Programme de chimie: Niveau : 10 ème 1- Notion Sur l oxyde réduction : 1-1 Réaction de l oxydoréduction avec transfert d oxygène : - Combustion du

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1 Programme de chimie: Niveau : 10 ème 1- Notion Sur l oxyde réduction : 1-1 Réaction de l oxydoréduction avec transfert d oxygène : - Combustion du carbone ; - Combustion du soufre ; - Combustion du fer ; - Réduction de l oxyde ferrique par l aluminium ; - Réduction de l oxyde cuivrique par le carbone ; 1-2 Importance industrielle de la réduction des oxydes : Minerais des métaux; fer-aluminium ; zinc. Obtention des métaux ; production des oxydes. Obtention de la fonte ; De la fonte à l acier ; 1-3 Réaction d oxydoréduction avec transfert d électron Oxydoréduction en solution aqueuse ; Oxydoréduction par voie sèche ; Oxydoréduction dans l électrolyse 1-4 Un générateur électrochimique : la pile. 2- Les solutions aqueuses ; 2-1 Les trois types de solutions aqueuses ; 2-2 Acidité- Basicité-des solutions aqueuses Echelles de PH. 2-3 Caractérisation des ions en solution. 3- Chimie Organique : 3-1 Le méthane les alcanes ; 3-2 L éthylène les alcènes ; 3-3 L acétylène les alcynes

2 Cours de chimie : Thème : Réaction d oxydoréduction avec transfert d oxygène. Titre : Combustion du carbone a) Expérience : Brûleur Charbon Incandescent Eau de chaux Oxygène Incandescence Plus vive Eau de chaux Troublée Le charbon de bois chauffé et plongé dans un bocal contenant du dioxygène devient incandescent et disparait progressivement le gaz incolore qui se dégage trouble l eau de chaux le dioxyde de carbone (CO 2 ). b) Interprétation: Au cour de cette combustion qui dégage beaucoup de chaleur, l oxygène du bocal est une partie du charbon disparaissent il se forme du dioxyde de carbone. Equation bilan de la réaction s écrit : C + O 2 CO 2 Cours de chimie : Thème : Réaction d oxydoréduction avec transfert d oxygène. Titre : Combustion du Soufre

3 a) Expérience : Solution violette du Permanganate De potassium Décoloration du Permanganate de potassium Fumée banche Solution La poudre (soufre) enflammée brûle avec une flamme bleue. Le gaz incolore, qui se dégage décolore une solution violette de permanganate de potassium. Le dioxyde de soufre (SO 2 ). b) Interprétation : Au cours de cette combustion, le soufre et le dioxygène disparaissent. Il se forme du dioxyde de soufre selon l équation suivante : S + O 2 SO 2 Thème : Réaction d oxydoréduction avec transfert d oxygène. Titre : Combustion du fer. Fil de fer Enroulé En hélice Paille de fer Incandescente Globule Solidifiés Sable Dioxygène Goutte de Matière Incandescente La paille de fer chauffée devient incandescent et brûle avec jaillissement d étincelle, les particules grises formes attirent un morceau de fer, c est l oxyde magnétique.

4 b) Interprétation : la consommation de fer et du dioxygène est accompagné par la formation de l oxyde magnétique de formule (Fe 3 O 4 ) L équation bilan s écrit : 3Fe + 2O 2 Fe 3 O 4 - Formation de la rouille : Au contact de l air humide, le fer se recouvre lentement de la rouille. La rouille est un produit poreux constitué essentiellement d oxyde ferrique Fe 2 O 3 L équation bilan s écrit : 4Fe + 3O 2 2Fe 2 O 3 Oxydation et combustion Une oxydation est une combinaison d un corps avec l oxygène ou tout simplement la fixation de l oxygène. Une oxydation qui dégage de la chaleur est une combustion lorsque la chaleur dans l air on dit que l oxydation est lente (formation de la rouille). Réduction de l oxyde ferrique par l aluminium. a) Expérience : Un mélange sec de l oxyde ferrique et d aluminium en poudre enflammé par un ruban à magnésium brute en donnant la lumière ; après refroidissement, il se forme : - Un solide gris qui peut être attitré par un aimant ; le fer. Une poudre blanche : l alumine ou l oxyde d aluminium (Al 2 O 3 ). b) Interprétation : L aluminium et l oxyde ferrique disparaissent il se forme du fer et de l alumine. L équation bilan est : Fe 2 O 3 + 2Al 2Fe + Al 2 O 3

5 Conclusion : la réduction de l oxyde ferrique et l oxydation de l aluminium se déroulent simultanément. Réduction Fe 2 O 3 + 2Al 2Fe + Al 2 O 3 Oxydant Réducteur Oxydation Cours de chimie : Titre : Réduction de l oxyde cuivrique par le carbone a) Expérience: Un mélange d oxyde cuivrique et de charbon de bois fortement chauffée dans un tube a essaie devient incandescent. Il se dégage du dioxyde de carbone. On récupère une poudre rouge : le cuivre. b) Interprétation : De l oxyde de cuivre et de carbone disparaissent ; il se forme du cuivre et de dioxyde de carbone. L équation bilan est : 2CuO + C 2Cu + CO 2 Conclusion: La réduction de l oxyde cuivrique et l oxydation du carbone se déroulent simultanément. Réduction 2CuO + C 2Cu + CO 2 Oxydant Réducteur Oxydation Cours de chimie: Thème : réaction d oxydoréduction avec transfert O 2 Titre : Importance industrielle de la réduction des oxydes. - Minerais des métaux : Fer, aluminium, Zinc, On appel minerais tous substance naturelle capable de produire un

6 métal. La plupart des métaux existe dans la nature à l état combiné sous forme de minerais. - Minerais de Fer : l oxyde ferrique ou hématite (Fe 2 O 3 ). L oxyde magnétique (Fe 3 O 4 ) la pyrite (FeS 2 ). - Minerais de l aluminium: La bauxite dont le constituant principal est l alumine (Al 2 O 3 ) - Minerai de Zinc : la blende ou le soufre de Zinc (ZnS). - Minerais de plomb : (PbS). Obtention des métaux : Quand le minerai contient un oxyde métallique, il suffit de réduire cet oxyde pour obtenir le métal. Exemple : Fe 2 O 3 + 2Al 2Fe + Al 2 O 3 Cr 2 O 3 + 2Al 2Cr + Al 2 O 3 Al 2 O 3 2Al O 2. Quand le minerai ne contient pas un oxyde métallique, On le transforme en oxyde puis par réduction de l oxyde formé ; on obtient le métal. Exemple : Pour le plomb: PbS O 2 PbS + SO 2 2PbO + C 2PbS + CO 2 Pour le Zinc: ZnS O 2 ZnO + SO 2 ZnO + C Zn + CO Pour l obtention du fer à partir de la pyrite : 2FeS O 2 Fe 2 O 3 + 4SO 2 Fe 2 O 3 + 2Al Al 2 O 3 + 2Fe.

7 Obtention de la fonte : Description d un haut fourneau : Trémie de Remplissage 300 C Gueulard Gaz chauds 1000 C Minerai + Coke 1500 C Creuset Laitier Fonte air soufflé Coulée b) Fonctionnement du haut fourneau : On introduit par le Gueulard un mélange de minerais de fer du coké et le fondant. Au cours de la descente dans le haut fourneau. Le Coke (Carbone pure donne naissance aux mélanges de carbone) 2C + O 2 2CO 2

8 Le fondant se combine à la gangue pour former le laitier. Le minerai de fer est réduit par le carbone pour donner le fer. Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2. Une partie du coke qui n a pas brûlé se mélange au fer pour donner la fonte. La fonte est un alliage carbone contenant 3 à 4% de carbone. De la fonte à l acier: La fonte liquide à 1800 C est versée dans un convertisseur. Le violent courant provoque l oxydation au carbone d oxygène provenant d une lance provoque une oxydation du carbone et des impuretés à la surface. Ainsi le soufre oxydé au dioxyde de soufre et le carbone en monoxyde de carbone sont éliminés de la fonte. Le phosphore et le silicium quant eux brûlent en donnant de l oxyde de phosphore et de l oxyde de silicium pour éliminer ces derniers, on ajoute de la chaux pour obtenir la fonte. On tourne le convertisseur pour éliminer les impuretés et récupérer l acier. L acier est un alliage fer-carbone contenant moins de 1% de carbone. Définition des termes: Oxydant : c est un corps capable de céder des atomes d oxygène. Réducteur : c est tout corps capable de fixer des atomes d oxygène. Oxydation : c est un processus au cours duquel il y a fixation ou gain d oxygène. Réduction : c est un processus au cours duquel il y a enlèvement ou perte d oxygène. Réaction d oxydoréduction : est une transformation au cours de laquelle il y a échange d oxygène entre l oxydant et le réducteur ou entre les espèces chimique.

9 Titre: oxydoréduction en solution aqueuse a- Oxydation du zinc par les ions Cu 2+. Quand on plonge une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre, on n obtient le sulfate de zinc et le cuivre métal. Interprétation : Au cours de cette réaction, la lame de zinc et l ion cuivre disparaissent. Ils se formeront du cuivre et de l ion zinc Zn 2+. L équation bilan est : Zn + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu. Zn + (Cu 2+ + SO 4 ) (Zn 2+ SO 4 2- ) + Cu Conclusion : Le zinc est oxydé en ion Zn 2+ et l ion Cu 2+ est réduit en cuivre. Le Zinc est le réducteur et Cu 2+ est l oxydant. Oxydation Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Réducteur Oxydant Réduction b- Action des acides : HCl ; H 2 SO 4 dilué sur les métaux. En solution aqueuse les acides libèrent les ions Hydrogènes. Ex : HCl - H + + Cl - H 2 SO 4 2H + + SO 4 2- c- Action de l acide chlorhydrique sur le Fer (HCl) : Expérience: Versons de l acide chlorhydrique sur de la limaille de Fer. Il se dégage un gaz qui brûle avec une détonation : le dihydrogène. Interprétation: Au cours de cette réaction le fer et une partie de l acide disparaissent. On obtient du dihydrogène et de l ion ferreux (Fe 2+ ).

10 Fe + 2HCl FeCl 2 + H 2 Fe + 2(H + Cl - ) (Fe Cl - ) + H 2. Conclusion: Le fer est oxydé à l ion ferrique (Fe 2+ ) et l ion hydrogène est réduit en dihydrogène. Le fer est le réducteur et l ion hydrogène est l oxydant. Oxydation Fe +2H + Fe 2+ + H 2 Réduction Définition des termes : Oxydation : est un processus au cours du quelle il y a perte d électron : Réduction : est un processus au cours duquel il y a gain d électron. Oxydant : est une quantité chimique capable de fixer ou de capter des électrons. Réducteur : est une quantité chimique capable de céder des électrons. Réaction d oxydoréduction : est une transformation au cours de laquelle il y a échange d électrons entre le réducteur et l oxydant. 3- Oxydoréduction : a- Action du chlore sur le sodium : 2Na + Cl 2 2NaCl

11 Réduction 2Na + Cl 2 2(Na + Cl - ) Réducteur Oxydant Oxydation Expérience : Plongeons un morceau de sodium préalablement chauffé dans un flacon contenant du dichlore. Il brûle avec une flamme. On obtient des cristaux de chlorure de sodium. L équation bilan est 1. Interprétation: Au cours de cette réaction le sodium et le dichlorure disparaissent. Il se forme du chlorure de sodium 2. Conclusion : Le sodium est oxydé en ion sodium Na + et le dichlore est réduit en ion chlorure. Le sodium est le réducteur ; le dichlore est l oxydant. Réduction 2Na + Cl 2 2(Na + + Cl - ) Réducteur Oxydant Oxydation b- Action de l oxygène sur le cuivre : Expérience : Une lame de cuivre préalablement chauffé à l air se recouvre d une pellicule noire. L oxyde cuivrique (CuO). Interprétation : Au cours de cette réaction le cuivre et l oxygène de l air disparaissent, il se forme de l oxyde de cuivre ou oxyde cuivrique dont l équation bilan est:

12 2Cu + O 2 2CuO ou 2Cu + O 2 2(Cu 2+ + O 2- ) Conclusion : Le cuivre est oxydé en ion cuivrique (Cu 2+ ) et l oxygène est réduit en ion oxyde (O 2- ). Le cuivre est le réducteur et O 2 est l oxydant. Réduction 2Cu + O 2 2(Cu 2+ + O 2- ) Réducteur Oxydant Oxydation Oxydoréduction dans l électrolyse : L électrolyse de l alumine (Al 2 O 3 ): Définition : l électrolyse est la décomposition d un corps chimique en fusion ou en solution par le courant électrique. L électrolyte: est tout corps chimique (Fondu ou dissous) capable de conduire le courant électrique grâce aux ions qu ils libèrent. L électrode : sont des conducteurs métalliques fixés aux bornes d un générateur électrique. L anode est constituée de bloc de carbone. La cathode est constituée par un revêtement en carbone. Les ions Al 3+ sont réduits en aluminium (Al). Al è Al C est la réduction cathodique. A l anode les ions oxydes sont oxygénés en dioxygène. 2O 2- O 2 + 4è c est

13 l oxydation anodique. Dans une réaction d oxydoréduction le nombre d électron céder doit être égal au nombre d électron capter. Pour cela multiplions la première équation par 4 et la seconde par 3. L équation bilan est : 4Al O 2-4Al + 3O 2 Conclusion : L ion Aluminium (Al 3+ ) est réduit en Al. Et l ion oxyde O 2- est oxydé est dioxygène (O 2 ). L ion (Al 3 + ) est l oxydant et l ion O 2- est le réducteur. Réduction 4Al O 2-4Al + 3O 2 Oxydant Réducteur Oxydation Cours de chimie : Niveau : 10 ème Année. Thème : Réaction d oxydoréduction avec transfert d électron. Titre : Le générateur électrochimique : la pile. Définition: est un générateur électrique produisant le courant par action chimique ou thermique. 1- Constitution d une pile: Une pile est constituée : D une tige en graphique ; Capsule en laiton ; Isolant ; Isolant papier ; Pâte gélatineuse ; Electrolyte ; Pour de carbone (Dioxyde de manganèse).

14 Usure de la pile : une pile usagée présente de nombreuse trous et une poudre blanche ; le zinc présent dans la pile neuve en partie disparu dans la pile usagée ; la pile consomme du zinc quant- elle fonctionne. Interprétation de la consommation du zinc : La consommation du zinc dans une pile s explique par la transformation des atomes de zinc en ion avec libération d électron. Zn Zn é On caractérise l ion zinc obtenus par la soude. On obtient un précipité blanc l hydroxyde de zinc.

15 Zn OH - Zn(OH) 2 Soude Précipité blanc Eau Solution Solution Mise en évidence Des ions Zinc Fragments d une Pile usagée Le fonctionnement de la pile : Le courant électrique à l extérieur d une pile est assure par une circulation d électron qui, provenant de la borne négative (Zinc) se déplace dans les fils conducteur vers la borne positive (graphite). Autrement dit, les électrons circulent dans les sens contraire de celui du courant électrique. Courant Pile Electron

16 Chapitre II : les solutions aqueuses. Cours de chimie : Niveau : 10 ème Année. Thème : les solutions aqueuses. Titre : Solutions Définition : Une solution est un mélange homogène de deux ou de plusieurs corps qui présentent une seule phase particulièrement liquide, contenant un corps dissous appelée soluté. Les constituants d une solution: - Le soluté : est un corps capable de dissoudre le solvant. - Le solvant : est corps capable de dissoudre le soluté. Différents types de solutions : - Les solutions à structure ionique ; - Les solutions à structure moléculaire ; Solution diluée : Une solution est dites diluée lorsque la quantité du solvant est supérieure à la quantité du soluté. Exemple : 1g de sucre dans 20l d eau. Solution concentrée : Une solution est dites concentrée lorsque la quantité du soluté est supérieure à la quantité du solvant. Exemple : une boite de lait concentrée sucré. Solution saturée : Une solution est dites saturée lorsqu elle ne peut plus dissoudre une quantité supplémentaire de soluté. Exemple : 400 morceaux de sucre dans un verre de Thé. Solution normale : Une solution est dites normale lorsque le degré de solubilité du soluté dans le solvant est bien dosé. Exemple : 1l d eau ne peut dissoudre que 455l d HCl à 20 C. Cours de chimie : Niveau : 10 ème Année.

17 Thème : les solutions aqueuses. Titre : Les trois types de solutions aqueuses. 1- Un indicateur coloré : Le bleu de bromothymol (BBT). Un indicateur : est une substance chimique qui permet de déterminer la nature d une solution aqueuse. Le plus utilise est le BBT qui dissous dans l alcool donne une solution orangée. 2- Identification des solutions aqueuses : Expérience : Ajoutons quelques goutes de BBT dans chacune des solutions A.B.C suivantes : A B C Eau pure Soude Jus de citron Dans la solution A (l eau pure), on observe une couleur verte ; Dans la solution B (Soude) la couleur est bleue ; Dans la solution C (jus de citron) la couleur jaune. Conclusion: Couleur du BBT dans les milieux suivants: Acide: Acide + BBT vire au jaune Basique: Base + BBT vire au bleue ; Neutre: Solution neutre + BBT vire au vert. Papier PH et classification des solutions: Pour comparer les solutions acides basique et neutre, on utilise une échelle de nombre appelé PH. Définition: Ph ou potentiel d hydrogène est une grandeur chimique sans unité qui sert à préciser l acidité ; la basicité ou la neutralité d une substance chimique.

18 Expérience: Versons une solution acide, basique ou neutre sur un ruban de papier Ph. Chaque solution prend une couleur qui correspond à un nombre sur le papier. Les solutions acides on un PH inférieur à 7 ; Les solutions basiques ont un PH supérieur à 7 ; Les solutions neutres ont un PH égal à 7. 0 Solutions acides 7 Solutions basiques 14 Neutres Titre: acidité et basicité des solutions. 1- Les ions H + et OH - de l eau : L eau pure se dissocie faiblement en ion H + et OH -. Selon l équation suivant : H 2 O H + +OH - Les ions H + et OH - expliquent l acidité et la basicité des solutions. 2- a) L ion H + et l acide d une solution : Définition: une solution est acide lorsque la quantité d ion H + est supérieur à la quantité d ion OH - ; donc PH<7. Une solution d acide chlorhydrique contient un supplément d ion H +. HCl H + + Cl -. Les ions H + sont responsables de l acide d une solution. b) Les solutions plus ou moins acides: Les solutions acides sont caractérisées par présence d ion hydrogène H +. Plus le nombre d ion H + est grand plus le PH de la solution diminue et plus la solution est acide et inversement. 3- a) L ion OH - et la basicité d une solution: Définition: une solution est basique lors la quantité d ion H + est inférieur la quantité d ion OH - dont PH>7. Une solution d hydroxyde de sodium (soude) contient un supplément d ion OH -. NaOH Na + + OH -

19 Les ions OH - sont responsables de la basicité d une solution b) Les solutions plus ou moins basiques : Les solutions basiques sont caractérisées par la présence d ion hydroxyde: Plus le nombre d ion OH - est grand plus le PH de la solution est grande et plus la solution est basique et inversement. Solution neutre : une solution est dite neutre lorsque la quantité d ion H + égale à la quantité d ion OH - Schéma de l échelle du PH La concentration en ion H + La concentration en ion OH - Augmente Augmente Cours de chimie Niveau : 10 e A Durée : 2h Thème: les solutions aqueuses Titre : caractérisation des ions en solution Un électrolyte est une solution aqueuse qui conduit le courant électrique. Pour dissocier un électrolyte. On utilise la formule suivant: Ex: A m B m ma n+ + nb m- Al 2 O 3 2Al O 2- H 2 SO 4 2-2H + SO 4 Na 2 CO 3 2Na CO 3 NaOH Na + + OH - NaCl Na + + Cl - AgNO 3 Ag NO 3

20 Pour le cas ci-dessous on ne peut pas utiliser la formule précédente. CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2- CuO Cu 2+ + O 2- FeSO 4 Fe 2+ + SO 4 2- MgO Mg 2+ + O 2-2-Anions et cations: la dissociation d un électrolyte donne deux ions différents Anions et cations. Cations: est un ion positif qui provient d un atome ou d un groupe d atome ayant perdu un ou plusieurs électron. Ex : Cu 2+ ; Al 3+ ; Na + ; NH 4 + Anions: est un ion négatif qui provient d un atome ou d un groupe d atomes ayant gagné un ou plusieurs électrons. Ex : Cl - ; SO 4 2- ; CO 3 2- ; NO 3 + NB: lors d une électrolyse les cations se dirigent vers la cathode et les ions se dirigent vers l anode. Electro neutralité d une solution: La charge électrique globale d une électrolyse est nulle, car il contient au tant de charge positive que de charge négative. Ex: 2Al SO 4 2- ; Ba Cl - Cations Ions Hydrogène H + Ions Potassium K + Ions Sodium Na + Anions Ion chlorure Cl - Ion oxyde O 2- Ion sulfure S 2-

21 Ions Calcium Ca 2+ Ions Magnésium Mg 2+ Ions Aluminium Al 3+ Ions Chrome Cr 3+ Ions Ferreux Fe 2+ Ions Ferrique Fe 3+ Ion sulfate SO 4 2- Ion carbonate CO 3 2- Ion nitrate NO 3 - Ion hydroxyde OH - Ion permanganate MnO 4 - Ion hydrogénocarbonate HCO 3 - Ions Cuivrique Cu 2+ Ions Zinc Zn 2+ Ions Plomb Pb 2+ Ions Ammonium NH 4 + Ions Baryum Ba 2+ Ions Argent Ag +

22 Tableau des principaux ions : Identification des cations et anions : a- Identification des cations : Cu 2+ ; Fe 2+ ; Fe 3+ ; Zn Teste des ions Cu 2+ : Ajoutons de la soude à une de sulfate de cuivre. On observe la formation d un précipité bleu (l hydroxyde de cuivre). CuSO 4 + 2NaOH Cu(OH) 2 +Na 2 SO 4 (Cu 2+ + SO 4 2- ) + 2(Na + +OH - ) Cu(OH) 2 +2(Na + +SO 4 ) Cu 2+ +2OH - Cu(OH) 2 - Teste des ions Fe 2+ : Ajoutons de la soude à une solution sulfate ferreux, on observe la formation d un précipité vert (l hydroxyde ferreux) FeSO NaOH Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4 (Fe 2+ + SO 4 2- ) + 2(Na + + OH - ) Fe(OH) 2 +2(Na + +SO 4 2- Fe OH - Fe(OH) 2 - Teste des ions Fe 3+ : Ajoutons de la soude à une solution de chlorure ferrique. Observe la formation d un précipité rouille d hydroxyde ferrique FeCl 3 + 3NaOH Fe(OH) 3 + 3NaCl Fe 3+ + Cl - + 3(Na + +OH - ) Fe(OH) 3 +3(Na + +Cl - ) Fe OH - Fe(OH) 3 - Test des ions Zn 2+ : Ajoutons de la soude à une solution de chlorure de zinc (Zn Cl - ).

23 On observe la formation d un précipité blanc. D hydroxyde de zinc. ZnCl 2 + 2NaOH Zn(OH) 2 + 2NaCl (Zn 2+ +2Cl - ) + 2(Na + +OH - ) Zn (OH) 2 + 2(Na + +Cl - ) Zn 2+ +2OH - Zn(OH) 2 Identification des anions: Cl ; SO 4 ; CO 3 Test des ions Cl - : Ajoutons une solution de nitrate d argent à une solution de chlorure de Sodium. On observe la formation d un précipité blanc de chlorure d argent. AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 (Ag + +NO 3 ) + (Na + + Cl - ) AgCl + (Na + +NO - 3) Ag - +Cl - AgCl Test des ions SO 2-4 :Ajoutons une solution de chlorure de baryum (Ba Cl - ) à une solution d acide sulfurique. On observe la formation d un précipité blanc de Sulfate de Baryum. BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl (Ba 2+ +2Cl - ) + (2H + + SO 2-4 ) Ba 2+ SO (H + + Cl - ) Ba SO 4 BaSO 4 Test des ions CO 2-3 : Ajoutons une solution d acide chlorhydrique sur du calcaire CaCO 3. On obtient un dégagement de dioxyde de carbone. 2HCl + CaCO 3 CO 2 +H 2 O + CaCl 2 2(H + + Cl - ) + (Cu 2+ + CO 2-3 ) CO 2 + H 2 O+ (Cu 2+ +2Cl - ) 2H CO 3 CO 2 + H 2 O

24 Tableau récapitulatif : Test des canions : Ion Solution à Réactif Observatio Tester n Sulfate de Soude Précipité cuivre (Na + + bleu (Cu 2+ +SO 2-4 ) OH - ) d hydroxyd e de cuivre Cu 2+ Réaction Cu 2+ +2OH - Cu(OH) 2 Fe 2+ Sulfate ferreuse (Fe 2+ + SO 4 2- ) Soude (Na + + OH - ) Précipité vert d Hydroxyd e ferreux Fe OH - Fe(OH) 2 Fe 3+ Chlorure ferrique (Fe 3+ +3Cl - ) Soude (Na + + OH - ) Précipité rouillé d Hydroxyd e Ferrique Fe OH - Fe(OH) 3 Zn 2+ Chlorure de Zinc (Zn 2+ +2Cl - ) Soude (Na + + OH - ) Précipité blanc d hydroxyd e Zn 2+ +2OH - Zn(OH) 2

25 Test des anions : Ion Cl - Solution à Tester Chlorure de Sodium (Na + +Cl - ) Réactif Observation Réaction Nitrate d argent (Ag + +NO - 3) Précipité blanc de chlorure d argent Ag - +Cl - AgCl SO 4 2- Acide Sulfurique (2H + +SO 4 2- ) Chlorure de Baryum (Ba 2+ +2Cl - ) Précipité blanc de sulfate de Baryum Ba 2+ +SO 4 2- BaSO 4 CO 3 2- Calcaire CaCO 3 Acide Chlorhydrique (H + +Cl - ) Dégagement de dioxyde de carbone 2H + + CO 3 2- CO 2 + H 2 O

26 Chapitre III : La chimie organique Cours de chimie : Niveau : 10 eme A Durée : 2h Thème : chimie organique Titre : Introduction Chimie organique Introduction : La chimie organique avait autre fois une définition assez réduite on avait constaté que les substances pur ayant leur origine dans les êtres organiques. Du règne animal et végétal (graisse, alcool, urée etc ) possédaient un caractère particulier remarquable. On ne parvenait pas à les obtenue par synthèse. Pendant que leur élaboration par les plante ou leur animaux été lier a un force de la définir comme suite selon : - Boutherov: c est tous les corps organique renfermant du carbone - Mendeleïev: c est l étude des propriétés et des modifications instables - Kschormmer: définie comme la chimie des hydrocarbures et leurs dérivés. - Benzeluis: définira comme la chimie du carbone par pyrogénation et synthèse etc. En conclusion : la chimie organique est la branche de la chimie qui étudie les composer du carbone. Les composés organiques sont constitués: De carbone, d hydrogène d azote. Ceux qui sont formés uniquement de carbone et d hydrogène sont appelles hydro carbure dont pour formule générale C X H Y.

27 Le méthane : les alcanes Formule et structure du méthane : le méthane est le plus simple des alcanes. Sa formule bruite est CH 4 et celle développe est : H H C H La molécule de méthane est constituée d un atome de carbone lié à (4) atome d hydrogène par des liaisons simples. a- Propriété physique du méthane: Le méthane est un gaz incolore inodore, très peu dans l eau. Se produit dans la fermentation à la cellulose a l abri de l air (gaz des marais, gaz du fumier).existe dans le sous-sol grisou, gaz naturelle sa masse molaire étant 16g /mol, sa densité par rapport à l air est d=0,55. Il est peu stable dans l eau. Sa température de fusion est -161,5 C et -184 C. b- Propriété chimique du méthane : - Réaction de combustion : Combustion complète: Le méthane brûle dans le dioxygène de l air ce donnant du dioxyde de carbone et la formation de l eau. CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Combustion incomplète : Lorsque la quantité d air est insuffisante le méthane brûle avec une flamme jaune éclairante. On obtient un dépôt et la formation de l eau. CH 4 + O 2 C + 2H 2 O Dans certaine condition on obtient le monoxyde de carbone et dihydrogène. H

28 CH O 2 CO + 2H 2 Réaction de substitution avec le dichlore : Un mélange de dichlore et de méthane réagit lentement à la lumière diffuse pour donner de nouveau corps. CH 4 + Cl 2 CH 3 + HCl (Monochloro méthane) CH 3 Cl + Cl 2 CH 2 Cl 2 (Dichloro méthane) CH 2 Cl 2 + Cl 2 CHCl 3 + HCl (Chloroforme) CHCl 3 + Cl 2 CCl 4 + HCl (Tétrachlorure de Carbone) En faisant la somme de ces réactions on obtient l équation bilan suivante : CH 4 + 4Cl 2 CCl 4 + 4HCl c- Obtention du méthane : Au laboratoire le méthane s obtient par réaction entre le carbure d aluminium et l eau. Al 4 C H 2 O CH 4 + 4Al(OH) 3 Les alcanes : 1- Définition et formule générale: Les alcanes ou hydrocarbure saturés sont des molécules qui ont des liaisons simples entre les atomes de carbones. La formule générale des alcanes est: C n H 2n+ 2 avec n Isomérie : Les isomères sont des composés organiques qui ont la même formule brute mais de formule développée ou semi-développé différente. Exemple : Ecrivons les isomères du butane C 4 H 10. CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 CH 3 CH CH 3 CH 3

29 C 5 H 12 : CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 CH 3 CH CH 2 CH 3 CH 3 CH 3 CH 3 C CH 3 CH 3 3- Nomenclature : Pour les chaines linéaires: Pour nommer les alcanes à chaine linéaire, on se contente, pour les quatre (4) premiers alcanes, du nom consacré à l usage : méthane, éthane, propane et butane. Pour les autres on utilise un préfixe grec indiquant le nombre d atomes de carbone (n).

30 Nombre d atome de Carbone (n) Formule brute Nom n=1 CH 4 Méthane n=2 C 2 H 6 Ethane n=3 C 3 H 8 Propane n=4 C 4 H 10 Butane n=5 C 5 H 12 Pentane n=6 C 6 H 14 Hexane n=7 C 7 H 16 Heptane n=8 C 8 H 18 Octane n=9 C 9 H 20 Nonane n=10 C 10 H 22 Décane Pour les chaines ramifiées: Pour nommer les alcanes à chaine ramifiée, il faut : Identifier la chaine carbonée la plus longue ; Numéroter les carbones principaux commençant par l extrémité la plus proche de la ramification ; Identifier les groupes alkyles (radicaux) par exemple : méthyle (CH 3 ) ; éthyles (CH 3 -CH 2 ) ; Ecrire les indices avant les noms des radicaux ou alkyle :

31 Nommer les radicaux différents dans l ordre alphabétique Dans le cas ou il y a des radicaux identiques on ajoute le préfixe di, tri, tétra.. Exemple : CH 3 CH 2 CH 2 CH3 n butane CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH3 (2 méthyle pentane) CH 3 CH 3 CH 3 C CH 2 CH CH 2 CH 3 (2; 2; 4 Trimethyl hexane) CH 3 CH 3 CH 3 CH 3 C CH 3 CH 3 (diméthyle propane) 4- Propriété physique des alcanes : Les quatre (4) premiers alcanes sont gazeux ; den= 5 jusqu à 15 ils sont liquides. Les termes supérieurs sont solides. 5- Propriété chimique des alcanes: a) Les réducteurs de combustion : - Combustion complète: La combustion complète des alcanes produit du dioxyde de carbone et de l eau. L équation générale de la combustion des alcanes est : C n H 2n+2 + 3n+1 2 O 2 C 5 H O 2 nco 2 +(n+1)h 2 O CO 2 +6H 2 O Combustion incomplète: Lorsque la quantité d air est insuffisante on obtient un dépôt de carbone et la formation de l eau.

32 C n H 2n+2 + n+1 2 O 2 n C + (n+1) H 2 O C 5 H O 2 Chapitre III : La chimie organique Cours de chimie : Niveau : 10 eme A Durée : 2h Thème : chimie organique Titre : éthylène les alcènes. A- L éthylène. 1- Formule et structure: L éthylène est un hydrocarbure insaturé appartenant à la famille des alcènes. La formule brute est C 2 H 4 avec CnH 2n, n>2. Les deux atomes de carbones de la molécule sont lié par une double liaison et les atomes hydrogène sont liés par des atomes de carbones par des liaisons simples. La formule développée de l éthylène est : H C = C Sa formule semi développée est: CH 2 = CH 2 H 2- propriété physique: L éthylène est un gaz incolore à odeur éthérée ; sa densité par rapport à l air est d=0,96. Il est soluble dans l alcool ; sa température d ébullition est -102 C et celle de solidification est -169 C. 3- Propriétés chimiques : a- Réaction de combustion : H H

33 - Combustion complète : L éthylène brule l oxygène de l air pour donner le dioxyde de carbone et l eau. C 2 H 4 +3O 2 2CO 2 + 2H 2 O b- Réaction d addition : Addition du dihydrogène ou hydrogénation : Un mélange d éthylène et de dioxygène réagit en présence du nickel pour donner l éthane. C 2 H 4 + H 2 C 2 H 6 ethane CH 2 =CH 2 +H 2 CH 3 CH 3 Addition du dichlore ou chloration: Le dichlore réagit avec l éthylène pour donner le 1,2- dichloroéthane. C 2 H 4 + Cl 2 C 2 H 4 Cl 2 CH 2 =CH 2 + Cl 2 CH 2 Cl CH 2 Cl Addition du chlorure d hydrogène (HCl): L éthylène réagit avec le chlorure d hydrogène pour donner le monochloroéthane. C 2 H 4 + HCl C 2 H 5 Cl CH 2 = CH 2 + HCl CH 3 CH 2 Cl (mono chloroéthane) Addition de l eau ou hydratation: L addition de l eau sur l éthylène conduit à la formation de l éthanol. C 2 H 4 + H 2 O C 2 H 6 O (éthane) CH 2 =CH 2 + H OH CH 3 CH 2 OH. c- Réaction de polymérisation : Définition : La polymérisation est l addition de plusieurs molécules identiques en vue d obtenir une composition complexe appelée polymère. La polymérisation de l éthylène conduit à la formation du polymère. nch 2 =CH 2 CH 2 CH 2 n polymère

34 B-Les alcènes : Définition et formule générale: Les alcènes sont des hydrocarbures insaturés éthyléniques ou oléfine dont les molécules renferment une double liaison de deux atomes de carbones. La formule générale des alcènes s écrit : CnH 2n (n étant un entier naturel non nul et supérieur à un). 1- Isomérie : L isomérie des alcènes est plus riche que celle des alcanes à cause de la double liaison. Exemple: Ecrivons les isomères du butène (C 4 H 8 ). CH 2 =CH 2 -CH 2 -CH 3 CH 3 -CH=CH-CH 3 CH 2 =C-CH 3 CH 3 2- Nomenclature: Pour nommer les alcènes on remplace la terminaison «ane» des alcanes par «ène» et indique la position de la double liaison par un indice.

35 Nombre d atome de Carbone (n) Formule brute Nom n=2 C 2 H 4 Ethène n=3 C 3H 6 Propène n=4 C 4 H 8 Butène n=5 C 5 H 10 Pentène n=6 C 6 H 12 Hexène n=7 C 7 H 14 Heptène n=8 C 8 H 16 Octène n=9 C 9 H 18 Nonène 3- Propriété chimique : a- Réaction de combustion : Les alcènes brulent dans l oxygène de l air en donnant du dioxyde de carbone et de l eau. - Addition du dichlore : Les alcènes fixent deux atomes de chlore pour donner des dérivées dichlorées. C n H 2n +Cl 2 C n H 2n Cl 2 C 3 H 6 +Cl 2 C 3 H 6 Cl 2 CH 2 =CH-CH 3 +Cl 2 CH 2 Cl-CHCl-CH 3 (1,2 dichloropropane) - Addition du chlorure d hydrogène : Les alcènes réagissent avec du chlorure d hydrogène pour une dérivée monochloré. C n H 2n +HCl C n H 2n 1Cl (monocloré) C 3 H 6 +HCl C 3 H 7 Cl (monochloropropane)

36 CH 2 =CH-CH 3 +HCl CH 3 -CHCl-CH 3 (2- Chloropropane) Titre: l acétylène les alcynes. A- L acétylène : est un hydrocarbure insaturé appartenant à la famille des alcynes. La formule brute de l acétylène est: (C 2 H 2 ). Les deux atomes de carbone de la molécule sont liés par une triple liaison et les atomes d hydrogènes sont liés aux atomes de carbones par des liaisons simples. La formule développée de l acétylène est: H-C C-H Sa formule semi-développée est: CH CH. 1 Propriétés physique de l acétylène : L acétylène ou éthylène est un gaz incolore. A l état pur, Il a une odeur éthérée. Il est que l air ; sa densité est égale à 0,9; Il est très peu soluble dans l eau mais soluble dans l acétone. 2 Propriété chimique : a- Réaction de combustion : - Combustion complète : L acétylène brule dans l oxygène de l air avec une flamme, on obtient le dioxyde de carbone et de l eau. C 2 H O 2 2CO 2 + H 2 O. a- Combustion incomplète : Lorsque la quantité de l air est insuffisante, la flamme devient jaune, on obtient un dépôt de carbone et la formation de l eau. C 2 H O 2 2C + H 2 O. b- Réaction de destruction avec le CC 2 : Cette réaction production du carbone et du chlorure d hydrogène.

37 C 2 H 2 +Cl 2 2C + 2HCl c- Réaction d addition : Addition du dihydrogène : En présence du nickel, l acétylène fixe deux molécules d hydrogène en donnant de l éthane. C 2 H 2 + 2H 2 C 2 H 6 éthane CH CH + 2H 2 CH 3 -CH 3 Addition du dichlore CC 2 : L acétylène réagit avec le dichlore (en présence d AlCC3) pour donner le tétra chloroéthane). C 2 H 2 + 2Cl 2 C 2 H 2 Cl 4 CH CH + 2Cl 2 CHCl 3 -CHCl 2 (1, 1, 2, 2- tétrachloroéthane) Addition du chlorure d hydrogène (HCl): Le chlorure d hydrogène réagit avec l acétylène pour donner le chlorure d anyle. C 2 H 2 + HCl CH CH + HCl C 2 H 3 Cl CH 2 =CHCl. Préparation de l acétylène : Réaction de polymérisation : La polymérisation de l acétylène conduit à la formation du benzène. 3C 2 H 2 Polymérisation C 6 H 6 benzène Préparation de l acétylène : L acétylène s obtient au laboratoire par l addition du carbure de calcium (CaC 2 ) sur l eau. CaC 2 + 2H 2 O C 2 H 2 + Ca(OH) 2.

38 C- Les alcynes : 1- Définition et formule générale : Les alcynes sont des hydrocarbures insaturés acéthylénique dont les molécules renferment une triple liaison entre deux atomes de carbones voisin. La formule générale des alcynes est : CnH 2n (n étant un nombre entier naturel non nul et > à 1). 2- Nomenclature et isomère: On nomme les alcynes de la même façon que les alcènes en remplaçant la terminaison «ène» des alcènes par «yne». 3- Nombre d atome de Carbone (n) Formule brute Nom n=2 C 2 H 2 acytylène, Ethyne n=3 C 3 H 4 Propyne n=4 C 4 H 6 Butyne n=5 C 5 H 8 Pentyne n=6 C 6 H 10 Hexyne n=7 C 7 H 12 Heptyne n=8 C 8 H 14 Octyne n=9 C 9 H 16 Nonyne n=10 C 10 H 18 Décyne

39 Exemple : écrivons et nommons les isomères du pentyne C 6 H 8 CH C-CH 2 -CH 2 -CH 3 (pent-1-yne) CH 3 -C C-CH 2 -CH 3 (pent-2-yne) CH C-CH-CH 3 (3-méthyl but-1-yne) CH 3 4- Propriété physique : Les trois (3) premiers alcynes sont gazeux, à partir de n=5 ; ils sont liquides et les termes supérieurs sont solides. 5- Propriété chimique : a) Réaction de combustion: - Combustion complète : - C n H 2n-2 + 3n+1 2 C 3 H 4 + 4O 2 Combustion incomplete: O 2 nco 2 + (n-1)h 2 O 3CO 2 +2H 2 O C n H 2n -2 + ( n 1 )O 2 nc+(n-1)h 2 O 2 C 3 H 4 +O 2 +3C 2H 2 O b- Réaction d addition : Addition du dihydrogène : L hydrogénation alcynes en présence du nickel donne des alcanes. C n H 2n H 2 C n H 2n + 2 C 3 H 4 +2H 2 C 3 H 8 (propane)

40 Addition du dichlore : Les alcynes fixent deux molécules de dichlore pour donner un composé dérivé tétrachlore. C n H 2n Cl 2 C n H 2n + 2Cl 4 C 3 H 4 +2Cl 2 C 3 H 4 Cl 4 (tétrachloropropane). Cl Cl H H-C-C-CH-H (1, 1,2 2-tétrachloropropane) Cl Cl H CH 3 C-CH 2 +2Cl 2 CHCl 2 -CCl 2 -CH 3

41 Tableau à retenir Noms Symbol es Masse( S) Ions charge électriqu es Valenc e Hydrogèn H 1 H e Oxygène O 16 O Soufre S 32 S Fer Fe 56 Fe 2+ ; 2 + ; Fe 3+ Sodium Na 23 Na Azote N 14 N Phosphor P 31 P e Cuivre Cu 63,5 Cu Zinc Zn 65 Zn Calcium Ca 40 Ca Magnésiu Mg 24 Mg m Aluminiu m AL 27 Al Potassium K 39 K Lithium Li 7 Li Carbone C 12 C Bore B 11 B Potassium K 39 K Lithium Carbone Chlore Bore Li C Cl B ,5 11 Li + C 4+ CI B

42 TABLEAU II : Formation des oxydes EXEMPLES Equation-bilan Noms moléculaire équilibrée 1 2H 2 + O 2 2H 2 O Oxyde d'hydrogène (eau) 2 2Fe + O 2 2FeO Oxyde Ferreux 3 4Fe + 3O 2 2Fe 2 O 3 Oxyde Ferrique 4 S + O 2 SO 2 Dioxyde de Soufre 5 2 S + 3O 2 3 SO 3 Trioxyde de soufre 6 2C +2 O 2 2 CO 2 Dioxyde de carbone 7 4Na + O 2 2Na 2 O Oxyde de Sodium 8 2Cu + O 2 2CuO Oxyde de Cuivrique 9 2Ca + O 2 2CaO Oxyde de Calcium (chaux vive) 10 4Al + 3O 2 2Al 2 O 3 Oxyde d'aluminium (Alumine) 11 Mn + O 2 MnO 2 Dioxyde de Manganèse 12 2Ba + O 2 2BaO Oxyde de Baryum 13 2Zn + O 2 2ZnO Oxyde de Zinc 14 4Li + O 2 2Li 2 O Oxyde de Lithium N

43 TABLEAU III: Formation Des Chlorures et Sulfures EXEMPLE N Equation-bilan Noms moléculaire équilibrée 1 2H 2 + Cl 2 2HCl Chlorure d'hydrogène (acide chlorure) 2 2Fe + 3Cl 2 2Fe Cl 3 Chlorure Ferrique 3 Fe + Cl 2 Fe Cl 2 Chlorure Ferreux (Chlorure de Fer) 4 Ca + Cl 2 NaCl 2 Chlorure de Calcium (Chlorure de Calcium) 5 2 NH 4 + Cl 2 2NH 4 Cl Chlorure d'ammonium 6 2Na + Cl 2 2NaCl Chlorure de Sodium 7 2Ag + Cl 2 AgCl Chlorure d'argent 8 Cu + S CuS Sulfure de Cuivre 9 Ca + S CaS Sulfure de Calcium 10 Fe + S FeS Sulfure de Fer 11 H 2 + S H 2 S Sulfure d'hydrodène (acide sulfurique) 12 Zn + S ZnS Sulfure de Zinc (blende) 13 Pb + S PbS Sulfure de Plomb (galène) 14 2K + Cl 2 2kCl Sulfure de Potassium 15 Fe + S FeS 2 Sulfure de Fer

44 TABLEAU IV: Formation des Bases sans dégagement d'hydrogène Principe 1 : Oxyde métallique + eau Base N Equation équilibrée Noms moléculaires 1 2 Na 2 O + H 2 O 2NaOH Hydroxyde de Sodium (Soude) 3 Al 2 O + 3H 2 O 2Al(OH) 3 Hydroxyde d'aluminium 4 CaO + H 2 O Ca(OH) 2 Hydroxyde de Ca (Chaux 5 éteintes) 6 MgO + H 2 O Mg(OH) 2 Hydroxyde de Magnésium FeO + H 2 O Fe(OH) 2 Hydroxyde Ferreux Fe 2 O 3 + H 2 O Hydroxyde Ferrique 2Fe(OH) 3 Formation des Bases avec dégagement d'hydrogène Principe 2 : Métal + eau Base + Hydrogène (avec dégagement de dihydrogène) 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 Cu + 2H 2 O Cu(OH) 2 + H 2 Mg + 2H 2 O Mg(OH) 2 + H 2 Al + 3H 2 O Al(OH) H 2

45 EXERCICE 2 Compléter et équilibrer les équations suivantes a. Zn + H 2 O? b. Fe + H 2 O? c. K + H 2 O? Tableau V: Formation des Acides Principe : Oxyde métallique + eau acide N Equation équilibrée Noms moléculaires 1 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 Acide carbonique (carbonate de dihydrogène) 2 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 Acide sulfurique (sulfate de dihydrogène) 3 ZnO 5 + H 2 O 2 H 3 PO 4 Acide phosphorique (phosphate d'hydrogène) 4 SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 Acide sulfureux