INFO + E N R I C H I S S E M E N T

Transcription

1 INTRODUCTION Cette introduction comprend un RAPPEL des connaissances qui sont nécessaires à la compréhension du contenu de cet ouvrage. Elle comporte également une section INFO + sur les réactions d oxydoréduction qui constituent une vaste classe de transfor ma - tions chimiques. RAPPEL Comment lire le tableau périodique... 2 Les constituants de l atome... 3 Les représentations de l atome... 4 Le modèle atomique simplifié... 4 La notation de Lewis... 5 Le modèle atomique «boules et bâtonnets»... 5 Les molécules... 6 La tendance des éléments à gagner ou à perdre des électrons... 6 Les liaisons chimiques... 9 Les règles d écriture Les règles de nomenclature Les électrolytes La notion de mole La masse molaire La concentration Les transformations de la matière Les transformations physiques Les transformations chimiques Le balancement d une équation chimique La stœchiométrie Exercices INFO + E N R I C H I S S E M E N T Les réactions d oxydoréduction Le nombre d oxydation Les demi-réactions et leur addition Les piles électrochimiques Exercices

2 RAPPEL Comment lire le tableau périodique Le tableau périodique des éléments est un outil de référence indispensable en chimie. Ce tableau regroupe tous les éléments chimiques connus, classés selon leurs propriétés physiques et chimiques. Il fournit plusieurs renseignements fort utiles, comme on peut le voir à la FIGURE I.1. CONCEPTS DÉJÀ VUS o Atome o Élément o Tableau périodique o Propriétés caractéristiques o Masse atomique relative Chaque case représente un élément. Exemple : C 6 Carbone 12,01 PÉRIODE Chaque rangée porte le nom de «période». Les périodes sont numérotées de 1 à 7. Numéro atomique Symbole chimique Nom de l élément Masse atomique NUMÉRO ATOMIQUE Les éléments sont placés en ordre croissant de numéro atomique. ESCALIER Cette démarcation en forme d escalier permet de distinguer les métaux (à gauche) des nonmétaux (à droite) et de repérer les métalloïdes. FAMILLE Chaque colonne porte le nom de «famille» (ou de «groupe»). Les familles sont numérotées de deux façons : de 1 à 18 et selon une numérotation comportant des chiffres romains. Quelques familles : Alcalins (I A, sauf hydrogène) Alcalino-terreux (II A) Halogènes (VII A) Gaz nobles (VIII A) I A 1 H Hydrogène 1,01 3 Li Lithium 6,94 11 Na 2 II A 4 Be Béryllium 9,01 12 Mg Sodium Magnésium 22,99 24, III B 4 IV B 5 V B 6 VI B 7 VII B 8 VIII B 9 VIII B Bore Carbone Azote 10,81 12,01 14, Silicium Phosphore Aluminium 28,09 30,97 26, K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Potassium Calcium Scandium Titane Vanadium Chrome Manganèse Fer Cobalt Nickel Cuivre Zinc Gallium Germanium 39,10 40,08 44,96 47,87 50,94 52,00 54,94 55,85 58,93 58,69 63,55 65,38 69,72 72, Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdène Technétium Ruthénium Rhodium Palladium Argent Cadmium 85,47 87,62 88,91 91,22 92,91 95, ,07 102,91 106,42 107,87 112, Césium Baryum Hafnium Tantale Tungstène Rhénium Osmium Iridium Platine 132,91 137,33 178,49 180,95 183,84 186,21 190,23 192,22 195, Or 196, Francium Radium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium MeitneriumDarmstadtium Roentgenium Mercure 200,59 Arsenic 74,92 Indium Étain Antimoine 114,82 118,71 121, Thallium Plomb Bismuth 204,38 207,20 208,98 Oxygène 16,00 16 Soufre 32,07 34 Sélénium 78, Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 10 VIII B Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg AI 62 Métaux I B 64 B C N Tellure 127,60 Polonium 209 Lanthane Cérium Praséodyme Néodyme Prométhium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutécium 138,91 140,12 140,91 144, ,36 151,96 157,25 158,93 162,50 164,93 167,26 168,93 173,05 175, Fluor 19,00 17 Chlore 35,45 35 Brome 79,90 53 Iode 126,90 85 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Astate 210 Hélium 4,00 10 Néon 20,18 18 Argon 39,95 36 Krypton 83,80 54 Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Américium Curium Berkélium Californium Einsteinium Fermium Mendélévium Nobélium Lawrencium ,04 231,04 238, C B Non-métaux Métalloïdes 12 II B III A 5 AI 14 IV A Si 15 V A P In Sn Sb VI A 8 O S Te VII A 9 F CI 70 I 18 VIII A 2 He Ne Ar Xe Xénon 131,29 86 Radon Pour faciliter la lecture du tableau, les éléments 57 à 71, ainsi que les éléments 89 à 103, sont placés sous le tableau, même s ils font partie intégrante des périodes 6 et 7. La couleur de la case indique la phase à laquelle l élément existe à 25 C. gazeuse solide I.1 Les renseignements que l on peut tirer du tableau périodique des éléments. liquide solide synthétique 2 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

3 RAPPEL Les constituants de l atome L atome est constitué d un noyau atomique, contenant des protons et des neutrons, autour duquel gravitent des électrons répartis sur une ou plusieurs orbites, ou couches. Les électrons (symbole e ) ont une charge électrique négative. Les protons (symbole p + ) ont une charge électrique positive, de même valeur que celle de l électron. Les neutrons (symbole n) n ont pas de charge électrique; ils sont neutres. Le nombre de protons est invariable pour un élément donné. Il correspond au numéro atomique. Lorsque l atome est neutre, le nombre d électrons est le même que le nombre de protons. Le nombre de neutrons dépend de l isotope de l élément: en général, il est proche du nombre de protons. Pour calculer le nombre de neutrons présents dans un atome, il faut soustraire le numéro atomique du nombre de masse (masse atomique arrondie au nombre entier le plus près, ou masse atomique de l isotope). Ainsi: Nombre de neutrons = Nombre de masse Numéro atomique Les isotopes sont des atomes du même élément qui ont le même nombre de protons, mais un nombre différent de neutrons. Les électrons de valence sont les électrons situés sur la couche la plus éloignée du noyau. Ce sont ceux qui participent aux réactions chimiques. C est pourquoi ils ont une importance particulière. Le nombre d électrons de valence des éléments des familles I A à VIII A corres - pond au numéro en chiffres romains du nom de la famille. Le nombre de couches électroniques d un atome correspond au numéro de la période du tableau dont il fait partie. La FIGURE I.2 montre un atome de carbone. Son noyau contient six protons et six neutrons. Six électrons sont répartis sur deux couches électroniques. Noyau Proton Électron Neutron Couches électroniques CONCEPTS DÉJÀ VUS o Particules élémen - taires (proton, électron, neutron) o Modèle atomique simplifié o Isotopes I.2 L atome de carbone. CHIMIE I N T R O D U C T I O N I N T R O D U C T I O N THÉORIE 3

4 RAPPEL Les représentations de l atome Il existe différentes façons de représenter les atomes. Dans cet ouvrage, nous utiliserons principalement le modèle atomique simplifié, la notation de Lewis et le modèle «boules et bâtonnets». Le modèle atomique simplifié Il est possible d illustrer l atome selon le modèle atomique simplifié comme à la FIGURE I.2 (à la page précédente) ou à la FIGURE I.3 (ci-contre). Conventionnellement, on peut aussi représenter les atomes à l aide de chiffres, de symboles et d arcs de cercles. Cette représentation permet de repérer facilement le nombre de protons et de neutrons présents dans le noyau, ainsi que le nombre d électrons qui évoluent sur chacune des couches électroniques. Pour représenter un atome selon cette méthode, on doit d abord, à l aide du tableau périodique, repérer les renseignements suivants : le numéro de sa période, le numéro en chiffres romains de sa famille, son numéro atomique ainsi que sa masse atomique arrondie à l unité près. Voyons un exemple à l aide de la FIGURE I.4. Calcium (Ca) I.3 Une façon de représenter l atome de calcium selon le modèle atomique simplifié. A B C D Le calcium fait partie de la quatrième période du tableau périodique. Il possède donc quatre couches électroniques. I.4 Calcium (Ca) Calcium (Ca) Calcium (Ca) Calcium (Ca) Cet élément appartient à la famille II A. Il possède donc deux électrons de valence, que l on place sur la dernière couche. 20 p+ 20 n 2 e 2e Son numéro atomique est 20 et son nombre de masse est 40. Il possède donc 20 protons et 20 neutrons, que l on indique dans le noyau. Les étapes de la représentation d un atome de calcium selon le modèle atomique simplifié. 20 p + 20 n 2e 8e 8e 2e Son numéro atomique indique aussi qu il possède au total 20 électrons. On complète les couches électroniques en se rappelant qu il y a 2 électrons au maximum sur la première couche et 8 sur la deuxième. 4 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

5 La notation de Lewis La notation de Lewis est une représentation de l atome dans laquelle seuls les électrons de valence sont illustrés. Elle permet notamment de représenter la liaison chimique qui existe entre deux atomes. Comme le montre la FIGURE I.5, dans cette notation, on dispose d abord les électrons de valence, un par un, selon les quatre points cardinaux. Lorsque ces quatre positions sont utilisées, on peut ensuite doubler les électrons, de façon à former des paires. Étant donné que l oxygène fait partie de la famille VI A, il possède six électrons de valence. A B C CONCEPT DÉJÀ VU o Notation de Lewis CHIMIE I N T R O D U C T I O N I.5 Oxygène Oxygène Oxygène La représentation d un atome d oxygène selon la notation de Lewis. Le modèle atomique «boules et bâtonnets» Le modèle atomique «boules et bâtonnets» est particulièrement utile pour illustrer simplement les molé cules et les transformations de la matière. L atome y est symbolisé par une boule, et les liens qui l unissent aux autres atomes sont montrés à l aide de bâtonnets (voir la FIGURE I.6). En général, la taille des boules est proportionnelle au nombre de couches électroniques des atomes illustrés. Il arrive aussi parfois qu on colle directement les boules les unes sur les autres pour alléger la représentation. AVEC BÂTONNETS Eau (H 2 O) Diazote (N 2 ) SANS BÂTONNETS Méthane (CH 4 ) I.6 Eau (H 2 O) Diazote (N 2 ) Méthane (CH 4 ) Quelques molécules représentées selon le modèle atomique «boules et bâtonnets». INTRODUCTION THÉORIE 5

6 RAPPEL Les molécules La majorité des atomes ont tendance à se lier chimiquement avec d autres atomes pour former des molécules. Ces dernières ont alors des propriétés physiques et chimiques différentes de celles des atomes qui les constituent. La tendance des éléments à gagner ou à perdre des électrons Lorsqu ils forment un lien chimique, les éléments cherchent à acquérir une plus grande stabilité en imitant la configuration électronique du gaz noble le plus proche. (Voir les comparaisons entre un atome, un ion de cet atome et un atome de gaz noble aux FIGURES I.7 et I.8.) Généralement, les métaux perdent des électrons, tandis que les non-métaux en gagnent. Le partage d électrons permet aussi de satisfaire cette tendance. Toutefois, les atomes n acquièrent pas de charge réelle dans ce cas. CONCEPTS DÉJÀ VUS o Molécule o Substance pure (composé, élément) o Ions o Ions polyatomiques o Nature de la liaison (covalente, ionique) Électron perdu Électron perdu I.7 Magnésium (Mg) Ion positif de magnésium (Mg 2+ ) (+12) protons + ( 12) électrons 0 (+12) protons + ( 10) électrons +2 Une comparaison entre un atome de magnésium, un ion positif de magnésium et un atome de néon. Néon (Ne) (+10) protons + ( 10) électrons 0 I.8 Chlore (Cl) Ion négatif de chlore (Cl ) Argon (Ar) (+17) protons + ( 17) électrons 0 (+17) protons + ( 18) électrons 1 Électron capturé Une comparaison entre un atome de chlore, un ion négatif de chlore et un atome d argon. (+18) protons + ( 18) électrons 0 6 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

7 Un ion est un atome qui porte une charge électrique à la suite de la perte ou du gain d un ou de plusieurs électrons. Le TABLEAU I.9 résume les caractéristiques des deux types d ions obtenus après un transfert d électrons. I.9 QUELQUES CARACTÉRISTIQUES DES IONS Ion négatif (ou anion) Ion positif (ou cation) Atome ayant gagné un ou plusieurs électrons Atome ayant perdu un ou plusieurs électrons Nombre d électrons supérieur au nombre Nombre d électrons inférieur au nombre de protons de protons Bilan des charges négatif Bilan des charges positif CHIMIE I N T R O D U C T I O N Il existe des ions formés d un groupe de deux atomes ou plus liés chimiquement et portant une charge pour l ensemble de ce groupe. Ce sont les ions polyatomiques (voir les exemples dans le TABLEAU I.10). Ces ions peuvent aussi former une liaison ionique avec un autre ion de charge opposée. Par exemple, l ion polyatomique NO 3 pourrait se lier avec un ion positif comme le K + (ion potassium) pour former du nitrate de potassium, KNO 3. I.10 QUELQUES IONS POLYATOMIQUES COURANTS Formule chimique Nom Formule chimique Nom CH 3 COO Acétate OH Hydroxyde NH + 4 Ammonium NO 3 Nitrate HCO 3 Bicarbonate NO 2 Nitrite CO 2 3 Carbonate PO 3 4 Phosphate ClO 3 Chlorate SO 2 4 Sulfate CrO 2 4 Chromate SO 2 3 Sulfite Le tableau périodique aide à prédire la tendance des éléments du groupe A à gagner ou à perdre des électrons (voir le TABLEAU I.11, à la page suivante). Cette tendance permet de déterminer la charge la plus probable d un ion formé lors d un échange d élec trons, ou encore de prédire le nombre de liens possibles, dans le cas de liaisons covalentes. La tendance des éléments à gagner ou à perdre des électrons permet aussi de mieux comprendre certaines de leurs propriétés chimiques. Par exemple, le francium, un alcalin de la famille I A, est le métal le plus réactif, c est-à-dire qu il forme facilement des composés avec d autres éléments. Tous les éléments de cette famille ont tendance à perdre un électron. Toutefois, puisque la force d attraction entre les charges de signes contraires diminue avec la distance, plus cet électron est éloigné du noyau, plus il est facile à arracher. C est ce qui explique que le francium peut donner plus facilement son électron et ainsi former un lien chimique avec d autres atomes. Il en va de même lorsqu il s agit d accepter des électrons. Cependant, dans ces conditions, plus la couche électronique à combler est près du noyau, plus il sera facile d accepter un électron, en raison de la plus grande force d attraction. Ainsi, le fluor, un halogène de la famille VII A, est le non-métal le plus réactif du tableau périodique. La FIGURE I.12 (à la page suivante) montre la progression de la réactivité chimique dans le tableau périodique. I N T R O D U C T I O N THÉORIE 7

8 I.11 LA TENDANCE DES ÉLÉMENTS DU GROUPE A À GAGNER OU À PERDRE DES ÉLECTRONS Nombre Charge la Nombre Numéro de liens plus probable Tendance d électrons Exemple de la possibles de l ion de valence d élément famille I A II A III A IV A V A VI A VII A VIII A (Exception : 2 pour He) Perdre 1 e Perdre 2 e Perdre 3 e Gagner ou perdre 4 e Gagner 3 e Gagner 2 e Gagner 1 e Aucune (stable) ou Aucune I A 1 H Hydrogène 1,01 3 Li Lithium 6,94 11 Na 2 II A 4 Be Béryllium 9,01 12 Mg Sodium Magnésium 22,99 24, III B 4 IV B Augmentation de la réactivité chimique 5 V B 6 VI B 7 VII B Bore Carbone Azote 10,81 12,01 14, Silicium Aluminium 26,98 28, Potassium Calcium Scandium Titane Vanadium Chrome Manganèse Fer Cobalt Nickel Cuivre Zinc Gallium Germanium 39,10 40,08 44,96 47,87 50,94 52,00 54,94 55,85 58,93 58,69 63,55 65,38 69,72 72, VIII B 9 VIII B Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdène Technétium Ruthénium Rhodium Palladium Argent Cadmium 85,47 87,62 88,91 91,22 92,91 95, ,07 102,91 106,42 107,87 112, Césium Baryum Hafnium Tantale Tungstène Rhénium Osmium Iridium Platine 132,91 137,33 178,49 180,95 183,84 186,21 190,23 192,22 195, Or 196, Francium Radium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium MeitneriumDarmstadtium Roentgenium Mercure 200,59 Phosphore 30, K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd Arsenic 74,92 Indium Étain Antimoine 114,82 118,71 121, Thallium Plomb Bismuth 204,38 207,20 208,98 Oxygène 16,00 16 Soufre 32,07 34 Sélénium 78, Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 10 VIII B Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg 11 I B 12 II B 13 III A 5 B C N AI 14 IV A Si 15 V A P In Sn Sb VI A 8 O S Te Tellure 127,60 Polonium VII A 9 F Fluor 19,00 17 CI Chlore 35,45 35 Brome 79,90 53 I Iode 126,90 85 Astate VIII A 2 He Hélium 4,00 10 Ne Néon 20,18 18 Ar Argon 39,95 36 Krypton 83,80 54 Xe Xénon 131,29 86 Radon 222 I.12 Les flèches montrent la progression de la réactivité chimique au sein d une période et au sein des familles de métaux et de non-métaux. 8 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

9 Les liaisons chimiques Il existe deux principaux types de liaisons chimiques: la liaison ionique et la liaison covalente. La liaison ionique est le résultat du transfert d un ou de plusieurs électrons d un atome (généralement un métal) à un autre atome (généralement un non-métal). (Voir les FIGURES I.13 et I.14.) Les ions qui se forment lors d une liaison ionique possèdent des charges opposées et s attirent l un l autre. MODÈLE ATOMIQUE SIMPLIFIÉ I.13 La formation d une liaison ionique. CHIMIE I N T R O D U C T I O N Na + Cl NOTATION DE LEWIS I.14 Mg + 2 Cl MgCl 2 Le magnésium a tendance à donner deux électrons, tandis que le chlore ne peut en accepter qu un seul. En conséquence, il faut deux atomes de chlore pour un seul de magnésium. Il en résulte deux liaisons ioniques. La liaison covalente, quant à elle, résulte du partage d une ou de plusieurs paires d électrons entre deux atomes (généralement deux non-métaux). La liaison peut être simple, double ou triple, selon le nombre de paires d électrons. Le partage de chaque paire d électrons peut être illustré de différentes façons, comme le montre la FIGURE I.15. MODÈLE ATOMIQUE SIMPLIFIÉ NOTATION DE LEWIS MODÈLE ATOMIQUE «BOULES ET BÂTONNETS» I.15 O 2 O 2 O 2 Chaque atome d oxygène partage deux paires d électrons avec un autre atome d oxygène. Il se forme donc deux liaisons covalentes entre ces deux atomes, qu on appelle aussi une liaison double. I N T R O D U C T I O N THÉORIE 9

10 Les règles d écriture La formule chimique est une représentation symbolique d une molécule. Elle indique quels éléments la constituent, ainsi que le nombre de chacun de ces éléments. Pour écrire la formule chimique d une molécule, il faut suivre trois règles: D abord, il faut trouver le symbole chimique de chacun des éléments qui composent la molécule. Ex.: L eau est formée d hydrogène (H) et d oxygène (O). Ensuite, on doit déterminer l ordre d écriture des symboles chimiques. Lorsque la molécule comporte un métal, on indique toujours le symbole du métal en premier. (Il est à noter que l ion ammonium, NH + 4, joue le rôle d un métal.) On inscrit ensuite le symbole du nonmétal ou de l ion polyatomique. Si la molé cule ne comporte que des non-métaux, on écrit habi tuellement les symboles chi miques selon l ordre suivant: B, Ge, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O et F. Ex.: H vient avant O dans le cas de l eau. Finalement, il reste à ajouter, s il y a lieu, des indices précisant le nombre d atomes de chaque élément. Ces indices sont placés en bas et à droite du symbole de l élément auquel ils se rapportent. On ne met pas d indice lorsqu il n y a qu un seul atome d un élément. Ex.: La molécule d eau (H 2 O) contient deux atomes d hydrogène pour un atome d oxygène. Les indices dépendent du nombre de liens que peut établir chaque atome de la molécule, ou de la charge la plus probable des ions formés. Par exemple, la formule chimique d une molécule formée de phosphore et de chlore s écrira PCl 3, puisque le phosphore forme trois liens et que le chlore n en forme qu un seul. Il faut donc trois atomes de chlore pour chaque atome de phosphore. Il est important que la molécule soit neutre après le transfert d électrons. Par exemple, une molécule formée de magnésium et de l ion hydroxyde (OH ) s écrira Mg(OH) 2. Comme la charge la plus probable de l ion magnésium est 2+ et que celle de l hydro xyde est 1, il faut deux ions hydroxyde pour un seul ion magnésium pour que la molécule demeure neutre. On place alors l ion polyatomique entre parenthèses, suivi d un deux en indice. Les règles de nomenclature Les règles de nomenclature qui suivent s appliquent aux composés binaires, c està-dire à ceux qui sont formés de deux éléments: nommer d abord le second élément; modifier son nom selon les indications du TABLEAU I.17; faire suivre ce nom du déterminant «de»; nommer le premier élément; ajouter, s il y a lieu, un ou des préfixes pour préciser le nombre d atomes de chaque élément (voir le TABLEAU I.18). CONCEPT DÉJÀ VU o Règles de nomen - clature et d écriture I.16 La formule chimique de l eau, H 2 O, indique que cette substance contient deux atomes d hydrogène pour chaque atome d oxygène. 10 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

11 I.17 QUELQUES NOMS UTILISÉS POUR NOMMER LE SECOND ÉLÉMENT D UNE MOLÉCULE BINAIRE Nom de l élément Nom utilisé dans Nom de l élément Nom utilisé dans la nomenclature la nomenclature Azote Nitrure Hydrogène Hydrure Brome Bromure Iode Iodure Carbone Carbure Oxygène Oxyde Chlore Chlorure Phosphore Phosphure Fluor Fluorure Soufre Sulfure I.18 QUELQUES PRÉFIXES UTILISÉS POUR PRÉCISER LE NOMBRE D ATOMES D UN ÉLÉMENT DANS UNE MOLÉCULE BINAIRE Nombre d atomes Préfixe Nombre d atomes Préfixe Un Mono Six Hexa Deux Di Sept Hepta Trois Tri Huit Octa Quatre Tétra Neuf Nona Cinq Penta Dix Déca CHIMIE I N T R O D U C T I O N Le préfixe «mono» n est utilisé que pour éviter la confusion lorsque deux éléments peuvent se combiner de plus d une façon. Par exemple, le carbone et l oxygène peuvent se trouver sous la forme de monoxyde de carbone (CO) ou de dioxyde de carbone (CO 2 ). Lorsqu une molécule se compose de plus de deux éléments, il est plus difficile de la nommer. Cependant, si elle est constituée d un ion polyatomique, il suffit alors de suivre les règles de nomenclature et d utiliser le nom de l ion polyatomique, sans le modifier (voir le TABLEAU I.10). Par exemple, la molécule NaOH se nomme «hydroxyde de sodium». Dans le langage courant, certaines substances portent des noms différents de ceux dictés par ces règles. Par exemple, selon ces règles, on appellerait l eau (H 2 O) «oxyde de dihydrogène» ou l acide chlorhydrique (HCl) «chlorure d hydrogène». I.19 Le composé blanc dont la formule est NaHCO 3 porte le nom de bicarbonate de sodium, ou hydrogénocarbonate de sodium, ou bicarbonate de soude. Ce composé s emploie couramment comme levure chimique dans la cuisine, comme agent nettoyant ou comme remède contre les maux d estomac, par exemple. I N T R O D U C T I O N THÉORIE 11

12 Les électrolytes L eau pure ne conduit pas l électricité. Toutefois, lorsqu on dissout certaines substances dans l eau, la solution résultante acquiert la capacité de laisser circuler le courant électrique. Ces substances dissoutes sont des électrolytes. Lorsqu on dissout un électrolyte dans l eau, il se sépare en deux ions de charges opposées: un ion positif et un ion négatif. C est cette dissociation électrolytique qui permet le passage du courant électrique. Les acides, les bases et les sels forment trois importants groupes d électrolytes. Ils sont décrits dans le TABLEAU I.20. Les FIGURES I.21, I.22 et I.23 en illustrent des exemples de la vie quotidienne. CONCEPTS DÉJÀ VUS o Électrolytes o Acidité/basicité o Sels I.20 DES TYPES D ÉLECTROLYTES Substance Description Formule chimique Exemples Acide Substance qui libère des ions H + H non-métal HCl (acide chlorhydrique) en solution aqueuse 1. H 2 SO 4 (acide sulfurique) ph < 7 Exception à la règle d écriture : Rougit le papier tournesol. CH 3 COOH (acide acétique, ou vinaigre) Possède un goût aigre. Base Substance qui libère des ions OH Métal OH NaOH (hydroxyde de sodium) en solution aqueuse. Mg(OH) 2 (dihydroxyde de magnésium) ph > 7 Bleuit le papier tournesol. Possède un goût amer. Sel Substance provenant de la liaison Métal non-métal NaCl (chlorure de sodium ou sel de table) entre un ion métallique et un ion non AgNO 3 (nitrate d argent) métallique (autres que les ions CaCO 3 (carbonate de calcium ou craie) H + et OH ). NH 4 Cl (chlorure d ammonium) ph = 7 1. Une solution aqueuse est une solution dont le solvant est l eau. ACIDE BASE SEL I.21 Les jus des agrumes comme le citron contiennent de l acide citrique. I.22 Les produits nettoyants, notamment le nettoyant pour vitres, contiennent souvent de l ammoniaque, une solution basique. I.23 Le sel d Epsom qu on emploie pour le bain est composé de sulfate de magnésium. 12 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

13 RAPPEL La notion de mole Comme les atomes et les molécules sont extrêmement petits, il n est pas possible de les compter un par un. Pour contrer ce problème, les scientifiques ont mis au point la notion de «mole». Une mole (symbole «mol») désigne une quantité déterminée, qui équivaut au nombre d atomes présents dans exactement 12 g de carbone 12 (l une des formes, ou isotopes, du carbone). Il fut établi que ce nombre d atomes, qu on appelle le nombre d Avogadro, correspond à 6, : Une mole équivaut à 6, entités. Ainsi, une mole de molécules d eau comporte 6, molécules d eau, ou encore un échantillon de carbone contenant 3, atomes correspond à 0,5 mol d atomes de carbone. La FIGURE I.24 illustre à quoi peut correspondre une mole. CONCEPTS DÉJÀ VUS o Notion de mole o Nombre d Avogadro (STE) CHIMIE I N T R O D U C T I O N Eau Soufre I.24 La quantité de chacune des substances illustrées correspond Sucre à une mole. Cuivre Mercure La masse molaire La masse molaire d une substance est la masse d une mole de cette substance. Elle est numériquement égale à la masse atomique. Cependant, elle s exprime en g/mol plutôt qu en unités de masse atomique. On peut donc trouver la masse molaire de chacun des atomes dans le tableau périodique. Par exemple, la masse molaire atomique du néon est de 20,18 g/mol. Pour trouver la masse molaire d une molécule, il suffit d additionner la masse molaire de chacun des atomes qui la constituent. Par exemple, la masse molaire du Mg(OH) 2 sera: Mg 24,31 g/mol O H + ( ( 16,00 g/mol + 1,01 g/mol ) 2) = 58,33 g/mol La formule suivante met en relation la masse et la masse molaire, ce qui permet de passer de l une à l autre grâce à un simple calcul. Masse molaire M = m n où M représente la masse molaire (en g/mol) m représente la masse (en g) n représente le nombre de moles (en mol) I N T R O D U C T I O N THÉORIE 13

14 Voici un exemple d application de cette formule. Combien y a-t-il de moles de molécules dans 100,00 g de Mg(OH) 2? MÉTHO, p Quelle est l information recherchée? n =? 2. Quelles sont les données du problème? M = 58,33 g/mol m = 100,00 g 3. Quelle formule contient les variables dont j ai besoin? M = m n 4. J effectue les calculs. n = 100,00 g 58,33 g/mol = 1,7144 mol 5. Je vérifie ma réponse et je réponds à la question. Il y a 1,714 mol de molécules dans 100,00 g de Mg(OH) 2. D où n = m M RAPPEL La concentration La concentration d une solution correspond à la quantité de soluté par rapport à la quantité de solution. Elle peut s exprimer de différentes façons: en nombre de grammes de soluté par litre de solution (g/l); en nombre de moles de soluté par litre de solution (mol/l); en nombre de grammes de soluté par 100 ml de solution (% m/v); en nombre de millilitres de soluté par 100 ml de solution (% V/V); en nombre de grammes de soluté par 100 g de solution (% m/m); en nombre de parties de soluté par million de parties de solution (ppm). La FIGURE I.25 montre la même solution, à des concentrations différentes. Pour calculer la concentration en g/l, on peut utiliser la formule suivante. Concentration d une solution en g/l C = m où C représente la concentration (en g/l) V m représente la masse du soluté dissous (en g) V représente le volume de la solution (en L) CONCEPTS DÉJÀ VUS o Propriétés des solutions o Concentration (g/l, ppm, %, mol/l) o Dissolution o Dilution Pour calculer la concentration en mol/l, on peut utiliser la formule suivante. Concentration d une solution en mol/l C = n où C représente la concentration molaire (en mol/l) V n représente la quantité de soluté (en mol) V représente le volume de la solution (en L) I.25 Trois solutions de sulfate de cuivre. Celle de gauche est deux fois plus concentrée que celle du centre et trois fois plus concentrée que celle de droite. 14 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

15 Voici un exemple de calcul de la concentration molaire d une solution. Vous dissolvez dans l eau 2,55 g de chlorure de sodium (NaCl). Si le volume total de la solution est de 250 ml, quelle est la concentration molaire du chlorure de sodium dans la solution? 1. Quelle est l information recherchée? C =? (en mol/l) 2. Quelles sont les données du problème? M = 58,44 g/mol m = 2,55 g V = 250 ml = 0,250 L 3. Quelles formules contiennent les variables dont j ai besoin? M = m n D où n = m M 4. J effectue les calculs. n = 2,55 g 58,44 g/mol = 0,04363 mol C = 0,04363 mol 0,250 L = 0,1745 mol/l MÉTHO, p Je vérifie ma réponse et je réponds à la question. La concentration molaire du chlorure de sodium est de 0,17 mol/l. CHIMIE I N T R O D U C T I O N C = n V La concentration molaire d une solution aqueuse est symbolisée par des crochets placés de chaque côté de la formule chimique de la substance mesurée. Par exemple, l expression [KNO 3 ] = 2,5 mol/l signifie que la concentration molaire d une solution de nitrate de potassium est de 2,5 mol/l. On peut faire varier la concentration d une solution de différentes façons. Elles sont résumées dans le TABLEAU I.26. I.26 LES CONSÉQUENCES DE DIFFÉRENTS CHANGEMENTS SUR LA CONCENTRATION D UNE SOLUTION Changement Conséquence sur la concentration Dilution (ajout de solvant) Diminution de la concentration Dissolution (ajout de soluté) Augmentation de la concentration Évaporation (diminution de solvant) Augmentation de la concentration Lorsqu on effectue une dilution, on peut calculer la nouvelle concentration par la formule suivante. Concentration et volume d une solution avant et après une dilution C 1 V 1 = C 2 V 2 où C 1 représente la concentration initiale V 1 représente le volume initial C 2 représente la concentration finale V 2 représente le volume final I N T R O D U C T I O N THÉORIE 15

16 Voici un exemple de calcul qui applique les principes de dilution. Vous voulez préparer 125,0 ml d une solution de sulfate de cuivre à 0,15 mol/l à partir de 2,0 L d une solution à 2,5 mol/l. Comment devez-vous vous y prendre? 1. Quelle est l information recherchée? V 1 =? 2. Quelles sont les données du problème? C 1 = 2,5 mol/l C 2 = 0,15 mol/l V 2 = 125,0 ml 3. Quelle formule contient les variables dont j ai besoin? C 1 V 1 = C 2 V 2 C 2 V 2 D où V 1 = C 1 4. J effectue les calculs. V 1 = 0,15 mol/l x 125,0 ml 2,5 mol/l = 7,5 ml MÉTHO, p Je vérifie ma réponse et je réponds à la question. Je dois prélever 7,5 ml de la solution concentrée. Je dois ensuite lui ajouter 117,5 ml d eau pour amener le volume total de la solution diluée à 125,0 ml. RAPPEL Les transformations de la matière On distingue trois types de transformations de la matière, qui sont illustrées aux FIGURES I.28, I.29 et I.30. Pour représenter symboliquement une transformation de la matière, on utilise une équation. Les substances de départ, appelées les «réactifs», sont placées à gauche. On les fait suivre par une flèche qui signifie «pour former» ou «se transforment en». Les substances résultantes, appelées les «produits», sont placées à droite. Par exemple: se transforment en Réactifs Produits CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (l) Pour indiquer la phase de la substance en jeu, on utilise un symbole entre parenthèses (voir le TABLEAU I.27), qu on place à droite de la molécule. CONCEPTS DÉJÀ VUS o Transformations physiques o Transformations chimiques o Transformations nucléaires (STE) I.27 LES SYMBOLES DES ÉTATS PHYSIQUES UTILISÉS DANS LES ÉQUATIONS CHIMIQUES État physique Symbole Solide s Liquide l Gazeux g Aqueux aq 16 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

17 LES TRANSFORMATIONS PHYSIQUES LES TRANSFORMATIONS CHIMIQUES LES TRANSFORMATIONS NUCLÉAIRES CHIMIE I N T R O D U C T I O N I.28 I.29 I.30 Une transformation physique, comme la solidification de la lave, ne modifie ni la nature ni les propriétés caractéristiques de la matière. Les atomes et les molécules ne changent pas. Une transformation chimique, ou «réaction chimique», comme la cuisson d un gâteau, modifie la nature et les propriétés caractéristiques de la matière. Elle comporte un réarrangement des liaisons entre les atomes et la formation de nouvelles molécules. Une transformation nucléaire, comme celle qui se produit dans un réacteur nucléaire, entraîne un réarrangement des particules qui composent le noyau des atomes et la formation de nouveaux éléments. Les transformations physiques Le TABLEAU I.31 présente une courte description de quelques transformations phy - siques de la matière. I.31 QUELQUES TRANSFORMATIONS PHYSIQUES Transformation Description Exemples Changement de phase Dissolution Dissociation électrolytique Transformation au cours de laquelle une substance passe d une phase (solide, liquide ou gazeuse) à une autre. Mise en solution d un soluté dans un solvant. Il en résulte une solution. Transformation au cours de laquelle une substance dissoute se sépare en deux ions de charges opposées. Seuls les acides, les bases et les sels ont la capacité de se dissocier en ions. Fusion de l eau : H 2 O (s) H 2 O (l) Sublimation du diiode : I 2(s ) I 2(g) Dissolution du glucose : H C 6 H 12 O 2 O 6(s) C 6 H 12 O 6(aq) Dissolution du dioxyde de carbone : H CO 2 O 2(g) CO 2(aq) Dissociation d un sel : H NaCl 2 O (s) Na + (aq) + Cl (aq) Dissociation d un acide : H HCl 2 O (g) H + (aq) + Cl (aq) Dissociation d une base : H NaOH 2 O (s) Na + (aq) + OH (aq) I N T R O D U C T I O N THÉORIE 17

18 Les transformations chimiques Plusieurs indices permettent de reconnaître une transformation chimique: le dégagement d un gaz; le dégagement ou l absorption de chaleur; le dégagement de lumière; le changement de couleur; la formation d un précipité. Le TABLEAU I.32 présente une courte description de quelques transformations chi - miques de la matière. I.32 QUELQUES TRANSFORMATIONS CHIMIQUES Transformation Description Équation chimique Synthèse Réaction au cours de laquelle Forme générale : A + B AB deux ou plusieurs réactifs se combinent pour former un nouveau produit. Synthèse du dioxyde d azote : N 2(g) + 2 O 2(g) 2 NO 2(g) Décomposition Réaction au cours de laquelle Forme générale : AB A + B un composé se sépare en deux ou plusieurs composés ou éléments. Décomposition de l eau : 2 H 2 O (l) 2 H 2(g) + O 2(g) Précipitation Formation, lors du mélange Forme générale : XA (aq) + YB (aq) XB (s) + YA (aq) de deux solutions, d une substance peu ou pas soluble, Précipitation du chlorure d argent : c est-à-dire d un solide qu on NaCl (aq) + AgNO 3(aq) AgCl (s) + NaNO 3(aq) nomme un «précipité». Pour prédire s il y aura ou non précipitation, on peut consulter l annexe 2. Neutralisation Transformation chimique Forme générale : Acide + Base Sel + Eau acidobasique au cours de laquelle un acide réagit avec une base, ce qui Neutralisation de l acide chlorhydrique par l hydroxyde de sodium : produit un sel et de l eau. HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) Oxydation Transformation chimique au Forme générale : A + O 2(g) A x O y + cours de laquelle une substance réagit avec l oxygène ou avec une substance ayant des propriétés semblables. Oxydation du diazote : N 2(g) + 2 O 2(g) 2 NO 2(g) Combustion Forme d oxydation qui libère Forme générale : Combustible + Comburant Produits + Énergie beaucoup d énergie. Combustion du méthane : CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (l) + Énergie La synthèse, la décomposition, l oxydation, la combustion et la photosynthèse sont en fait des réactions d oxydoréduction. Ces réactions n étaient pas à l étude au cours des années précédentes, car leur approfondissement nécessite diverses connaissances maintenant acquises. La section Info + qui suit ce rappel porte sur les réactions d oxydoréduction. 18 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

19 I.33 La photosynthèse est une transformation chimique. CHIMIE I N T R O D U C T I O N 6 CO 2(g) + 6 H 2 O (l) + Énergie solaire C 6 H 12 O 6(s) + 6 O 2(g) Le balancement d une équation chimique Dans le cas d une réaction chimique, il est important de balancer l équation. Balancer (ou équi li brer) une équation chimique consiste à placer des coefficients devant chaque réactif et chaque produit, de façon que le nombre d atomes de chaque élément du côté des réactifs soit égal au nombre d atomes de chaque élément du côté des produits. CONCEPT DÉJÀ VU o Balancement d équations chimiques Voici quelques points à respecter lors du balancement d une équation chimique: les coefficients doivent être des nombres entiers; les coefficients doivent être les plus petits possible; il ne faut jamais ajouter de nouvelles substances ni enlever de substances présentes; il ne faut jamais modifier les indices des formules chimiques; il faut toujours vérifier le résultat obtenu, par exemple en effectuant le bilan du nombre d atomes de chaque élément des deux côtés de l équation chimique. Les TABLEAUX I.34 et I.35 montrent un exemple de bilan du nombre d atomes de chaque élément d une équation non balancée et d une équation balancée. I.34 LE BILAN DU NOMBRE D ATOMES DE CHAQUE ÉLÉMENT D UNE ÉQUATION NON BALANCÉE Avant la réaction chimique Après la réaction chimique Réactifs Nombre d atomes Produits Nombre d atomes CH 4(g) + O 2(g) 1 atome de carbone CO 2(g) + H 2 O (g) 1 atome de carbone 4 atomes d hydrogène 2 atomes d hydrogène 2 atomes d oxygène 3 atomes d oxygène I.35 LE BILAN DU NOMBRE D ATOMES DE CHAQUE ÉLÉMENT D UNE ÉQUATION BALANCÉE Avant la réaction chimique Après la réaction chimique Réactifs Nombre d atomes Produits Nombre d atomes CH 4(g) + 2 O 2(g) 1 atome de carbone CO 2(g) + 2 H 2 O (g) 1 atome de carbone 4 atomes d hydrogène 4 atomes d hydrogène 4 atomes d oxygène 4 atomes d oxygène La section Métho présente, à la page 441, une méthode de balancement d une équa tion chimique. I N T R O D U C T I O N THÉORIE 19

20 La stœchiométrie Les équations chimiques balancées renferment de précieux renseignements qui permettent d établir les proportions de chacune des substances en jeu dans une réaction. Le TABLEAU I.36 présente un exemple des renseignements que l on peut tirer d une équation chimique. CONCEPT DÉJÀ VU o Stœchiométrie I.36 DIFFÉRENTS RENSEIGNEMENTS PROVENANT DE L ÉQUATION CHIMIQUE DE LA RÉACTION DU MAGNÉSIUM AVEC L ACIDE CHLORHYDRIQUE Équation Mg (s) + 2 HCl (aq) MgCl 2(aq) + H 2(g) chimique Nombre Une mole réagit deux moles pour une mole de et une mole de de moles d atomes de avec de molécules former molécules de molécules de magnésium d acide dichlorure de dihydrogène chlorhydrique magnésium Masse 24,31 g/mol réagissent 36,46 g/mol pour 95,21 g/mol et 2,02 g/mol 1 mol = avec 2 mol = former 1 mol = 1 mol = 24,31 g 72,92 g 95,21 g 2,02 g L étude des quantités de réactifs nécessaires à la réalisation d une réaction chi - mique et des quantités de produits qui seront formés constitue la stœchiométrie. À l aide des renseignements fournis par une équation, il est possible d effectuer des calculs basés sur les principes de stœchiométrie. En voici un exemple. Soit la combustion du méthane, qui s effectue selon l équation suivante : CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (g) Combien de moles d eau seront produites si 125,00 g de méthane brûlent complètement? Équation 1 CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (g) Correspondances 2 3 Données du problème 4 5 Calculs 6 Réponse 7 1 mol 2 mol 1 mol 2 mol 16,05 g 64,00 g 44,01 g 36,04 125,00 g? mol 16,05 g 2 mol 125,00 g 2 mol = 15,576 mol 16,05 g La combustion de 125,00 g de méthane produit 15,58 mol d eau. MÉTHO, p. 440 Les calculs stœchiométriques permettent de déterminer précisément les quantités de réactifs nécessaires pour une réaction ainsi que les quantités de produits qui seront formés. Cela facilite le bon usage des produits chimiques et permet d éviter des catastrophes. De plus, par ces calculs, il est aussi possible de vérifier s il y a des réactifs en excès. Par exemple, lors de la combustion d une mole de méthane qui s effectue en présence de 10 moles de dioxygène, il n y aura tout de même que 2 moles de dioxygène qui auront la possibilité de réagir. Il y aura 8 moles de dioxy - gène en excès. Cette proportion est établie par les rapports stœchio mé triques définis par l équation chimique. 20 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

21 Nom : Groupe : Date : RAPPEL 1. Que suis-je? Comment lire le tableau périodique a) Je suis une rangée du tableau périodique. Une période. b) Je suis une colonne du tableau périodique. Une famille. c) Je suis un groupe d éléments placés à droite de l escalier du tableau périodique. Exercices Les non-métaux. d) J indique le nombre de protons. Le numéro atomique. CHIMIE I N T R O D U C T I O N 2. Remplissez le tableau ci-dessous. Élément Symbole Numéro atomique Masse atomique relative (en u) Sodium Na 11 22,99 Manganèse Mn 25 54,94 Azote N 7 14,01 Strontium Sr 38 87,62 Astate At Mercure Hg ,59 RAPPEL 3. De quel élément s agit-il dans chacun des cas suivants? a) Je suis un élément liquide de la sixième période. Le mercure. b) Je suis un non-métal placé à gauche de l escalier. L hydrogène. c) Je suis l élément de la première famille ayant la plus grande masse atomique. Le francium. d) Je suis un métalloïde de la sixième période. L astate. Les constituants de l atome 4. Qu est-ce qu un électron de valence? Un électron de valence est un électron de la dernière couche électronique. I N T R O D U C T I O N EXERCICES 21

22 Nom : Groupe : Date : 5. Pour représenter un atome, plusieurs données sont nécessaires. Comment détermine-t-on : a) le nombre de protons? Le nombre de protons correspond au numéro atomique. b) le nombre de couches électroniques? Le nombre de couches électroniques correspond au numéro de la période. c) le nombre de neutrons? Pour calculer le nombre de neutrons, on effectue le calcul suivant : masse atomique arrondie à l unité près numéro atomique. d) le nombre d électrons? Le nombre d électrons correspond au numéro atomique. e) le nombre d électrons de valence d un élément du groupe A? Le nombre d électrons de valence d un élément du groupe A correspond au numéro en chiffres romains de sa famille. RAPPEL Les représentations de l atome 6. De quel atome s agit-il dans chacun des cas suivants? a) b) 2 e 8 e 2 e 2 e 8 e 3 e c) Un atome de magnésium. d) Un atome d aluminium. 2 e 5 e 2 e 8 e 6 e Un atome d azote. Un atome de soufre. 22 I N T R O D U C T I O N EXERCICES

23 Nom : Groupe : Date : 7. Représentez les atomes suivants selon la notation de Lewis. a) Un atome de strontium. b) Un atome de sélénium. CHIMIE I N T R O D U C T I O N c) Un atome de phosphore. d) Un atome de carbone. RAPPEL Les molécules 8. Que suis-je? a) Je signifie «ion positif». Cation. b) Je suis le résultat d un atome ayant gagné un ou plusieurs électrons. Ion négatif (anion). c) Je possède un nombre d électrons inférieur au nombre de protons. Ion positif (cation). d) Je signifie «ion négatif». Anion. 9. Remplissez le tableau ci-dessous. Nombre de protons Nombre d électrons L atome de soufre (S) L ion soufre (S 2 ) L atome de calcium (Ca) L ion calcium (Ca 2+ ) I N T R O D U C T I O N EXERCICES 23

24 Nom : Groupe : Date : 10. Quelle est la charge la plus probable de chacun des atomes énumérés ci-dessous? a) Sodium. +1 d) Chlore. 1 b) Oxygène. 2 e) Magnésium. +2 c) Azote. 3 f) Aluminium Nommez le type de liaison qui unit les atomes des molécules suivantes. a) CaCl 2 Liaison ionique. b) KI Liaison ionique. c) Br 2 Liaison covalente. d) CCl 4 Liaison covalente. e) Fe 2 O 3 Liaison ionique. f) NH 3 Liaison covalente. 12. À l aide de la notation de Lewis, représentez une molécule formée : a) de sodium et de soufre. b) de carbone et de chlore. c) de carbone et d oxygène. d) de calcium et d iode. 24 I N T R O D U C T I O N EXERCICES

25 Nom : Groupe : Date : 13. Indiquez la formule chimique des molécules formées avec les substances suivantes. a) Du lithium avec du sulfite. Li 2 SO 3 b) Du phosphate avec du calcium. Ca 3 (PO 4 ) 2 c) Du magnésium avec de l hydrogène. MgH 2 d) Du baryum avec de l étain. Impossible, puisque ce sont deux métaux. e) Du chlore avec de l ammonium. NH 4 Cl f) De l aluminium avec de l oxygène. Al 2 O 3 CHIMIE I N T R O D U C T I O N 14. Nommez chacune des substances suivantes. a) Na 2 O Oxyde de disodium. b) BaS Sulfure de baryum. c) CaI 2 Diiodure de calcium. d) N 2 O 5 Pentaoxyde de diazote. e) LiOH Hydroxyde de lithium. f) CaCO 3 Carbonate de calcium. g) Al 2 (SO 4 ) 3 Trisulfate de dialuminium. 15. Indiquez la formule chimique des substances suivantes. a) Acétate de sodium. NaCH 3 COO b) Oxyde de dipotassium. K 2 O c) Dinitrate de calcium. Ca(NO 3 ) 2 d) Tétrabromure de carbone. CBr 4 e) Diphosphate de dimanganèse. Mn 3 (PO 4 ) 2 f) Dibicarbonate de magnésium. Mg(HCO 3 ) Pour chacune des substances suivantes, indiquez s il s agit d un acide, d une base ou d un sel. a) HCl Acide. f) FeS Sel. b) Sr(OH) 2 Base. g) NaI Sel. c) NH 4 Cl Sel. h) H 2 SO 4 Acide. d) KOH Base. i) CH 3 COOH Acide. e) MgSO 4 Sel. j) NaCl Sel. I N T R O D U C T I O N EXERCICES 25

26 Nom : Groupe : Date : RAPPEL La notion de mole 17. Quelle est la masse molaire de chacune des substances suivantes? a) Calcium. 40,08 g/mol b) Chlorure de lithium. 42,39 g/mol c) Argon. 39,95 g/mol d) Sulfure de dihydrogène. 34,09 g/mol e) Dihydroxyde de magnésium. 58,33 g/mol f) Fe 2 (SO 4 ) 3 399,91 g/mol 18. Pour chacune des quantités ci-dessous, indiquez le nombre de moles qu elles représentent. a) 125 g de dioxygène (O 2 ) 1. n =? 2. m = 125 g M = 32,00 g/mol 125 g 4. n = 32,00 g/mol = 3,91 mol 3. M = m n D où n = m M 5. 3,91 mol de dioxygène. b) 18,00 g de NaOH 1. n =? 2. m = 18,00 g M = 40,00 g/mol 18,00 g 4. n = 40,00 g/mol = 0,4500 mol 3. M = m n D où n = m M 5. 0,4500 mol de NaOH. 26 I N T R O D U C T I O N EXERCICES

27 Nom : Groupe : Date : c) 2, atomes de fer 1.? mol d atomes 2, atomes 2. 1 mol d atomes 6, atomes 1 mol d atomes? mol d atomes 3. = 6, atomes 2, atomes 1 mol d atomes 2, atomes = 3, mol d atomes 6, atomes CHIMIE I N T R O D U C T I O N 5. 3, mol d atomes de fer. d) 27,80 g de Al(NO 3 ) 3 1. n =? 2. m = 27,80 g M = 213,01 g/mol 4. n = 27,80 g 213,01 g/mol = 0,1305 mol 3. M = m n D où n = m M 5. 0,1305 mol de Al(NO 3 ) 3 e) 84,50 g de NO 2 1. n =? 2. m = 84,50 g M = 46,01 g/mol 4. n = 84,50 g 46,01 g/mol = 1,837 mol 3. M = m n D où n = m M 5. 1,837 mol de NO 2. I N T R O D U C T I O N EXERCICES 27

28 Nom : Groupe : Date : f) 3, molécules de H 2 O 1.? mol de molécules 3, molécules 2. 1 mol de molécules 6, molécules 1 mol de molécules 3. = 6, molécules? mol de molécules 3, molécules 1 mol de molécules 3, molécules = 4,98 mol de molécules 6, molécules 5. 4,98 mol de molécules de H 2 O. RAPPEL La concentration 19. Remplissez le tableau ci-dessous. Soluté Masse du soluté Volume de solution Concentration Concentration Concentration (en g) (en L) (en g/l) (en % m/v) (en mol/l) Na 3 PO 4 25,00 1,5 16,7 1,7 0,10 KCl 2,80 0,25 11,2 1,12 0,15 H 2 SO 4 4,60 0, ,8 14,4 1,47 AgNO 3 12,60 1,2 10,5 1,05 0, On ajoute 25,0 ml de solvant à 250,0 ml d une solution dont la concentration est de 2,5 mol/l. Quelle est la nouvelle concentration de cette solution? 1. C 2 =? 2. C 1 = 2,5 mol/l V 1 = 250 ml V 2 = 275 ml 4. C 2 = 2,5 mol/l 250 ml 275 ml = 2,27 mol/l 3. C 1 V 1 = C 2 V 2 D où C 2 = C 1 V 1 V 2 5. La nouvelle concentration est de 2,3 mol/l. 28 I N T R O D U C T I O N EXERCICES

29 Nom : Groupe : Date : 21. Pour préparer 25,0 ml d une solution à 3, mol/l, vous utilisez une solution concentrée à 0,10 mol/l. Indiquez comment vous devez vous y prendre. 1. V 1 =? 2. C 1 = 0,1 mol/l C 2 = 3, mol/l V 2 = 25,0 ml 3. C 1 V 1 = C 2 V 2 D où V 1 = C 2 V 2 C 1 4. V 1 = 3, mol/l 25,0 ml 0,1 mol/l = 8,75 ml CHIMIE I N T R O D U C T I O N 5. Je dois mesurer 8,8 ml de la solution concentrée. Ensuite, je dois ajouter 16,2 ml d eau. RAPPEL Les transformations de la matière 22. Pour chacune des photos ci-dessous, précisez si elle illustre une transformation chimique ou une transformation physique. Indiquez les indices qui permettent de reconnaître les transformations chimiques. A B C Transformation chimique. Dégagement de lumière, dégagement de chaleur. D Transformation physique. E Transformation chimique. Changement de couleur, précipité. F Transformation chimique. Transformation physique. Transformation physique. Changement de couleur, précipité. I N T R O D U C T I O N EXERCICES 29

30 Nom : Groupe : Date : 23. Balancez les équations suivantes. a) Au (s) + Cl 2(g) AuCl 3(s) Au + Cl 2 AuCl 3 Au Cl 2 Au Cl Cl AuCl 3 Au Cl 2 Au Cl Cl AuCl 3 Cl 2 Cl Cl 2 Au + 3 Cl 2 2 AuCl 3 2 Au (s) + 3 Cl 2(g) 2 AuCl 3(s) b) C 2 H 6(g) + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (g) C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O C 2 H 6 O 2 O 2 C H H O O O CO 2 H 2 O H 2 O C 2 H 6 O 2 O 2 C H H O O O CO 2 H 2 O H 2 O O 2 O 2 C H H O O O CO 2 H 2 O O 2 C H H O O O CO 2 H 2 O H H O O H H 2 C 2 H O 2 4 CO H 2 O 2 C 2 H 6(g) + 7 O 2(g) 4 CO 2(g) + 6 H 2 O (g) 24. Écrivez l équation qui traduit chacune des situations suivantes. a) La dissolution du dihydroxyde de baryum. Ba(OH) 2(s) Ba 2+ (aq) + 2 OH (aq) b) La dissolution du CH 3 COOH. CH 3 COOH (aq) CH 3 COO (aq) + H + (aq) c) La combustion de l octane, C 8 H C 8 H 18(l) + 25 O 2(g) 16 CO 2(g) + 18 H 2 O (g) d) La dissolution du sulfate de disodium. Na 2 SO 4(s) 2 Na + (aq) + SO 4 2 (aq) 30 I N T R O D U C T I O N EXERCICES

31 Nom : Groupe : Date : e) La dissolution du MgBr 2. MgBr 2(s) Mg 2+ (aq) + 2 Br (aq) f) La décomposition du dihydroxyde de baryum en ses éléments. Ba(OH) 2(s) Ba (s) + O 2(g) + H 2(g) g) La décomposition du CH 3 COOH en ses éléments. CH 3 COOH (l) 2 C (s) + 2 H 2(g) + O 2(g) h) La décomposition du sulfate de disodium en ses éléments. Na 2 SO 4(s) 2 Na (s) + S (s) + 2 O 2(g) CHIMIE I N T R O D U C T I O N i) La décomposition du MgBr 2 en ses éléments. MgBr 2(s) Mg (s) + Br 2(l) j) La neutralisation du H 2 SO 4(aq) avec du NaOH (aq). H 2 SO 4(aq) + 2 NaOH (aq) 2 H 2 O (l) + Na 2 SO 4(aq) k) La neutralisation du H 3 PO 4(aq) avec du Mg(OH) 2(aq). 2 H 3 PO 4(aq) + 3 Mg(OH) 2(aq) 6 H 2 O (l) + Mg 3 (PO 4 ) 2(aq) l) La neutralisation du NH 4 OH (aq) avec du HCl (aq). NH 4 OH (aq) + HCl (aq) H 2 O (l) + NH 4 Cl (aq) m) La synthèse de l ammoniac (NH 3 ) à partir de ses éléments. 3 H 2(g) + N 2(g) 2 NH 3(g) n) La réaction du sulfate de disodium aqueux avec le dichlorure de baryum aqueux, qui produit un précipité de sulfate de baryum et du chlorure de sodium aqueux. Na 2 SO 4(aq) + BaCl 2(aq) BaSO 4(s) + 2 NaCl (aq) 25. Quelle masse de chlorure de sodium (NaCl) faut-il décomposer pour obtenir 4,60 g de sodium? 2 NaCl (s) 2 Na (s) + Cl 2(g) 1. 2 NaCl (s) 2 Na (s) + Cl 2(g) 2. 2 mol 2 mol 1 mol ,88 g 45,98 g 70,90 g 4.? g 4,60 g ,88 g 45,98 g 6. = 11,69 g 116,88 g 4,60 g 45,98 g 7. Il faut décomposer 11,7 g de chlorure de sodium pour obtenir 4,60 g de sodium. I N T R O D U C T I O N EXERCICES 31

32 Nom : Groupe : Date : 26. Le monoxyde d azote peut se combiner au dioxygène selon l équation suivante : 2 NO (g) + O 2(g) 2 NO 2(g) Combien de moles de dioxygène sont nécessaires pour former 50,00 g de dioxyde d azote? 1. 2 NO (g) + O 2(g) 2 NO 2(g) 2. 2 mol 1 mol 2 mol 3. 60,02 g 32,00 g 92,02 g 4.? mol 50,00 g 5. 1 mol 92,02 g 1 mol x 50,00 g 6. 92,02 g = 0,5434 mol 7. Il faut 0,5434 mol de dioxygène pour former 50,00 g de dioxyde d azote. 27. Soit la réaction suivante : Mg (s) + 2 HCl (aq) MgCl 2(aq) + H 2(g) Quel est le volume d une solution d acide chlorhydrique à 2,5 mol/l qui est nécessaire pour faire réagir complètement 5,00 g de magnésium? 1. Mg (s) + 2 HCl (aq) MgCl 2(aq) + H 2(g) 2. 1 mol 2 mol 1 mol 1 mol 3. 24,31 g 72,92 g 95,21 g 2,02 g 4. 5,00 g? mol 5. 24,31 g 2 mol 5,00 g x 2 mol 6. 24,31 g = 0,4114 mol 7. Il faut 0,4114 mol d acide chlorhydrique. Calcul du volume n C = V n D où V = C 0,411 mol V = 2,5 mol/l = 0,164 L Il faut 0,16 L, ou 160 ml, de la solution d acide chlorhydrique. 32 I N T R O D U C T I O N EXERCICES

33 INFO + Les réactions d oxydoréduction Plusieurs transformations chimiques, comme la synthèse, la décomposition, l oxydation (voir la FIGURE I.37), la combustion et la photosynthèse, sont en fait des réactions d oxydoréduction. Qu ont en commun ces réactions? Dans tous les cas, il y a transfert d un ou de plusieurs électrons d un atome à un autre. DÉFINITION Une réaction d oxydoréduction est une réaction au cours de laquelle se produit un transfert d un ou de plusieurs électrons d un atome à un autre. E N R I C H I S S E M E N T CHIMIE I N T R O D U C T I O N I.37 La formation de la rouille est une réaction d oxydo réduction, car elle entraîne un transfert d électrons entre le fer et l oxygène. 4 Fe (s) + 3 O 2(g) 2 Fe 2 O 3(s) Le nombre d oxydation Au cours d une réaction d oxydoréduction, la charge relative de chacun des atomes ayant participé à l échange d électrons se modifie. Cette charge relative s appelle un «nombre d oxydation». DÉFINITION Un nombre d oxydation correspond à la charge relative d un atome. C est un nombre entier, positif ou négatif, qui indique le nombre d électrons gagnés ou perdus par rapport à l atome neutre. Comment détermine-t-on un nombre d oxydation? Dans le cas d un composé ionique (un composé comportant au moins une liaison ionique), le nombre d oxy - dation correspond à la charge réelle de chaque ion monoatomique. Dans les autres cas, on attribue à chaque atome une charge hypothétique, comme s il formait une liaison ionique. Le TABLEAU I.38 (à la page suivante) présente une série de règles permettant d établir le nombre d oxydation d un atome. Ce nombre s écrit au-dessus du symbole de l élément. Contrairement à la charge ionique, le signe + ou est placé devant le chiffre. Cela permet de ne pas confondre le nombre d oxydation avec la charge d un ion. Par exemple, dans: +2 Ca 2+ (aq) +2 est le nombre d oxydation et 2+ est la charge de l ion. I N T R O D U C T I O N THÉORIE 33

34 I.38 QUELQUES RÈGLES POUR ÉTABLIR LE NOMBRE D OXYDATION Règle 1. Le nombre d oxydation d un élément simple ou d un élément sous sa forme diatomique est de 0. (Un élément simple est un élément qui a conservé tous ses électrons. Comme il a le même nombre de protons que d électrons, sa charge est nulle. La forme diatomique d un élément est aussi considérée comme un élément simple, puisque chaque atome y partage ses électrons également.) 2. Le nombre d oxydation d un ion monoatomique correspond à la charge de l ion. 3. Le nombre d oxydation de l oxygène est de 2, sauf dans le cas d un peroxyde, comme le H 2 O 2. Dans ce cas, il est de Le nombre d oxydation de l hydrogène est généralement de +1, sauf dans le cas d un hydrure métallique, c est-à-dire lorsque l hydrogène est lié uniquement à un métal. Il est alors de Le nombre d oxydation d un métal est toujours positif, tandis que celui d un non-métal peut être positif ou négatif. 6. Le nombre d oxydation le plus probable d un élément dépend du nombre d électrons de valence de la famille à laquelle l élément appartient (voir le tableau I.11). Exemples Mg (s), Al (s), S (s), H 2(g), Cl 2(g) +2 1 Ca 2+ (aq), F (aq) H 2 O (l), MgO (s), H 2 O 2(aq) H 2 O (l), HCl (aq), NaH NaOH +1 1 NaCl, puisque Na fait partie de la famille I A et Cl fait partie de la famille VII A. 7. La somme des nombres d oxydation d une molécule est égale à zéro H 2 O, donc (2 +1) + ( 2) = 0 +1 x 2 H 3 PO 4, (3 +1) + (4 2) = 5, donc le nombre d oxydation de P est de +5 pour que le total soit de La somme des nombres d oxydation d un ion polyatomique est égale à la charge de cet ion (PO 4 ) 3, donc (+5) + (4 2) = 3 x 2 (SO 4 ) 2, x + (4 2) = 2, donc le nombre d oxydation du soufre est de +6. Les demi-réactions et leur addition Comme son nom l indique, une réaction d oxydoréduction comporte deux volets, soit une demi-réaction d oxydation et une demi-réaction de réduction. Attention, cependant, de ne pas confondre la demi-réaction d oxydation avec la réaction du même nom! Pour reconnaître chacune des demi-réactions, il faut tenir compte des nombres d oxydation. Prenons l exemple du magnésium qui réagit en présence de l acide chlorhydrique (voir aussi la FIGURE I.39): Réaction d oxydoréduction: Mg (s) + 2 HCl (aq) MgCl 2(aq) + H 2(g) 34 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

35 Au cours de cette réaction, le nombre d oxydation du magnésium augmente. Il passe de 0 à +2. Puisque la charge du magnésium devient positive, on peut en déduire que chacun de ses atomes perd deux électrons. Le magnésium est «oxydé». La demi-réaction d oxydation qui en résulte s écrit comme suit: 0 +2 Demi-réaction d oxydation: Mg Mg + 2 e DÉFINITION Une demi-réaction d oxydation, c est une partie de la réaction d oxydo réduction au cours de laquelle un atome perd un ou plusieurs électrons. On la reconnaît par l augmentation du nombre d oxydation. CHIMIE I N T R O D U C T I O N Étant donné que les électrons ne peuvent être ni perdus ni créés, un autre atome doit accepter les électrons provenant de la demiréaction d oxydation. Dans notre exemple, c est l hydrogène qui joue ce rôle. Comme son nombre d oxydation passe de +1 à 0, cela signifie que chacun de ses atomes a accepté un électron. L hydrogène est «réduit». La demi-réaction de réduction qui en résulte s écrit comme suit: +1 0 Demi-réaction de réduction: 2 H + 2 e H 2 I.39 La réaction d une tige de magnésium plongée dans l acide chlorhydrique montre de l effervescence caractéristique de la formation de H 2 gazeux. DÉFINITION Une demi-réaction de réduction, c est une partie de la réaction d oxydo - réduction au cours de laquelle un atome gagne un ou plusieurs électrons. On la reconnaît par la diminution du nombre d oxydation. Dans notre exemple: c est le magnésium qui cause la réduction de l hydrogène: le magnésium est l élément «réducteur»; c est l hydrogène (H + ) de la molécule de HCl qui provoque l oxydation du magné sium: l hydrogène est l élément «oxydant». DÉFINITION Dans une réaction d oxydoréduction, le réducteur est l élément qui est oxydé, c est-à-dire qu il perd des électrons. DÉFINITION Dans une réaction d oxydoréduction, l oxydant est l élément qui est réduit, c est-à-dire qu il gagne des électrons. Le TABLEAU I.40 résume les caractéristiques de ces deux types d «acteurs» d une réaction d oxydoréduction. I.40 LES CARACTÉRISTIQUES D UN OXYDANT ET D UN RÉDUCTEUR Réducteur Il perd des électrons. Son nombre d oxydation augmente. Il s oxyde. Oxydant Il gagne des électrons. Son nombre d oxydation diminue. Il se réduit. INTRODUCTION THÉORIE 35

36 On dit des autres éléments qu ils sont des éléments spectateurs. Leurs nombres d oxydation ne sont pas modifiés par la réaction. Le chlore de la réaction donnée en exemple est un élément spectateur, parce qu il conserve le même nombre d oxydation, 1, avant et après la réaction. Puisqu une réaction d oxydoréduction suppose un transfert d électrons, il doit toujours y avoir le même nombre d électrons dans chacune de ses demi-réactions. C est pour cette raison que les électrons n apparaissent pas dans la réaction glo - bale d oxydoréduction. Voyons un exemple dans lequel la réaction globale d oxy - do réduction s obtient en additionnant une demi-réaction d oxydation et une demi-réaction de réduction Demi-réaction d oxydation: Al (s) + 3 (OH ) (aq) Al(OH) 3(aq) + 3 e Demi-réaction de réduction: Ag 2 S (s) + 2 e 2 Ag (s) + S 2 (aq) Dans cet exemple, l atome d aluminium de la demi-réaction d oxydation donne trois électrons, tandis que les deux atomes d argent de la demi-réaction de réduction n en prennent que deux. Pour obtenir le même nombre d électrons dans chacune des demi-réactions, il faut les multiplier de façon à obtenir un dénominateur commun Demi-réaction d oxydation: (Al (s) + 3 (OH ) (aq) Al(OH) 3(aq) + 3 e ) Al (s) + 6 (OH ) (aq) 2 Al(OH) 3(aq) + 6 e Demi-réaction de réduction: (Ag 2 S (s) + 2 e 2 Ag (s) + S 2 (aq)) Ag 2 S (s) + 6 e 6 Ag (s) + 3 S 2 (aq) Ainsi, la multiplication des coefficients de la première demi-réaction par deux et de ceux de la deuxième demi-réaction par trois permet d obtenir six électrons dans chacune des demi-réactions. Il suffit maintenant de les additionner pour obtenir la réaction globale d oxydoréduction. Réaction globale d oxydoréduction: Al (s) + 6 (OH ) (aq) 2 Al(OH) 3(aq) + 6 e Ag 2 S (s) + 6 e 6 Ag (s) + 3 S 2 (aq) Al (s) + 6 (OH ) + 3 Ag 2 S (s) 2 Al(OH) 3(aq) + 6 Ag (s) + 3 S 2 (aq) 36 I N T R O D U C T I O N THÉORIE

37 LES SÉRIES D ACTIVITÉ DES MÉTAUX Plusieurs métaux, comme le magnésium et l argent des réactions données en exemple précédemment, sont de bons réducteurs, mais leur force de réduction varie énormément. Cela dépend de leur facilité à perdre des électrons, donc à être oxydés. Une série d acti vité (voir la FIGURE I.41) permet de classer les métaux selon leur potentiel à donner des électrons, c est-à-dire du meilleur réduc teur au moins bon. DÉFINITION Une série d activité des métaux est une liste des métaux classés selon leur potentiel à donner des électrons. Une série d activité permet de prédire s il y aura ou non réaction entre un métal et un ion métallique. Par exemple, un fil de cuivre réagit spontanément avec les ions argent (Ag + ) présents dans une solution (voir la FIGURE I.42), puisque la position du cuivre est plus élevée que celle de l argent dans la série d activité. L inverse, c est-à-dire un fil d argent placé dans une solution contenant des ions cuivre (Cu 2+ ), ne produirait aucune réaction spontanée. Pour que la réaction ait lieu, il faudrait lui fournir de l énergie. Réaction spontanée: Cu (s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag (s) + Énergie I.41 Force en tant qu agent réducteur K Na Ca Mg Al Cr Zn Fe Cd Ni Sn Pb H 2 Cu Ag Hg Au Puissant Fort Bon Passable Faible Très faible Un élément métallique de cette série d activité donnera spontanément ses électrons à un ion métallique placé plus bas que lui dans la série. CHIMIE I N T R O D U C T I O N Puisque que le cuivre est un meilleur réducteur que l argent, le cuivre solide donne ses électrons aux ions argent. Réaction non spontanée: 2 Ag (s) + Cu 2+ (aq) + Énergie 2 Ag + (aq) + Cu (s) Puisque l argent est un moins bon réducteur que le cuivre, l argent solide ne peut donner ses électrons aux ions cuivre. Les piles électrochimiques Lorsqu on place un bon oxydant en présence d un bon réducteur, ils réagissent spontanément ensemble en dégageant une certaine quantité de chaleur. C est ce qui se produit lorsqu on dépose un morceau de zinc dans une solution de sulfate de cuivre. Le zinc donne ses électrons aux ions cuivre, selon l équation suivante: Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) + Énergie Il est possible d exploiter le potentiel énergétique de cette réaction sous forme d électricité en séparant le réducteur de l oxydant. Il suffit de relier ces deux substances à l aide d un fil conducteur dans lequel le transfert d électrons engendre un courant électrique. C est sur ce principe que fonctionne une pile (ou cellule) électrochimique. I.42 Lorsqu on plonge un fil de cuivre dans une solution de nitrate d argent, une couleur bleue apparaît dans la solution à cause des ions Cu 2+ qui se forment, tandis que le fil de cuivre se couvre d argent solide. I N T R O D U C T I O N THÉORIE 37

38 e B e Voltmètre Pont salin [Na 2 SO 4(aq) ] SO 4 2 Na + Zn C Cu A A Anode de zinc (oxydation) : Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2 e Zn 2+ D Cu 2+ Cathode de cuivre (réduction) : Cu 2+ (aq) + 2 e Cu (s) I.43 ZnSO 4(aq) CuSO 4(aq) Une pile électrochimique zinc-cuivre. La FIGURE I.43 montre le fonctionnement d une pile électrochimique, un dispositif expérimental qui permet d étudier le potentiel énergétique des réactions d oxy do - réduction. En voici une courte description (les lettres renvoient à la figure): A: Les lames de métal constituent les électrodes, soit l anode, où se produit l oxydation, et la cathode, où se produit la réduction. Puisque le zinc est un meil leur réducteur que le cuivre, c est lui qui donne ses électrons aux ions cuivre présents dans la solution où se trouve la cathode. B: Les électrons voyagent par le fil de l anode vers la cathode. C: Les ions circulent d un bécher à l autre par le pont salin. Le pont salin est un tube en U renversé contenant une solution électrolytique. Il pourrait aussi être formé d un simple papier imbibé de solution ou être remplacé par une cloison poreuse comportant des trous microscopiques qui permettent le passage des ions d une solution à l autre. Les ions négatifs se déplacent vers la solution où se trouve l anode, tandis que les ions positifs vont vers la solution où se trouve la cathode. Ce déplacement permet d équilibrer les charges des solutions. D: Les ions positifs de cuivre se déplacent vers la cathode, où ils sont réduits. Du cuivre solide s accumule à la cathode, ce qui cause une augmentation de sa masse. Le zinc solide de l anode se transforme en ions positifs, ce qui entraîne une diminution de sa masse. Les piles, les batteries et les accumulateurs sont des applications pratiques de la pile électrochi mique (en voir un exemple à la FIGURE I.44). Elles servent de sources de courant pour alimenter une multitude d objets électriques por tables. Dans le langage courant, on confond souvent pile, batterie et accumulateur. Par définition, une batterie est une série de piles, tandis qu un accumulateur a la possibilité d être rechargé. Papier séparateur Pâte humide de ZnCl 2 et de NH 4 Cl (solution électrolytique) Couche de dioxyde de manganèse (MnO 2 ) Cathode de graphite Anode de zinc I.44 Une pile sèche. Pour réduire les risques d écoulement de la pile, on épaissit la solution électrolytique par l ajout d amidon, ce qui donne une pâte humide. 38 I N T R O D U C T I O N THÉORIE