Module «0» RAPPELS Chimie secondaire 5 1
1. Organisation de la matière Matière Mélange (au moins 2 sortes de molécules) Substance pure (1 sorte de molécule) Homogène Hétérogène Composé Élément (1 phase) (au moins 2 phases) (au moins 2 (1 sorte éléments différents) d élément) Les atomes : Les molécules : Ions : Un ion est un atome ou une molécule chargée, dû à la perte ou gain d électrons de valence. La charge de l ion est indiquée comme exposant à droite du symbole o Cation : o Anion : Isotopes : Des isotopes sont des atomes qui possèdent le même nombre de protons, mais un nombre différent de neutrons 2
Exercices supplémentaires: Donne le symbole chimique des éléments suivants : Argent Argon Azote Carbone Calcium Chrome Chlore Fer Fluor Magnésium Hydrogène Hélium Baryum Brome Manganèse Bore Soufre Sodium Potassium Phosphore 2. Représentations des atomes Modèle atomique de Rutherford-Bohr : Modèle atomique simplifié : La masse est concentrée dans le noyau (protons + neutrons) Les électrons gravitent autour sur des orbitent circulaires. Le modèle est semblable au système solaire. Masse relative des particules : p + = n P + = 1840 é Résumé : Symbole Charge Masse Proton P + +1 1,673 x 10-27 kg Neutron n 0 1,675 x 10-27 kg Électron é -1 9,109 x 10-31 kg Notation de LEWIS Composé ionique Composé covalent 3
Représentation A ZX : Z = Numéro atomique A = Nombre de masse X = Symbole de l élément A-Z = Atome neutre : n. protons = n. électrons 3. Classification périodique Tableau périodique Familles Noms des principales familles Colonne n. é valence Exemples Périodes : Le tableau périodique contient un escalier qui fait la transition entre les métaux et les non-métaux o Les métaux : o Les non-métaux o Semi-métaux ou métalloïdes (semi-conducteurs) (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At) Exercices supplémentaires a) Où est situé le numéro atomique? b) Que nous permet-il de trouver? 4
c) Qu est-ce que la masse atomique? d) Où la masse atomique est-elle située? e) Que représente le nombre de masse? f) Comment trouve-t-on le nombre de neutrons d un élément? g) Dessine un atome de sodium. h) Qu est-ce qu une période? i) Qu ont en commun les éléments d une même période? j) Qu est-ce qu un groupe (famille)? k) Qu ont en commun les éléments d un groupe? l) Quel est le nom de l élément situé : 4 e période groupe VIIA? m) Où sont situés les alcalins? les halogènes? les gaz rares? les alcalinoterreux? 4. Nomenclature et écriture Nomenclature «systémique» (secondaire 4) 1. Nommer d abord l élément qui est à droite dans la formule chimique en ajoutant le suffixe «ure» au radical du nom de l élément d origine. 2. Nommer ensuite l élément qui est à gauche dans la formule chimique en lui faisant précéder la préposition «de». 3. Ajouter le préfixe approprié selon que le composé est formé d un ou de plusieurs atomes d un même élément. Rappel des préfixes : Préfixe 1 Mono 2 Di 3 Tri 4 Tétra 5 Penta 6 Hexa 7 Hepta 8 Octa 9 Nona 10 Déca 5
Écriture «systémique» (secondaire 4 seulement ) Nomenclature «classique» Pour les composés ioniques : Nom du cation = nom de l élément Nom de l anion : Monoatomique (1 sorte d atomes) = nom de l élément + suffixe «ure» Polyatomique (au moins 2 sortes d atomes) = Voir page suivante Nom du composé = Anion de cation Écriture «classique» des composés ioniques Vérifier les charges du cation et de l anion Écrire le symbole du cation d abord, l anion ensuite Les charges doivent s annuler pour donner un composé neutre o charges croisées : la charge du cation devient l indice de l anion et vice-versa. o La formule doit être simplifiée à sa plus simple expression Utiliser des parenthèses si on ajoute un indice à un ion polyatomique. Les cas des cations avec plusieurs charges Certains métaux ont plusieurs charges possibles sous leur forme ionique. Voir tableau périodique Pour les métaux seulement, l état d oxydation est équivalent à la charge possible de l ion. Ex : Cu Cu 2+ ou Cu + Cr Cr 6+, Cr 3+ ou Cr 2+ Dans ce cas, on ajoute à la fin du nom la charge du cation en chiffre romain. On peut déduire la charge du cation lorsqu on connaît la charge de l anion et sachant qu un composé ionique doit être neutre. 6
Liste des principaux ions polyatomiques Formule de l ion Charge de l ion Nom de l ion NH 4 + +1 Ion ammonium H 3 O + +1 Ion hydronium CH 3 COO - -1 Ion acétate ClO 4 - * -1 Ion perchlorate ClO 3 - * -1 Ion chlorate ClO 2 - * -1 Ion chlorite ClO - * -1 Ion hypochlorite CrO 4 Cr 2 O 7 C 2 O 4-2 Ion chromate -2 Ion dichromate -2 Ion oxalate CN - -1 Ion cyanure CO 3 HCO 3 - H 2 PO 4 - HPO 4 PO 4 3- -2 Ion carbonate -1 Ion hydrogénocarbonate (ou bicarbonate) -1 Ion dihydrogénophosphate -2 Ion hydrogénophosphate -3 Ion phosphate HS - -1 Ion hydrogénosulfure (ou bisulfure) HSO 4 - HSO 3 - SO 4 SO 3 S 2 O 3-1 Ion hydrogénosulfate (ou bisulfate) -1 Ion hydrogénosulfite (ou bisulfite) -2 Ion sulfate -2 Ion sulfite -2 Ion thiosulfate SCN - -1 Ion thiocyanate SiO 3-2 Ion silicate OH - -1 Ion hydroxyde NO 3 - NO 2 - -1 Ion nitrate -1 Ion nitrite - MnO 4-1 Ion permanganate (* indique qu il existe un équivalent avec Br et I au lieu de Cl) 7
Rappel chiffres romains : Un (1) (I) Deux (2) (II) Trois (3) (III) Quatre (4) (IV) Cinq (5) (V) Six (6) (VI) Sept (7) (VII) Huit (8) (VIII) Neuf (9) (IV) Dix (10) (X) Le cas des composés covalents : Nom : Deuxième élément de premier élément On utilise des préfixes indiquant le nombre d atomes de chaque élément. Note : Le préfixe mono est utilisé seulement pour le 1 er nomme. élément que l on Préfixes : Préfixe 1 Mono 2 Di 3 Tri 4 Tétra 5 Penta 6 Hexa 7 Hepta 8 Octa 9 Nona 10 Déca Certains composés covalents connus ont des noms courants qui ne correspondent pas aux règles énumérées précédemment. En voici quelques-uns à connaître : H 2 O : Eau NH 3 : Ammoniac CH 3 COOH : Acide acétique HCl : Acide chlorhydrique HNO 3 : Acide nitrique CH 4 : Méthane C 3 H 8 : Propane 8
Exercices supplémentaires : 1) Nommer les différents composés suivants en utilisant la nomenclature «systémique» : SO 2 CCl 4 XeF 6 H 2 SO 4 HNO 3 AlF 3 PBr 5 LiOH HCl CO 2) Nommer les composés ci-dessous, en utilisant la nomenclature «classiques» : a) Na 2 S b) MnO 2 c) CCl 4 d) Sr(OH) 2 e) ZnCl 2 f) P 2 O 5 g) KMnO 4 h) Cu 2 SO 4 3) Écrire la formule des composés ci-dessous a) Monoxyde de diazote b) Nitrite d ammonium c) Bromure de nickel (II) d) Phosphate de fer (II) e) Hexafluorure de soufre f) Dichromate de potassium g) Hydrogénocarbonate de sodium h) Disulfure de carbone 9
5. Dénombrement de la matière Notion de mole : Nombre d Avogadro : La masse molaire : Note : On arrondit les masses molaires à 4 chiffres significatifs Exercices supplémentaires : a) Qu est-ce que le nombre d Avogadro? b) Combien de particules y a-t-il dans une mole? c) Quelle est la masse molaire de AgNO 3? de Ca(OH) 2? d) Combien de moles y a-t-il dans 100,09g de CaCO 3? 88,02g de CO 2? 9,01g de H 2 O? e) Quelle formule nous permet de calculer la concentration molaire volumique d une solution? f) Calcule la concentration d une solution préparée en dissolvant 20,00g de NaOH dans 250 ml de solution. g) Quel volume de solution 6,0 mol/l peut-on préparer à partir de 36,46g de HCl? h) Quelle masse de HCl faut-il pour préparer 2000g de solution 4% masse/masse) de cet acide? 6. Transformations physiques 1. Changement de phase 2. Dissolution et solubilité 10
Dissolution : On dissout un soluté (solide) dans le solvant Au labo : On pèse le solide dans un ballon jaugé On ajoute un peu de solvant. On agite pour bien dissoudre. On ajoute du solvant jusqu au trait de jauge Solubilité : 3. Concentration et dilution Unités de concentration les plus utilisés : % m/m Masse soluté/masse solution x 100% % m/v Masse soluté/volume solution x 100% % v/v Volume soluté /Volume solution x 100% g/l mol/l masse soluté(g)/volume solution (L) moles soluté / Volume solution (L) Concentration molaire : Concentration (c) = mol de soluté (mol) Volume solution (L) Dilution : c 1 V 1 = c 2 V 2 où c 1 = V 1 = C 2 = V 2 = Au labo : On prélève une quantité de solution mère (concentrée) On transfert dans un autre contenant (ballon jaugé) On ajoute de l eau jusqu au trait de jauge 4. Électrolytes et dissociation électrolytique Électrolytes Forts : Faibles : 11
*La force d un électrolyte est due à la proportion de molécule qui est dissociée. Plus il y a d ions en solutions, plus le passage du courant électrique est efficace. Non-électrolytes : Un électrolyte fort qui agira comme acide ou base sera appelé acide ou base fort(e). Liste des acides forts : HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4 Liste des bases fortes : Toutes les bases contenant l ion OH - Caractéristiques d un acide Électrolyte, il conduit le courant électrique. Il libère des ions H + en solution aqueuse. Sa formule chimique contient au moins un atome de H (généralement au début ou à la fin si COOH). Il fait rougir le papier tournesol rouge et bleu. Il a une saveur aigre. Il réagit avec une base en la neutralisant. Il réagit avec un métal pour former H 2 (g). Caractéristiques d une base Électrolyte, elle conduit le courant électrique. Elle libère des ions OH - en solution aqueuse. Sa formule chimique contient un ion hydroxyde (OH - ). Elle fait bleuir le papier tournesol rouge et bleu. Elle a une saveur amère. Elle est visqueuse au toucher. Elle réagit avec un acide en le neutralisant. 12
Caractéristiques d un sel Électrolyte, il conduit le courant électrique. Il résulte de la réaction de neutralisation entre un acide et une base. C est un composé ionique qui contient des ions autres que H + et OH -. Il conserve la couleur du papier de tournesol bleu et rouge. La force des acides ou des bases dépend du nombre d ions en solutions, donc de la concentration des ions H + ou OH -. Pour 2 solutions d un même acide ou d une même base, la solution la plus concentrée est la plus acide ou la plus basique. Pour des solutions d acides ou de bases différentes, on doit mesurer la concentration en H + ou OH - qu elles contiennent. Pour éviter l utilisation de la notation scientifique des solutions de faibles concentrations, on a établi une échelle de ph. Échelle de 0 à 14. Plus la solution est acide, plus le ph tend vers zéro. Plus la solution est basique, plus le ph tend vers 14. Une solution neutre (ni acide, ni base) a un ph de 7. Acide Eau distillée Base Très acide Peu Neutre Peu basique Très acide basique 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 La variation d une unité de ph correspond à un changement de concentration d un facteur 10. Liste des acides faibles : CH 3 COOH, et toutes les autres substances qui commencent par H ou se terminent par COOH et qui ne se trouvent pas dans la liste des acides forts. Pour un acide : Concentrations des ions H + > 1 x 10-7 mol/l Pour une substance neutre : Concentrations des ions H + = 1 x 10-7 mol/l Pour une base : Concentrations des ions H + < 1 x 10-7 mol/l 13
ph de quelques substances courantes Substance ph approximatif Solution de HCl à 0,1 mol/l 1,0 Sucs gastriques 1,0 à 2,0 Vinaigre (CH 3 COOH à 5%) 2,2 Citron 2,3 Boisson gazeuse, bière 3,0 Café noir 5,0 Lait 6,6 Eau distillée 7,0 Savon 10,0 Lait de magnésie 10,5 Ammoniaque domestique 11,1 Nettoyeur pour le four 13,0 Solution de NaOH à 0,1 mol/l 13,0 7. Transformations chimiques Définition : Modifient la composition des substances. Ce sont les électrons qui confèrent à un atome ses propriétés chimiques. Critères permettant d identifier un phénomène chimique : 14
1) Loi de la conservation de la masse Principe de la conservation de la matière : 2) Les équations chimiques Réactifs Produits Réactifs : Produits : *L état de chaque substance est précisé en indice entre parenthèses solide (s) liquide (l) gaz (g) aqueux (aq) 3) Balancement d équations chimiques Principe de base : loi de conservation de la matière Le nombre total de chaque type d atome du côté des réactifs est le même que celui du côté des produits Méthode pour équilibrer une réaction chimique : Chercher les éléments (ou ions polyatomiques) qui apparaissent une seule fois de chaque côté de la flèche et qui ne sont pas équilibrés. Équilibrer les formules qui les contiennent en trouvant le plus petit commun multiple. Chercher les éléments (ou ions polyatomiques) qui apparaissent plus d une fois de chaque côté de la flèche. Équilibrer les formules qui les contiennent en trouvant le plus petit commun multiple. Les coefficients stœchiométriques doivent être entiers. Vérifier qu il y a le même nombre d atomes de chaque côté de la réaction. 4) Stœchiométrie Méthode des calculs stœchiométriques 15
1. Écrire l équation chimique équilibrée. 2. Convertir les quantités connues en moles (n =m/m) 3. Stoechiométrie : Trouver la quantité manquante à l aide des coefficients stœchiométriques (produit croisé) 4. Convertir en masse si nécessaire (m = nm) 8. Types de réactions chimiques Neutralisation acido-basique Réaction entre un acide et une base pour produire un sel et de l eau Acide + Base Sel + H 2 O (H+ et anion) (cation et OH - ) (cation/anion) (H/OH) Synthèse, décomposition et précipitation Réactions endothermiques et exothermiques Oxydation et combustion Photosynthèse et la respiration 9. Nature des liaisons chimiques Une liaison chimique est une force qui retient 2 atomes ensemble pour former une molécule. Elle résulte d échanges des électrons de valence Ionique Composé neutre formé d ions (cation + anion) 16
Formé d un métal avec un non métal ou de 2 ions polyatomiques Échange inégal des électrons Covalente Formé de 2 non-métaux Partage des électrons pour donner des liaisons covalentes 1 lien = Partage de 2 é 10. Formes d énergie Énergie cinétique Énergie potentielle La loi de la conservation de l énergie 11. Les fluides Compressibles ou incompressibles La pression 17