Module 3: Les processus chimiques

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1 Module 3: Les processus chimiques

2 Chapitre 2: Les modèles atomiques

3 2.1 Le tableau périodique et la réactivité (p.136) n Nombre de masse (masse atomique): C est la somme des neutrons (n 0 ) et des protons (p + ) dans le noyau de l atome. n Numéro atomique: C est le nombre de protons dans le noyau de l atome P Nombre de masse (p+ + no ) Numéro atomique (p + ) 15 p + 16 n o 2é 8é 5é n=1 n=2 n=3

4 2.1 suite n Pour calculer le nombre de neutrons, on soustrait le numéro atomique du nombre de masse. (masse - # atom.) n Si l atome est neutre: p + = e - n La 1 re couche électronique contient 2 e - et les suivantes, 8 e -. (Ceci pour les 20 premiers éléments)

5 2.1 suite n Couche de valence: C est la couche d électrons périphérique (dernière) qui détermine les propriétés de l atome. Tous les atomes veulent être stables comme les gaz rares et vont donc réagir différemment selon leur couche de valence. Ex: Chlore (7 électron de valence) est plus réactif que le phosphore (5 électrons de valence). n Électron de valence: Nombre d électrons sur la couche de valence.

6 2.1 suite n Groupe (famille): n Ce sont des éléments ayant des propriétés chimiques semblables dans une colonne verticale. n Les éléments d une famille ont le même nombre d électrons de valence (e - sur dernière couche électronique) n Période: n Ce sont les rangées horizontales d éléments. n Ces rangées correspondent aux couches électroniques.

7 2.1 suite Feuille d activité Tableau périodique 1. Métaux, non métaux, et métalloïdes 2. Familles

8 2.1 suite 1. Prendre le tableau périodique (feuille photocopiée) et indiquer l information, comme à la p.140 du manuel, fig Reproduire le tableau 5.1, de la p.140 dans votre cahier. (Propriétés des métaux, nonmétaux, métalloïdes)

9 2.1 suite n Ion: Atome qui a gagné ou perdu un ou des électrons. n Cation: Ion chargé positivement car il a perdu un ou des électrons. n Anion: Ion chargé négativement car il a gagné un ou des électrons.

10 Exercice Modèle de Bohr-Rutherford n Faite le modèle de Bohr-Rutherford des 20 premiers éléments. n En respectant la structure du tableau périodique. n Inscris le nombre d électron de valence pour chaque élément

11 Exercice Modèle de Bohr-Rutherford n Faite le modèle de Bohr-Rutherford des éléments et ions suivants: n Inscris le nombre d électron de valence pour chaque élément a) F 1- b) Na 1+ c) P 3- d) S 2- e) Ca 2+ f) Ar g) O 2- h) C

12 2.1 suite n Notation de Lewis: n Ce sont les électrons de valence représentés par des points autour d un symbole chimique. 23 Na p + 12 n o 2é 8é 1é n=1 n=2 n=3 Modèle de Bohr- Rutherford Na Notation de Lewis

13 Exercice n Fais la notation de Lewis pour les ions suivants: a) F 1- b) Na 1+ c) P 3- d) S 2- e) Ca 2+

14 Feuille d exercices n FR 5-6 Les couches électroniques n Les particules subatomiques

15 2.1 suite La réactivité chimique de 3 familles. 1) Les métaux alcalins: Ils sont très réactifs car ils perdent facilement leur électron de valence. Li Na Moins réactif K Rb Cs Fr Plus réactif }Cation

16 Suite 2) Les Halogènes: Ils sont les non-métaux les plus réactifs car ils gagnent facilement un électron. F Cl Br I At Plus réactif Moins réactif }Anion

17 Suite 3) Les gaz rares: Ne réagissent pas car ils ont 8 électrons de valence.

18 Exercices p. 146 # 1 à 7

19 2.2 Liaisons chimiques (p. 147) n n Une liaison chimique se forme entre 2 atomes lorsque les électrons de valence de chaque atome forment ensemble un arrangement stable. (8 électrons) 3 façons: 1. Un atome peut donner 1 ou des électrons afin de devenir un cation. 2. Un atome peut gagner 1 ou des électrons afin de devenir un anion. 3. Deux atomes peuvent partager 1 ou des électrons.

20 2.2 Suite n Liaison ionique: n C est une liaison qui résulte d un transfert d électrons d un métal à un non métal. n L attraction entre des ions de charges opposées forme une liaison ionique. Représentation de la liaison ionique par la notation de Lewis: Au tableau

21 2.2 Suite n Liaison covalente: n C est une liaison qui résulte d un partage d électrons entre atomes. (2 non-métaux) n Ex: H 2 O (H non-métaux et O non-métaux) Représentation de la liaison covalente par notation de Lewis: Au tableau

22 Exercice n Quel type de liaison serait formée entre les atomes suivants: a) H Cl covalente b) Na Cl ionique c) Rb F ionique d) K N ionique e) N F covalente f) Na B ionique g) Mg Br ionique h) C O covalente i) Sr N ionique j) H S covalente

23 Exercice 2 n llustrez la formation des liaisons à l aide de la notation de Lewis: (pour atomes) 1) Li + O 2) H + Br 3) K + Cl 4) C + Cl 5) Mg + O 6) N + H

24 Propriété des composés ioniques et moléculaires p. 151 n Composé ionique (liaison ionique) n Point de fusion élevé n Conduit l électricité lorsqu il est fondu ou dissout dans l eau (ex: sel dans eau) n Car les ions sont libres de se déplacer. n Ne conduit pas l électricité à l état solide (ex: sel) n Composé moléculaire (ou molécule) (liaison covalente) n Point de fusion bas n Ne conduit pas l électricité lorsqu il est fondu ou dissout dans l eau ou à l état solide.

25 2.2 Suite n Un électrolyte est une substance qui se dissout dans l eau pour produire une solution conductrice d électricité. (ex: sel) n Les substances ioniques sont des électrolytes alors que les composés moléculaires ont tendance à être des nonélectrolytes.

26 2.3 Les équations chimiques et les réactions chimiques n Équation chimique: n C est un énoncé qui décrit ce qui arrive aux réactifs et aux produits pendant une réaction chimique. n Ex: Réactif(s) Produit(s) Ca (s) + F 2 (g) CaF 2 (s) n Il existe 3 différentes formes d équation chimique: n Équation nominative n Équation squelette n Équation chimique équilibrée

27 Suite 1. Équation nominative: n Il s agit d écrire les réactifs et les produits d une réaction chimique par leur nom. n Ex: l hydrogène gazeux réagit avec l oxygène gazeux pour former de l eau liquide. Hydrogène + Oxygène Eau

28 Suite 2. Équation squelette: n Résumé d une réaction chimique à l aide de symbole. n Ex: H 2 (g) + O 2 (g) H 2 O (l) q q q q q Solution: s = solide l = liquide g = gazeux aq = solution aqueuse

29 Suite 3. Équation chimique balancée: q q Loi de la conservation de la matière Pendant une réaction chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits. Réactifs: n 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) H = 2 O = 2 Produits: H = 2 O = 1 Coefficients Balancé Réactifs: Produits: H = 4 H = 4 O = 2 O = 2

30 Exemple n Le sodium à l état solide réagit avec l eau à l état liquide pour former de l hydroxyde de sodium (NaOH) en solution aqueuse et du dihydrogène à l état gazeux. n Équation nominative: n? n Équation squelette: n? n Équation balancée: n? sodium (s) + eau (l) hydroxyde de sodium (aq) + dihydrogène (g) Na (s) + H 2 O (l) NaOH (aq) + H 2 (g) 2Na (s) + 2 H 2 O (l) 2 NaOH (aq) + H 2(g)

31 Exercice n Équilibrez ces équations chimiques: n H 2 + Cl 2 HCl n CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O n N 2 + H 2 NH 3 n C 2 H 6 + Cl 2 HCl + C n KI + Pb(NO 3 ) 2 PbI 2 + KNO 3 n FeS 2 + O 2 Fe 2 O 3 + SO 2 n C 2 H 2 + O 2 CO 2 + H 2 O n CoCO 3 + O 2 Co 3 O 4 + CO 2

32 Exercice «les équations équilibrées» P. 174 # 1, 3 et 4 p. 177 # 17 et 18

33 2.4Réaction de combustion n Une réaction de combustion se produit lorsqu une substance réagit avec l oxygène. n Il se produit une réaction de combustion qui dégage de la chaleur lorsque des hydrocarbures sont brûlés. n Un hydrocarbure est un composé qui contient seulement des atomes de carbone et d hydrogène.

34 2.4 Suite n Les principales sources d hydrocarbure que nous utilisons sont le pétrole brut et le gaz naturel. n Exemples d hydrocarbure: n Voir schémas des molécules ci-dessous. n CH 4 Méthane n C 3 H 8 Propane n C 4 H 10 Butane n C 8 H 18 Octane

35 2.4 Suite n Il existe 2 sortes de combustion n Combustion complète n Quand des hydrocarbures sont brûlés avec beaucoup d oxygène. hydrocarbure + oxygène gaz carbonique + eau + É (équation nominative) n Combustion incomplète n Quand les hydrocarbures sont brûlés avec une faible quantité d oxygène. hydrocarbure + oxygène gaz carbonique + eau + monoxyde de carbone + carbone + É

36 2.4 Facteurs agissant sur la vitesse d une réaction chimique n Taux de réaction n Désigne la rapidité ou la lenteur avec laquelle un changement se produit. n Pour déterminer le taux d une réaction chimique, tu dois être capable de mesurer la vitesse à laquelle les réactifs sont utilisés ou que les produits sont formés. n Si la réaction se fait vite = Taux élevé

37 Suite n Voici les facteurs qui agissent sur la vitesse d une réaction: 1. La concentration n Plus la concentration est grande, plus il y a de collisions entre les particules alors plus la vitesse de réaction est élevée 2. La surface de contact n Plus grande est la surface de contact, plus la vitesse de réaction est élevée. 3. La température n Plus la température est élevée, plus la vitesse des particules est grande et plus il y a de chances qu elles entrent en collision. Ceci augmente le taux de réaction. 4. Les catalyseurs n Les catalyseur sont des substances qui accélèrent ou diminuent le taux de réaction sans être eux-mêmes utilisés pendant la réaction.

38 Les acides et bases au quotidien n Exemples d acides - Jus d agrumes - Vinaigre - Café - Estomac - Boisson gazeuse - Tomate - Batterie d auto n Exemples de bases - Rolaids - Nettoyants à four - Nair (épilatoire) - Savon - Bicarbonate de soude (petite vache) - Pâte à dents

39 Les acides et les bases n Acide: n Une substance qui produit des ions d hydrogène (H + ) en solution aqueuse. n Ex: l acide chlorhydrique (HCl (aq) ) est un composé qui se dissout dans l eau et se sépare en H 1+ et Cl 1-. n Base: HCl (aq) H + (aq) + Cl- (aq) n Une substance qui produit des ions d hydroxyde (OH - ) en solution aqueuse. n Ex: l hydroxyde de sodium (NaOH) est un composé qui se dissout dans l eau et se sépare en ions OH - et Na + NaOH (aq) Na + (aq) + OH - (aq)

40 Suite n Échelle de ph (puissance en ions hydrogène) n Échelle de valeur de 0 à 14 indiquant la concentration en ions hydrogènes (H + ) ou hydroxyde (OH - ) d une solution. n Voir Schéma

41 Suite n Les acides forts libèrent beaucoup d ions hydrogènes (H + ) et les acides faibles en libèrent peu. Acides forts H 2 SO 4 (acide sulfurique) Batterie d auto HCl (aq) (acide chlorhydrique) Estomac Acide Faible H 2 CO 3 (acide carbonique) Boissons gazeuses

42 Suite n Les bases fortes libèrent beaucoup d hydroxydes (OH - ) et les bases faibles en libèrent moins. Bases fortes NaOH (hydroxyde de sodium) Bases faibles Be(OH) 2 (Hydroxyde de béryllium) Draino

43 Réaction de neutralisation n Lorsqu un acide et une base réagissent ensemble pour former de l eau et un sel. Acide + Base sel + Eau HCl (aq) + NaOH NaCl + H 2 O n Lorsqu on a trop d acide dans l estomac, l acide remonte dans l œsophage et cause des brûlures d estomac. On peut avoir recours à un antiacide (base) qui neutralise l acide gastrique en excès. Le résultat est donc du sel et de l eau.

44 Indicateurs chimiques n Papier tournesol n Indique la présence d un acide ou d une base. n Base: Le papier tournesol rouge devient bleu n Acide: Le papier tournesol bleu devient rouge n Phénolphtaléine n Incolore quand on a une solution acide ou neutre et devient rose quand on a une solution basique.

45 Tableau acides et bases

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