S = 16 cm 2. Calculer la pression exercée par la masse. 1) données : g = 9,8 N.kg 1 ; S =16 cm 2 = 16 (10 2 )2= m 2 ; m = 1,6 kg 2) formule : P = F/S d où P = m.g/s 3) calcul P = (1,6 9,8)/( ) = 9, Pa La pression qui s exerce sur le livre est de 1 bar environ (l équivalent de la pression atmosphérique). 3 La pression atmosphérique La pression atmosphérique est la pression exercée par l air qui nous entoure. Au niveau du sol la pression atmosphérique notée P atm est : P atm = 1 bar. La pression atmosphérique diminue avec l altitude. Plus l altitude s élève moins il y a de molécules par m 3 d air et plus les forces pressantes sont faibles. 77

78 e Nom de la couche Hauteur de la base h (en km) Pression (en Pa) 0 Troposphère 0, Tropopause 11, Stratosphère 20, ,9 3 Stratosphère 32, ,02 4 Stratopause 47, ,91 5 Mésosphère 51,000 66,939 6 Mésosphère 71,000 3, Mésopause 84,852 0, Mesure de la pression d un gaz La pression se mesure avec un manomètre. Les baromètres mesurent la pression atmosphérique. Les manomètres absolus donnent la valeur de la pression du gaz par rapport au vide. Les manomètres relatifs donnent la pression du gaz par rapport à la pression atmosphérique. III Température et agitation thermique 1 De quoi dépend la température d un corps? La température d un corps, à l état solide, liquide ou gazeux, est liée à l agitation des molécules qui le constituent. Plus les molécules sont agitées (plus leur vitesse est importante) plus la température est élevée. 2 Appareils de mesure de température La température se mesure avec un thermomètre. Il comporte un capteur mettant en jeu un phénomène physique variant avec la température. Les phénomènes les plus courants sont : - La dilatation d un liquide : (expérience du ballon) thermomètre usuel à alcool ou à mercure, - La résistance électrique d un conducteur : thermomètre électronique - L émission de rayonnement : thermomètre à rayonnement infrarouge. Pour repérer la température d un corps la sonde du thermomètre doit être en contact avec le corps suffisamment longtemps : la sonde et le corps doivent être en équilibre thermique. 3 Echelles de température L échelle légale de température est l échelle de température absolue dont l unité est le Kelvin (K). Une échelle très utilisée est l échelle Celsius dont l unité est le degré Celsius ( C). La température absolue, notée T et la température Celsius notée sont liées par la relation : En l absence de toute agitation thermique, la température absolue T est égale à 0 K : c est le zéro absolu. Il n existe pas de température inférieure à 0 K. A cette température les entités chimiques sont immobiles. IV Relation entre pression et volume 1 Cas des gaz : Loi de Boyle-Mariotte Faire varier le volume du piston en réglant successivement les valeurs du tableau ci dessous. Noter la pression P et effectuer le produit P.V pour chaque mesure. Loi de Boyle-Mariotte (1662) : A température constante, pour une quantité donnée de gaz, le produit de la pression P par le volume V occupé par le gaz est constant : Application : la plongée P V = constante 78

79 2 Cas des liquides : Relation entre pression P et profondeur h Profondeur (10 2 m) Pression hydrostatique P (P a) P (totale) = P (atm) + P (P a) , ,0 2, ,0 2, ,0 3, ,0 4, Tracer la courbe P(totale) en fonction de la profondeur h(m) - Sachant que la masse volumique p du liquide vaut ρ = 1, kg.m 3 et que l intensité du champ de pesanteur terrestre vaut g = 9,8 N.kg 1 donner la relation entre P (totale), P (atm), g et h. La pression dans un liquide augmente avec la profondeur. A une profondeur h(m), dans un liquide masse volumique ρ (kg/m 3 ) la pression P est donnée par la formule : P = P atm + ρ.g.h g : intensité du champ de pesanteur terrestre g = 9,8 N.kg 1 P atm (pression atmosphérique) = 10 5 Pa Dans le cas ou le liquide est l eau, sa masse volumique étant p(eau) = 1, kg/m 3, la relation devient : P = P atm + ρ.g.h = , ,8 h P = , h Exemple : un plongeur se trouve à h = 10 m de profondeur. La masse volumique de l eau est p(eau) = 1, kg/m 3. Calculer la pression P à cette profondeur La pression à cette profondeur est : P = P atm +ρ.g.h = 1, , ,8 10 = 2, Pa = 2 bar environ. A 10 m de profondeur la pression est deux fois plus forte qu à la surface. A 20 m elle est 3 fois supérieure, etc. V Application au sport 1 La plongée Lors d une plongée subaquatique, la pression de l eau augmente avec la profondeur, dans les bouteilles le gaz est stocké sous haute pression. Le détendeur permet d égaliser la pression de l air que respire le plongeur avec celle du milieu extérieur. 2 dangers de la plongée : 1) L air respiré par le plongeur se retrouve dans les cavités de volume V 1 du poumon. A haute profondeur on note la pression P 1. Lorsque le plongeur remonte à la surface la pression diminue on la note P 2, P 2 < P 1. Or d après la loi de Boyle Mariotte P.V = constante. Par conséquent le volume des cavités noté V 2 va être supérieure à V 1 : P 1.V 1 = P 2.V 2 Le volume des cavités va augmenter avec des risques de détérioration. 2) la quantité d air dissous dans le sang augmente avec la pression : sa solubilité augmente avec la pression. Au cours de la remontée de l air repasse sous forme gazeuse, on retrouve du gaz dans le sang et sont évacuées par la respiration, mais peuvent également bloquer le coeur ou les veines. 2 En altitude La pression atmosphérique diminue quand l altitude augmente. Au niveau de la mer, P atm = 1, Pa une inspiration de 5 litre d air fait entrer 0,042 mol de dioxygène dans le sang. A 2200 m, P atm = 0, Pa, une inspiration de 5 L fait entrer uniquement 0,032 mol de dioxygène dans les poumons. Les performances des sportifs faisant du fond sont moins élevées. 79