Cours 207 Serie 1 PDF [PDF]

Zitiervorschau

Communauté française de Belgique

Module 207

ENSEIGNEMENT À DISTANCE

Série 1 de 7

Chimie minérale

Jury de l’enseignement secondaire supérieur Niveaux A et B

Entrée du module

M

Juin 2008 © Enseignement à distance - Ministère de la Communauté française de Belgique

Série 1

Chimie minérale - JESS

207

Contenu

Table des matières 1 Motivation pour suivre le module

3

2 Objectifs généraux du module

4

3 Plan du module

4

4 Présentation des tests

12

4.1 But des tests 4.2 P  rétest sur les objectifs du module 4.2.1 Test d’autocontrôle 4.2.2 Corrigé du test d’autocontrôle 4.3 Prérequis du module 4.3.1 Liste des prérequis généraux 4.3.2 Test d’autocontrôle sur les prérequis généraux 4.3.3 C  orrigé commenté du test d’autocontrôle 4.3.4 L  iste des prérequis particuliers du module n Unités n Multiples et sous-multiples des unités n états de la matière n Atomes, molécules, ions n Masse atomique, masse moléculaire et masse molaire n Modèle atomique de Bohr n éléments chimiques n Mélanges, corps purs et corps composés n Liaisons chimiques n Réactions chimiques n Oxydation, réduction, combustion n Oxydes n électrolytes n Acides, bases, sels

12 12 12 15 15 15

5 évaluation de la série

41

5.1 Travaux d’autocontrôle (T.A.C.) 5.2 Corrigé commenté des T.A.C. 5.3 Devoir de fin de série

41 44 48

15 18 20 21 21 22 25 26 27 27 29 31 32 36 37 39 39

L’Enseignement à Distance s’est efforcé de respecter les prescriptions légales relatives aux droits d’auteur et de contacter les ayants droit. Toute personne qui se sentirait lésée et qui souhaiterait faire valoir ses droits est priée de se faire connaître. Éditeur responsable M. Denis Van Lerberghe Directeur

Direction de l’Enseignement à Distance Téléphone : 02/690 82 82 Courriel : [email protected]

Ministère de la Communauté française de Belgique - Administration générale de l’Enseignement et de la Recherche scientifique Boulevard du Jardin Botanique 20-22 – 1000 Bruxelles Dépôt légal : D/2006/10.930/01 © Enseignement à distance - Ministère de la Communauté française de Belgique

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Madame, Mademoiselle, Monsieur, Le cours dont vous entreprenez l’étude est le produit d’une équipe motivée. Elle a veillé à vous présenter un matériel pédagogique de qualité. Vous y trouverez des indications de travail qui ne prêtent à aucune confusion. Vous progresserez donc facilement dans ce cours qui a plusieurs buts : ► il prépare aux épreuves du JESS (jury de l’enseignement secondaire supérieur); ► il peut servir de remise à niveau en vue d’une entrée dans l’enseignement supérieur; ► il est utile pour pouvoir suivre les cours de promotion sociale; ► il est un bon outil d’autoformation. Pouvons-nous profiter de cette lettre pour vous demander de communiquer régulièrement à votre professeur votre point de vue sur le cours et l’encadrement qui l’accompagne ? Dans quelle mesure cette formation a-t-elle répondu à vos besoins ? Aidez l’équipe pédagogique à améliorer ce produit d’enseignement. D’avance, nous vous en remercions. Nous vous souhaitons bien des satisfactions dans la maîtrise de ces matières et vous adressons tous nos encouragements.

L’Inspecteur des cours scientifiques et techniques

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La réalisation de ce cours est un travail d’équipe. Ont collaboré à cette tâche : CONCEPTION - RÉDACTION Cathy Pardoen ÉDITION ET GRAPHISME Patrick Kerz Guy Louvet Pascal Plees RELECTURE Michel Damay Josette Dauchot Jacques Debeck Giuseppe Di Pietrantonio Pierre Gosselain Frédéric Gourmet Jacqueline Jungen Sonia Lebrun Louisette Lhoir Marie-Claire Mahieu Simonne Mezier Catherine Vandermiers Liliane Van Overstraeten DIRECTION DU PROJET Freddy Duchesne Guy Severs

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1 Motivation pour suivre le module Depuis toujours, l’Homme a tenté de percer le secret de la matière, d’en permettre la transformation et de la rendre utilisable. Un des précurseurs de la chimie est le Français Lavoisier (1743-1794) qui, par son raisonnement et ses expériences, en a permis le véritable essor. En Belgique, c’est J.F. Cooppal qui fut un des premiers à créer, en 1776, une véritable fabrique du secteur chimique à Wetteren près de Gand. Il s’agissait d’une manufacture de poudres destinée à approvisionner les carrières du Tournaisis et à alimenter l’armée impériale. Plus tard, quatre entreprises se sont lancées dans la production d’acide sulfurique et Gustave Levis a ouvert, en 1831, à Vilvorde, la première usine de fabrication de peintures et vernis. Néanmoins, le véritable essor de la chimie en Belgique ne s’est produit qu’en 1861 avec Ernest Solvay qui a mis au point le procédé de production du carbonate de soude, indispensable à l’industrie du verre. À la même époque, on a vu s’installer les usines de la Sambre. Après la première guerre mondiale, avec le développement de l’agriculture, les besoins en engrais se sont accrus. L’usine Carbochimique à Tertre (Hainaut) a, dès lors, lancé la fabrication de l’ammoniac à partir de l’azote de l’air et d’hydrogène extrait du gaz de houille provenant des cokeries. Au cours des années 50, la pétrochimie a véritablement pris une grande expansion en Belgique, notamment près du port d’Anvers. Parallèlement, une chimie plus fine s’est installée et a contribué au développement du secteur. De 1974 à 1983, la Belgique a nettement ressenti les conséquences des chocs pétroliers et une restructuration s’est fait sentir. On a, dès lors, assisté à une conversion vers des produits chimiques à plus haute valeur ajoutée comme les médicaments et les emballages plastiques. La croissance du secteur a repris entre 1983 et 1989, pour aboutir à une nouvelle crise dès 1990. 1993 fut l’année la plus noire que l’industrie chimique belge ait connue. C’est grâce à la prise d’une série de mesures efficaces et à une amélioration de la conjoncture à l’échelle mondiale, que la chimie belge semble à présent sortie de l’impasse. En effet, de nos jours, la chimie traite les problèmes d’environnement, le traitement des maladies, la recherche du bien-être matériel, physique et psychique. Bien que l’industrie chimique soit accusée de nombreux préjudices, il faut reconnaître que ces reproches sont plus émotionnels que rationnels et que les chimistes, au même titre que les autres acteurs de la société, ont contribué à son évolution et continuent à le faire. Par ailleurs, la construction de l’Union européenne, la conclusion des accords du GATT, les bouleversements intervenus dans les pays de l’Europe de l’Est et le développement industriel des pays du SudEst asiatique sont autant de facteurs qui font de la chimie un secteur sans frontières. Bien qu’étant un pays très petit, la Belgique prend sa place au niveau européen et même mondial. L’existence du port d’Anvers et le fait que Bruxelles soit la capitale de l’Europe ont amené de grandes multinationales du secteur chimique à s’installer dans notre pays. Dans ce contexte, les jeunes chimistes doivent constamment rester compétitifs en innovant, en améliorant les techniques et produits.

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2 Objectifs généraux du module Les innombrables substances différentes dans l’Univers se composent, en réalité, d’une centaine d’éléments, tous repris dans le tableau périodique. La structure et les propriétés de chacune de ces substances sont un reflet de la combinaison de leurs atomes, et les réactions chimiques dans lesquelles sont impliquées les diverses molécules sont multiples. Au terme de ce module, vous serez capable de : - restituer de manière précise et concise les notions théoriques étudiées; - appliquer la théorie à des exemples précis; - résoudre les problèmes numériques en relation avec la matière; - interpréter un résultat.

3 Plan du module SÉRIE 1 : Entrée DU MODULE 1 Motivation pour suivre le module

3

2 Objectifs généraux du module

4

3 Plan du module

4

4 Présentation des tests

12

4.1 But des tests 4.2 Prétest sur les objectifs du module 4.2.1 Test d’autocontrôle 4.2.2 Corrigé du test d’autocontrôle 4.3 Prérequis du module 4.3.1 Liste des prérequis généraux 4.3.2 Test d’autocontrôle sur les prérequis généraux 4.3.3 Corrigé commenté du test d’autocontrôle 4.3.4 Liste des prérequis particuliers du module n Unités n Multiples et sous-multiples des unités n états de la matière

12 12 12 15 15 15 15 18

nA  tomes, molécules, ions 25 nM  asse atomique, masse moléculaire et masse molaire 26 n Modèle atomique de Bohr 27 n éléments chimiques 27 n Mélanges, corps purs et corps composés 29 n Liaisons chimiques 31 n Réactions chimiques 32 n Oxydation, réduction, combustion 36 n Oxydes 37 n électrolytes 39 n Acides, bases, sels 39 5 évaluation de la série

41

5.1 Travaux d’autocontrôle (T.A.C.) 41 5.2 Corrigé commenté des T.A.C. 44 5.3 Devoir de fin de série 48

20 21 21 22

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ANNEXES I. Référentiels n Le savoir n Le savoir-faire II. Méthode de travail III. Structure du module n Organisation des séries n Organisation des leçons

3 3 4 5 7 7 7

IV. Glossaire V. Formulaire et tables n Formulaire n Unités et facteurs de conversion n Tables VI. Bibliographie

8 12 12 13 14 23

SÉRIE 2 : L’ÉQUILIBRE CHIMIQUE 1 Présentation de la série

1

1.1 Motivation 1.2 Objectifs de la série 1.3 Place de la série dans le module 1.4 Plan de la série 1.5 Prérequis de la série

1 1 1 2 2

2 Développement des leçons

4

Leçon 1 - Principe de Le Chatelier Loi d’action de masse 2.1 Introduction 2.1.1 Motivation 2.1.2 Objectifs de la leçon 2.1.3 Plan de la leçon 2.1.4 Prérequis de la leçon 2.2 Contenu de la leçon 2.2.1 Leçon L’équilibre chimique : définition Loi de Guldberg et Waage ou loi d’action de masse Facteurs d’évolution spontanée des réactions chimiques Un premier facteur à prendre en considération, l’enthalpie de réaction Un second facteur à prendre en considération, l’entropie de réaction

4 4 4 4 5 5 5 5 10 18 18 19

 rincipe de Le Chatelier : le déplaceP ment de l’équilibre chimique 22 Variation de la température 23 Variation des concentrations 24 Variation de la pression totale 27 Généralisation : la loi de Le Chatelier 29 Un cas particulier : la règle de Berthollet 30 2.2.2 Corrigé des activités 31 2.3 Synthèse de la leçon 36 2.4 Évaluation de la leçon 38 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 38 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 43



Leçon 2 - Applications des déplacements d’équilibre 2.1 Introduction 2.1.1 Motivation 2.1.2 Objectifs de la leçon 2.1.3 Plan de la leçon 2.1.4 Prérequis de la leçon 2.2 Contenu de la leçon 2.2.1 Leçon Résines échangeuses d’ions Lampe à iode Lampe ordinaire Lampe à iode Synthèse de l’ammoniac 2.3 Synthèse de la leçon

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46 46 46 46 46 47 47 47 49 49 50 51 53

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2.4 Évaluation de la leçon 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C.

54 54 55

3 Synthèse de la série

56

4 Évaluation de la série

57

4.1 Travaux d’autocontrôle 4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 4.3 Devoir de fin de série

57 59 61

Annexe - Cinétique chimique Indispensable pour le jury (niveau A)

Entrée

Vitesse des réactions chimiques Vitesse moyenne Vitesse instantanée Facteurs influençant la vitesse d’une réaction La nature des substances réagissantes La concentration des réactifs La température Les catalyseurs Grandes théories cinétiques Théorie des collisions Théorie du complexe activé Corrigé des activités

69 70 71 73 73 74 75 75 76 76 78 81

SÉRIE 3 : LES RÉACTIONS DE PRÉCIPITATION 1 Présentation de la série

1

1.1 Motivation 1.2 Objectifs de la série 1.3 Place de la série dans le module 1.4 Plan de la série 1.5 Prérequis de la série

1 1 1 2 2

2 Développement des leçons

3

Leçon 1 - Solutions aqueuses Notion d’électrolyte et de non-électrolyte 2.1 Introduction 2.1.1 Motivation 2.1.2 Objectifs de la leçon 2.1.3 Plan de la leçon 2.1.4 Prérequis de la leçon 2.2 Contenu de la leçon 2.2.1 Leçon Notion d’électrolyte et de non-électrolyte La constante de dissociation Degré de dissociation et force des électrolytes

3 3 3 3 4 4 4 4 8 9

Relation entre Kc, et la concentration en électrolyte Règle d’Ostwald 2.2.2 Corrigé des activités 2.3 Synthèse de la leçon 2.4 Évaluation de la leçon 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C.



10 12 14 15 17 17 19

Leçon 2 - La solubilité Le produit de solubilité 2.1 Introduction 2.1.1 Motivation 2.1.2 Objectifs de la leçon 2.1.3 Plan de la leçon 2.1.4 Prérequis de la leçon 2.1.5 Matériel didactique 2.2 Contenu de la leçon 2.2.1 Leçon Nature des solutions Notion de solubilité Aspect dynamique d’une solution saturée Expression du produit de solubilité

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21 21 21 22 22 22 23 23 23 23 25 26

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 alcul de la solubilité d’un composé C à partir de la valeur de son Ks 27 Comparaison de la solubilité de deux composés à partir de leurs Ks 28 Influence de la température sur la solubilité 30 Effet d’un ion commun 31 2.2.2 Corrigé des activités 33 2.3 Synthèse de la leçon 34 2.4 Évaluation de la leçon 35 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 35 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 38

Leçon 3 - Les réactions de précipitation 2.1 Introduction 40 2.1.1 Motivation 40 2.1.2 Objectifs de la leçon 40 2.1.3 Plan de la leçon 40 2.1.4 Prérequis de la leçon 40 2.2 Contenu de la leçon 41 2.2.1 Leçon 41 Réaction de précipitation entre deux solutions contenant chacune un électrolyte 41 Prévision de la formation d’un précipité à partir des concentrations des réactifs 44

Entrée

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Réaction de transfert d’ions 2.2.2 Corrigé des activités 2.3 Synthèse de la leçon 2.4 Évaluation de la leçon 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C.

45 48 49 50 50 52

3 Synthèse de la série

54

4 Évaluation de la série

56

4.1 Travaux d’autocontrôle 4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 4.3 Devoir de fin de série

56 58 61

Annexe - Réactions de précipitation dans la vie courante

 e calcaire dans l’eau L La précipitation des savons dans les eaux dures L’utilité des sels de bain La formation des os Les calculs biliaires et rénaux La goutte

Questionnaire de satisfaction

67 67 68 68 69 69 70

SÉRIE 4 : LES RÉACTIONS ACIDE-BASE 1 Présentation de la série

1

1.1 Motivation 1.2 Objectifs de la série 1.3 Place de la série dans le module 1.4 Plan de la série 1.5 Prérequis de la série

1 1 1 2 2

2 Développement des leçons

3

Leçon 1 - Réactions acide-base : interprétations selon Arrhénius et selon Brönsted 2.1 Introduction 2.1.1 Motivation 2.1.2 Objectifs de la leçon 2.1.3 Plan de la leçon 2.1.4 Prérequis de la leçon

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3 3 4 4 4

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2.2 Contenu de la leçon 4 2.2.1 Leçon 4 n Définition des acides et des bases selon Arrhénius 5 n Limites de la théorie d’Arrhénius 7 n Définition des acides et des bases selon Brönsted et Lowry 7 n Réaction entre un acide et une base 9 2.2.2 Corrigé des activités 13 2.3 Synthèse de la leçon 15 2.4 Évaluation de la leçon 17 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 17 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 19 Leçon 2 - Équilibre d’autoprolyse de l’eau Définition du pH - Échelle de pH 2.1 Introduction 2.1.1 Motivation 2.1.2 Objectifs de la leçon 2.1.3 Plan de la leçon 2.1.4 Prérequis de la leçon 2.2 Contenu de la leçon 2.2.1 Leçon n Réaction d’autoprotolyse de l’eau n Définition du pH, échelle de pH n Moyens de mesurer le pH des solutions aqueuses  Les indicateurs colorés  Le pH-mètre n Force des acides et des bases n Expression quantitative de la force des acides et des bases  Les acides  Les bases n Utilisation de l’échelle des pKa pour la prévision des réactions acide-base 2.2.2 Corrigé des activités 2.3 Synthèse de la leçon 2.4 Évaluation de la leçon 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C.

21 21 21 21 22 23 23 23 25 28 28 34 35 37 37 40 42 46 49 52 52 55

Entrée

Leçon 3 - Calcul du pH de solutions aqueuses d’acides et de bases 2.1 Introduction 2.1.1 Motivation 2.1.2 Objectifs de la leçon 2.1.3 Plan de la leçon 2.1.4 Prérequis de la leçon 2.2 Contenu de la leçon 2.2.1 Leçon n pH des solutions acides  Étude du pH des solutions d’acides forts  Étude du pH des solutions d’acides faibles n pH des solutions basiques  Étude du pH des solutions de bases fortes  Étude du pH des solutions de bases faibles 2.2.2 Corrigé des activités 2.3 Synthèse de la leçon 2.4 Évaluation de la leçon 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C.

59 59 59 59 59 60 60 60

3 Synthèse de la série

71

4 Évaluation de la série

74

4.1 Travaux d’autocontrôle 4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 4.3 Devoir de fin de série

74 78 80

60 61 62 62 62 64 66 67 67 69

Annexe 1 - pH des solutions de sels Indispensable pour le jury (niveau A) n Étude des sels à caractère acide n Étude des sels à caractère basique n Étude des sels à caractère inactif n Étude des sels ampholytes n Étude des sels formés d’un acide faible et d’une base faible Corrigé des activités

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85 86 86 87 87 89

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Annexe 2 - Les tampons Indispensable pour le jury (niveau A) n L’effet tampon Corrigé des activités

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Annexe 3 : L’acidité dans la vie courante 91 94

n Importance des acides et des bases 96 n I mportance du pH 98 Annexe 4 : L’électrode de verre

99

2.1 Introduction 2.1.1 Motivation 2.1.2 Objectifs de la leçon 2.1.3 Plan de la leçon 2.1.4 Prérequis de la leçon 2.2 Contenu de la leçon 2.2.1 Leçon n Les nombres d’oxydation  c  aractéristiques d’un nombre d’oxydation  c  alcul du nombre d’oxydation  V  ariation du nombre d’oxydation lors d’une réaction rédox n Influence des conditions expérimentales sur l’évolution des réactions rédox  E  n milieu acide  E  n milieu basique 2.2.2 Corrigé des activités 2.3 Synthèse de la leçon 2.4 Évaluation de la leçon 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C.

22 22 22 22 22 23 23 23

SÉRIE 5 : LES RÉACTIONS RÉDOX 1 Présentation de la série

1

1.1 Motivation 1.2 Objectifs de la série 1.3 Place de la série dans le module 1.4 Plan de la série 1.5 Prérequis de la série

1 1 1 2 2

2 Développement des leçons

3

Leçon 1 - La réaction rédox 2.1 Introduction 3 2.1.1 Motivation 3 2.1.2 Objectifs de la leçon 3 2.1.3 Plan de la leçon 3 2.1.4 Prérequis de la leçon 3 2.2 Contenu de la leçon 4 2.2.1 Leçon 4 n La réaction rédox 4 n Force des oxydants et des réducteurs 8 n Prévision des réactions rédox 9 2.2.2 Corrigé des activités 13 2.3 Synthèse de la leçon 16 2.4 Évaluation de la leçon 17 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 17 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 19 Leçon 2 - Analyse et équilibration d’équations ioniques de réactions rédox en milieux neutre, acide et basique

23 24 26 27 28 31 33 37 38 38 40

Leçon 3 - Les réactions électrochimiques 2.1 Introduction 2.1.1 Motivation 2.1.2 Objectifs de la leçon 2.1.3 Plan de la leçon 2.1.4 Prérequis de la leçon

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44 44 44 44 44

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2.2 Contenu de la leçon 45 2.2.1 Leçon 45 n Les piles 45  Principe général 45  Fabrication d’une pile 46  Description de deux piles usuelles 49 n L’électrolyse 50  L’électrolyse de l’eau 51  application de l’électrolyse à l’échelle industrielle 52 n Les accumulateurs 54 n Application : formation de la rouille 55 2.2.2 Corrigé des activités 56 2.3 Synthèse de la leçon 57 2.4 Évaluation de la leçon 58 2.4.1 Travaux d’autocontrôle 58 2.4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 60 3 Synthèse de la série

61

4 Évaluation de la série

63

4.1 Travaux d’autocontrôle 4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 4.3 Devoir de fin de série

63 65 69

Série 1

Entrée

Annexe 1 - Principe de dosage Indispensable pour le jury (niveau A) n Dosage acido-basique  P  rincipe  B  ilan de la réaction et variation du pH lors du titrage n Dosage rédox  Titrage iodométrique  T  itrage manganimétrique Corrigé des activités

75 75 76 80 80 81 82

Annexe 2 - Le potentiel standard n Classement des couples rédox en fonction du potentiel standard 84 n spontanéité des réactions d’oxydoréduction : E0 > 0 85 n un cas particulier, les réactions de dismutation 86

SÉRIE 6 : THERMOCHIMIE 1 Présentation de la série

1

1.1 Motivation 1.2 Objectifs de la série 1.3 Place de la série dans le module 1.4 Plan de la série 1.5 Prérequis de la série

1 1 1 1 2

2 Contenu de la série

3

2.1 Leçon n Loi de conservation de l’énergie n Détermination expérimentale du

3 3

DH de réaction par calorimétrie n Calcul du DH° de réaction à partir des tables d’enthalpies standard de formation  Un seul réactif se transforme en un seul produit  Plusieurs réactifs se transforment en plusieurs produits n Calcul du DH° de réaction à partir des tables d’énergies de liaison 2.2 Corrigé des activités 3 Synthèse de la série

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9 12 14 14 15 17 20

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4 Évaluation de la série

21

4.1 Travaux d’autocontrôle 4.2 Corrigé commenté des T.A.C. 4.3 Devoir de fin de série

21 23 25

Série 1

Annexe - La loi de Hess 31 Indispensable pour le jury (niveau A) Corrigé des activités 32

SÉRIE 7 : SORTIE DU MODULE 1 Synthèse des séries 2 à 6

1

1.1 Formulaire 1.2 Exercices 1.3 Corrigé commenté des exercices

1 3 8

2 évaluation du module 2.1 Post-test sur les objectifs du module 2.1.1 Test d’autocontrôle 2.1.2 Corrigé commenté du test d’autocontrôle 2.2 Devoir de fin de module

16 16 16 21 25

Questionnaire de satisfaction

35

Conseils d’orientation

39

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4 Présentation des tests 4.1 But des tests Voici un test qui va vous permettre de vous situer dans l’étude de la chimie minérale de niveau secondaire supérieur. Si vous répondez correctement à toutes les questions, le module 207 ne vous est pas destiné. Si vous ne répondez pas correctement à ces questions ou seulement à quelques-unes, nous vous conseillons alors de suivre le module. De toute façon, signalez votre score à votre professeur. Peut-être pourra-t-il vous faire supprimer l’une ou l’autre série de ce module.

4.2 Prétest sur les objectifs du module 4.2.1 Test d’autocontrôle Question 1 Soit l’équation équilibrée :

SO2(g) + NO2(g)

SO3(g) + NO(g)

∆H = – 42 kJ

1) La constante d’équilibre relative à cette équation s’écrit : a.

[NO(g)].[SO3(g)] [SO2(g)].[NO2(g)]

b.

[NO2(g)].[SO2(g)]

c.

[NO2(g)].[SO3(g)]

[SO3(g)].[NO(g)]

[SO2(g)].[NO(g)] 2) Lors d’une augmentation de température, l’équilibre : a. est déplacé vers la droite b. est déplacé vers la gauche c. n’est pas influencé 3) Lors d’une diminution de pression, l’équilibre : a. est déplacé vers la droite b. est déplacé vers la gauche c. n’est pas influencé

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4) Lors d’une augmentation de la concentration en SO3(g), l’équilibre : a. est déplacé vers la droite b. est déplacé vers la gauche c. n’est pas influencé 5) Lors de l’addition d’un catalyseur, l’équilibre : a. est déplacé vers la droite b. est déplacé vers la gauche c. n’est pas influencé Question 2 L’équation acide-base entre l’acide du couple CH3COOH/CH3COO– et la base du couple H3O+/H2O est a. CH3COO–(aq) + H3O+(aq) CH3COOH(aq) + H2O(l) b. CH3COOH(aq) + H3O+(aq) CH3COO–(aq) + H2O(l) c. CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO–(aq) + H3O+(aq) Question 3 La combustion complète du méthane se traduit par l’équation :

CH4(g) + 2 O2(g)

CO2(g) + 2 H2O(g)

1) E  n utilisant la table des énergies de liaison (à 25°C en kJ/mol), on obtient pour ∆H de combustion une valeur de : LIAISONS

EL

O=O

498

C–H

413

C=O

803

H–O

464

a. – 814 kJ b. – 2648 kJ c. – 3462 kJ

2) La réaction est donc : a. endothermique b. exothermique c. athermique Question 4 Parmi les transformations suivantes, identifiez celle qui n’est pas un phénomène rédox : devient S8 a. S2– 2– b. S2O3 devient S4O2– 6 c. SO2– devient SO 3 2

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207

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Série 1

Entrée

Question 5 1)

Une lame de plomb trempée dans une solution de sulfate de cuivre(II) se recouvre de cuivre. Une lame de cuivre trempée dans une solution de nitrate d’argent se recouvre d’argent. Une lame de zinc trempée dans une solution de nitrate de plomb se recouvre de plomb. Les 4 couples rédox évoqués sont : // Cu2+/Pb // Ag+/Zn // Zn2+/Ag a. Pb2+/Cu b. SO2– /H2SO3 // Cu2+/Cu // NO–3/NO // Ag+/Ag 4 c. Cu2+/Cu // Pb2+/Pb // Ag+/Ag // Zn2+/Zn

2)

Dans le cas de la lame de cuivre, l’équation d’oxydoréduction est : Cu2+(aq) + 2 Ag(s) a. Cu(s) + 2 Ag+(aq) b. Cu2+(aq) + 2 Ag+(aq) Cu(s) + 2 Ag(s) 2+ c. Cu (aq) + 2 Ag(s) Cu(s) + 2 Ag+(aq)

Question 6 Une solution de NaClO est traitée par du NaI en milieu acide (H2SO4) : il se forme de l’I2, du NaCl et du Na2SO4. Quelle est la proposition incorrecte ? Pour chaque mole de I2 formée : a. 1 mole de H2O est produite b. 1 mole de NaI est oxydée c. 1 mole de NaCl est produite Question 7 On ajoute 1 litre d’hydroxyde de sodium de concentration égale à 0,01 mol/l à 1 litre de nitrate de magnésium de concentration égale à 1,0.10–4 mol/l. Y a-t-il précipitation de l’hydroxyde de magnésium qui est un composé peu soluble ? a. oui b. non c. impossible à déterminer Question 8 Combien de fois une solution de pH = 2 est-elle plus acide qu’une solution de pH = 4 ? a. 2 fois b. 100 fois c. ½ fois

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207

Série 1

Prérequis

P. 15

4.2.2 Corrigé du test d’autocontrôle Question 1 : Question 2 : Question 3 : Question 4 : Question 5 : Question 6 : Question 7 : Question 8 :

1) réponse a 2) réponse b 3) réponse c 4) réponse b 5) réponse c réponse c 1) réponse a 2) réponse b réponse c 1) réponse c 2) réponse a réponse b réponse a réponse b

4.3 Prérequis du module 4.3.1 Liste des prérequis généraux Pour suivre aisément ce module, vous devez être capable de : - trouver la définition d’un mot dans le dictionnaire; - retirer des observations d’un schéma d’une expérience; - interpréter un graphique; - résoudre une équation du second degré à une inconnue.

4.3.2 Test d’autocontrôle sur les prérequis généraux Un test vous permettra de vérifier si vous possédez les aptitudes nécessaires citées plus haut. Il ne demande aucune connaissance particulière en chimie. Il s’agit uniquement d’un test de recherche d’information, d’interprétation et d’observation. Nous espérons vous voir atteindre le maximum. Réfléchissez avant d’arrêter votre choix et évitez surtout de répondre au hasard; ce test est destiné à vous aider en vous permettant une autoévaluation et non à vous juger ou vous noter. Si vous n’obtenez pas toutes les bonnes réponses, résolvez vos problèmes de connaissances et de compréhension en vous aidant du corrigé et des prérequis avant d’aborder la suite.

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P. 16

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Série 1

Prérequis

1. En vous aidant du dictionnaire, donnez la définition des mots suivants, en ne retenant que celle qui est en relation avec la chimie : atome : ………………………………………………………………………………………………….... …………………………………………………………………………………………………………… molécule : ………………………………………………………………………..……………….…….... …………………………………………………………………………………………………………… ion : …….…………………………………………………………………………………..…..……….... …………………………………………………………………………………………………………… Mendeleïev : ……………………………………………………………………………………………... …………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………. 2. Voici le schéma d’un dispositif expérimental :

a. Pouvez-vous décrire le matériel utilisé ? …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… b. Quel est le but de l’expérience ? …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………

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Série 1

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Prérequis

P. 17

3. Les graphiques suivants représentent tous, pour des réactions différentes, la quantité m (en grammes) de produit obtenu en fonction du temps t (en secondes) de réaction. 

MG







 



 



  GRAPHIQUE



TS



MG      

MG





  GRAPHIQUE



  GRAPHIQUE



TS

MG

  GRAPHIQUE



TS

      



TS

1. Pour une des expériences, l’expérimentateur a démarré son chrono alors que l’expérience était déjà commencée. À quel graphique cela correspond-il ? ………………………………………………………………………………....................………........ 2. Le(s)quel(s) de ces graphiques montre(nt) que m est proportionnel à t ? ………………………………………………………………………………....................………........ 3. Dans le graphique 1, quel temps de réaction faut-il pour obtenir 80 g de produit ? ………………………………………………………………………………....................………........ 4. Dans le graphique 3, quel temps de réaction faut-il pour obtenir 4 g de produit ? ………………………………………………………………………………....................………........ 5. Dans le graphique 2, quelle est la quantité de produit obtenue après 10 secondes de réaction ? ………………………………………………………………………………....................………........ 6. Dans le graphique 4, quelle est la quantité de produit obtenue après 15 secondes de réaction ? ………………………………………………………………………………....................………........ 4. Résolvez l’équation du second degré suivante :

0,1 x2 + 0,5 x – 2 = 0

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P. 18

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Prérequis

4.3.3 Corrigé commenté du test d’autocontrôle 1. Source : « Le Petit Larousse Grand Format 2005 ». Atome : n.m. (gr. atomos, qu’on ne peut diviser). Constituant élémentaire de la matière, assemblage de particules fondamentales. Molécule : n.f. (lat. moles, masse). Assemblage d’atomes de composition fixe, de taille et de géométrie bien définies, identique pour toute portion d’un corps pur. Ion : n.m. (mot angl, du gr. ion, allant). Atome ou groupe d’atomes ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Mendeleïev : (Dimitri Ivanovitch). Tobolsk 1834 - Saint Pétersbourg 1907, chimiste russe. Il est l’auteur de la classification périodique des éléments chimiques (1869). 2. a. Le matériel utilisé pour réaliser l’expérience est : • un bec bunsen; • une toile métallique; • un ballon; • un thermomètre; • un réfrigérant; • un flacon collecteur;

thermomètre

réfrigérant ballon sortie d'eau toile métallique

entrée d'eau

bec bunsen

flacon collecteur

b. L’objectif de l’expérience est de réaliser une distillation. Le mélange à distiller est chauffé et le composant le plus volatil se vaporise, se recondense et est recueilli sous forme de distillat.

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Prérequis

P. 19

3. 1. Cette situation correspond au quatrième graphique. 5 g de produit sont déjà formés au temps 0.

2. Seuls les graphiques 1 et 2 montrent que la quantité de produit m est proportionnelle à la durée de réaction t. En effet, ce sont les seuls graphiques qui représentent une droite qui passe par l’origine des axes (0,0). Les graphiques 3 et 4 montrent que les grandeurs ne sont pas proportionnelles car ce ne sont pas des droites passant par l’origine des axes.



3. La durée est de 20 secondes. MG      





  GRAPHIQUE



TS

4. La durée est de 15 secondes. MG      



  GRAPHIQUE



TS

5. Après 10 secondes, la quantité de produit obtenue est de 20 g. MG    



  GRAPHIQUE



TS

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P. 20

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Prérequis

6. Après 15 secondes de réaction, on obtient 5 g de produit. Il en est de même après 20 s, 30 s … La réaction est donc déjà terminée lorsque l’expérimentateur prend son chrono. MG       





  GRAPHIQUE



TS

4. Rappelons que pour l’équation du second degré : ax² + bx + c = 0 ∆ = b2 – 4 ac les racines se calculent : x1 = – b +2 ab² – 4 ac

x = – b – b² – 4 ac 2 2a

L’équation qui nous concerne est : 0,1 x2 + 0,5 x – 2 = 0 Nous avons donc : ∆ = 0,52 – 4 . 0,1 . (–2) ∆ = 0,25 + 0,8 = 1,05 √∆ = 1,024

– 0,5 + 1,024 = 2,62 x1 = 2 . 0,1

– 0,5 – 1,024 x2 = = –7,62 2 . 0,1

4.3.4 Liste des prérequis particuliers du module Le module de chimie 207 fait suite au module de chimie 406 dont les notions constituent un prérequis indispensable. Le module de chimie 207 s’adresse donc à des apprenants ayant déjà des notions de chimie. Ils doivent pouvoir : - représenter la configuration électronique d’un atome à l’aide du tableau périodique; - caractériser la structure, les liaisons, la géométrie spatiale d’une substance simple ou binaire à partir de sa formule; - exprimer la concentration d’une solution dans diverses unités;

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Prérequis

P. 21

- différencier les mélanges, les corps purs simples et composés; - associer la formule, la fonction, le nom d’une substance; - pondérer une équation; - résoudre un problème stœchiométrique; - reconnaître une réaction rédox et une réaction non rédox. Rappelons d’abord les principales unités, leurs multiples et sous-multiples.

n Unités Grandeur physique Nom Symbole Longueur l Masse m Temps t

Unité SI Nom mètre kilogramme seconde

Correspondance des unités Symbole m kg s

Température Volume

T V

kelvin mètre cube

K m3

Pression

P

pascal

Pa

1 g = 1.10–3 kg = 0,001 kg 1 min = 60 s 1 h = 60 min = 3600 s q °C = T K – 273,15 1 l = 1 dm3 = 1.10–3 m3 1 ml = 1 cm3 = 1.10–3 l 1 atm = 101,325 kPa

n Multiples et sous-multiples des unités Facteur 109 106 103

103 = 1000

Préfixe gigamégakilo-

Symbole G M k

106 = 1 000 000

Facteur 10 10–1 10–2

10–3 =

Préfixe décadécicenti-

Symbole da d c

1 = 0,001 1000

Facteur 10–3 10–6 10–9

10–6 =

Préfixe millimicronano-

Symbole m μ n

1 = 0,000 001 1 000 000

L’exposé suivant se veut être un récapitulatif succinct des notions importantes vues dans le module de chimie 406. Rien de neuf n’y sera apporté. Ces prérequis ont pour objectifs de vous rappeler brièvement ces notions fondamentales et de vous tester avant d’aborder le module proprement dit. À la fin de cette série, vous serez donc capable de résoudre tous les types d’exercices portant sur le module 406. Le test sur ces prérequis fera l’objet du devoir de cette série 1.

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P. 22

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Série 1

Prérequis

, le vent qui souffle



n États de la matière

Un mur de pierre

, l’eau de pluie

…

Ces trois substances si différentes sont pourtant toutes constituées de matière. Le fait est que, dans chacun des cas, cette matière prend une forme différente. Le mur est à l’état solide, la pluie à l’état liquide et le vent à l’état gazeux. Les liquides, les solides et les gaz ont des propriétés différentes.  Les solides Les solides gardent leur forme quel que soit le récipient qui les contient. Leur volume est déterminé et leurs molécules présentent une grande cohésion. Les solides ne sont pas toujours rigides ou durs. Ils peuvent être élastiques ou mous. Ils restent néanmoins très peu compressibles. Un solide peut être écrasé ou coupé en petits morceaux.  Les liquides Les liquides peuvent être transvasés. Ils prennent la forme du récipient qui les contient, mais gardent leur volume propre. La surface d’un liquide est toujours horizontale. Les liquides ne sont que très faiblement compressibles.  Les gaz Un gaz n’a pas de forme propre; il faut le mettre dans un récipient fermé pour empêcher qu’il s’en échappe. Il est expansible, c’est-à-dire qu’il occupe tout le volume qu’on lui offre. Les molécules d’un gaz ne présentent aucune cohésion. Un gaz est compressible et élastique.

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Série 1

Prérequis

P. 23

Vision microscopique Imaginez un instant que vous possédiez un microscope qui vous permettrait de voir de quoi se compose la matière. Si un tel instrument existait, vous observeriez des molécules qui sont, en quelque sorte, de minuscules briques dont toute la matière est composée. Ces molécules se comportent de manière différente si elles constituent un solide, un liquide ou un gaz. C’est du solide ! Dirigeons notre super-microscope vers un caillou, un morceau de sucre ou une barre de fer. Nous observons des molécules serrées les unes contre les autres. Ces molécules paraissent presque immobiles. Le secret de cette cohésion ? Un esprit de famille, car les molécules s’attirent mutuellement et s’organisent. Si certains matériaux sont si résistants et durs, c’est parce que rester ainsi serrés et organisés crée des liens ... solides. Si nous voulons casser cette belle entente, il faudra faire des efforts, c’est-à-dire donner beaucoup d’énergie aux molécules. En regardant encore de plus près, on constate que les molécules ont un peu la bougeotte. Elles ne sont donc pas vraiment immobiles et elles sautillent sur place comme si elles attendaient qu’on leur donne enfin l’énergie nécessaire pour s’échapper. Ainsi font, font, font ... ainsi fond, fond, fond ... Jouons à présent au grand libérateur en donnant à nos molécules cette énergie tant attendue. C’est, par exemple, le cas lorsqu’on sort un glaçon du congélateur et qu’on le laisse reposer sur la table. L’air ambiant va transmettre son énergie sous forme de chaleur au cube de glace. Celui-ci va fondre. Admirez le travail ! Que se passe-t-il, à ce moment, au sein de la matière ? Suite au réchauffement, les molécules d’eau s’agitent tellement qu’elles quittent leur position. Elles ne sont cependant pas libres comme l’air et s’attirent encore mutuellement. Les molécules roulent en fait les unes sur les autres, ce qui leur permet de s’ébattre librement dans ce nouvel état de la matière : l’état liquide. « Ça gaze » ! Pour étancher leur soif de liberté, les molécules veulent toujours accroître leur agitation. Pour ce faire, ces affamés minuscules ne se rassasient que

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P. 24

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Série 1

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Prérequis

d’un seul carburant : l’énergie. Encore plus d’énergie, voilà la clef de la liberté ! En effet, si l’on élève la température d’un liquide, l’agitation des molécules va tellement augmenter qu’elles ne resteront plus serrées les unes contre les autres. Chacune va s’évader joyeusement et suivre sa propre route. Il n’y aura pratiquement plus d’attraction mutuelle. Bref, ça gaze ! Et voilà ! Nous avons fait le tour des différents états de la matière en nous situant au niveau des molécules qui la constituent. Une substance peut donc, sans problème, changer d’état. Une histoire d’énergie et « d’esprit de famille ». Changements d’état Le passage de l’état solide à l’état liquide, et puis à l’état gazeux, se traduit par une agitation et une désorganisation croissantes des molécules. On peut représenter cela par le schéma suivant : Température

'

Attraction mutuelle des molécules

, 3 La flèche rouge va dans le sens de la température croissante. La flèche verte va dans le sens d’une attraction mutuelle croissante entre molécules.

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Série 1

Prérequis

P. 25

FUSION VAPORISATION chaleur chaleur SOLIDE LIQUIDE GAZ froid froid SOLIDIFICATION (congélation) CONDENSATION (liquéfaction) Un changement d’état moins connu est le passage direct de l’état solide à l’état gazeux. Ce changement d’état porte le nom de sublimation. L’évaporation est une vaporisation lente d’un liquide dans une atmosphère gazeuse. Elle se produit à toute température et uniquement à la surface libre du liquide.

n Atomes, molécules, ions L’atome est la plus petite entité de matière qui se conserve au cours d’un phénomène chimique. L’atome est constitué : - d’un noyau formé de protons et de neutrons - d’un nuage électronique constitué d’électrons gravitant à grande distance autour du noyau Le noyau est chargé d’électricité positive et constitue à plus de 99,9% la masse de l’atome. Chaque électron porte une charge négative. L’atome est électriquement neutre.

Le proton a une charge électrique positive, égale en valeur absolue à celle de l’électron. Le neutron n’est pas chargé électriquement. Sa masse est très proche de celle du proton. Dans un même élément, le nombre de neutrons peut différer d'un atome à l'autre (voir isotopes). L’électron a une charge électrique négative, égale en valeur absolue, mais opposée à celle du proton. Sa masse est très petite (environ 1/1840 de celle du proton). Dans un atome, il y a le même nombre de protons et d’électrons. La charge électrique globale de l’atome est donc nulle. Le nombre (numéro) atomique Z est le numéro d’ordre d’un élément chimique dans le tableau périodique. Il est égal au nombre de protons, et donc, au nombre d’électrons dans l’atome.

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P. 26

Série 1

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207

Prérequis

Le nombre de masse A est le nombre de nucléons (protons + neutrons) constituant un noyau. L’atome d’un élément est représenté par un symbole.

Nombre de masse

A

→

X

Nombre atomique →

Z

→

Symbole de l’élément

Les isotopes sont des atomes d’un même élément (même nombre de protons) ayant des nombres différents de neutrons. Ils ont donc des nombres atomiques Z identiques, mais des nombres de masse A différents. La molécule est l’assemblage ordonné d’un nombre illimité d’atomes liés les uns aux autres. Elle est représentée par une formule qui indique l’espèce d’atomes (symbole) et leur nombre (indices). Un ion est un atome, ou un groupement d’atomes, chargé électriquement.   Les cations sont des ions positifs. Les anions sont des ions négatifs. L’apparition de charge(s) ne peut s’expliquer que par la perte ou le gain d’un ou plusieurs électrons. Formation de cation :

+ M+

M

+ e–

M+

+

Formation d’anion : X

M2+

e–

+ e–

X–

X–

e–

X2–

n Masse atomique, masse moléculaire et masse molaire La masse atomique d’un élément (ma) s’exprime en unités de masse atomique dont le symbole est u. 1 u = 1,661.10–27 kg. La masse atomique relative (Ar) d’un atome est le rapport entre la masse de cet atome et 1/12 de la masse de l’isotope 12 du carbone, le 12C, choisie comme masse-étalon. Ar est un nombre pur. La masse moléculaire (mm) est la somme des masses atomiques des atomes constitutifs d’une molécule. mm s’exprime en u.

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Série 1

Prérequis

P. 27

La masse moléculaire relative (Mr) d’une molécule est le rapport entre la masse de cette molécule et 1/12 de la masse de l’isotope 12 du carbone, le 12C, choisie comme masse-étalon. Mr est un nombre pur. La masse moléculaire relative est égale à la somme des masses atomiques relatives des atomes composant la molécule, multipliées par leur indice respectif. Une mole de n’importe quel élément ou corps pur contient toujours 6,022.1023 atomes ou molécules. Ce nombre est appelé nombre d’Avogadro. La masse molaire (M) d’une particule (molécule, atome, ion ...) est la masse d’une mole de ces particules. Elle s’exprime en g/mol.

n Modèle atomique de Bohr Le modèle atomique de Bohr nous donne une idée de la répartition des électrons (chargés négativement) autour du noyau (chargé positivement car constitué de neutrons et de protons). Les électrons se situent sur des couches distinctes correspondant à des niveaux d’énergie différents : - couche K => niveau d’énergie n = 1 - couche L => niveau d’énergie n = 2 et ainsi de suite.

Les trois premiers niveaux d’énergie. n=1 n=2 n=3

Le nombre maximal d’électrons que l’on retrouve sur chaque couche est égal à 2 n2. Ainsi, le 1e niveau peut contenir 2 électrons, le 2e peut en contenir 8, le 3e peut en contenir 18, le 4e peut en contenir 32, ...

n Éléments chimiques Les molécules sont des associations de particules appelées : atomes et l’ensemble des atomes qui ont le même nombre atomique Z est un élément chimique. Mendeleïev a classé les éléments dans un tableau appelé tableau périodique des éléments. Cette classification n’est pas le fruit du hasard mais le résultat d’une longue réflexion et de nombreuses manipulations. ● Une période est constituée par les éléments d’une ligne horizontale. Les périodes sont numérotées de 1 à 7. ● Une famille est un groupe d’éléments présentant des similitudes de propriétés. Les familles sont numérotées de I à VIII. Afin d’écrire correctement les formules moléculaires, il est important de connaître la valence des éléments chimiques. La valence d’un élément est le nombre d’atomes d’hydrogène (H) ou de chlore (Cl) qui peuvent se combiner à un atome de cet élément.

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P. 28

Prérequis

Tableau des valences de quelques éléments I monovalents hydrogène chlore sodium potassium argent cuivre





H Cl Na K Ag Cu

II divalents oxygène soufre fer calcium magnésium cuivre baryum zinc

O S Fe Ca Mg Cu Ba Zn

III trivalents azote aluminium fer phosphore

IV tétravalents carbone soufre silicium

N Al Fe P

C S Si

V pentavalents phosphore azote

P N

 le soufre est parfois hexavalent, c’est-à-dire qu’il peut avoir la valence VI.

Valences des familles a

famille Ia famille IIa famille IIIa famille IVa famille Va famille VIa famille VIIa

valence I valence II valence III valence IV valence V ou III valence VI, IV ou II valence VII ou I

Le tableau périodique classe également les éléments en métaux et non-métaux selon leurs caractéristiques. De manière générale, on peut dire que : Les métaux sont solides (sauf le mercure qui est liquide) assez denses (masse volumique > 2,5 g/cm3) brillants malléables bons conducteurs électriques

Les non-métaux sont solides, liquides ou gazeux peu denses (masse volumique < 2,5 g/cm3) ternes non malléables mauvais conducteurs électriques

L’électronégativité d’un atome mesure sa capacité d’attirer les électrons de liaison. On peut établir une échelle d’électronégativité : Métaux

Cs 0,8 K

Na

Li

Ca

Mg

Be

Al

B

H 2,2

P

Non-métaux

C

S

I

Br

N

Cl

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F 4,0 O

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Prérequis

P. 29

n Mélanges, corps purs et corps composés Corps pur : corps formé d’une seule sorte de molécules. Corps pur simple : corps pur dont chaque moléCorps pur composé : corps pur dont chaque molécule est constituée d’atomes identiques. cule est constituée d’atomes de plusieurs espèces. néon Ne

diazote N2

ozone O3

eau H2O

tétraphospore P4

gaz carbonique CO2

ammoniac NH3

méthane CH4

Mélange : juxtaposition de molécules différentes. Mélange homogène : mélange dans lequel tous les Mélange hétérogène : mélange dont les différents constituants sont dans la même phase. Dans un constituants sont dans deux ou plusieurs phases. mélange homogène, les propriétés et la composi- Dans un mélange hétérogène, les propriétés et la tion sont identiques en tout point du mélange. composition varient d’un endroit à l’autre. phase dissolvante

phase dissoute

nom du mélange

phase dispersante

phase dispersée

nom du mélange

gaz

gaz

gaz

gaz

liquide

aérosol, brouillard

solide

fumée

gaz

mousse

liquide

solide

gaz

solution

liquide

liquide

solution

liquide

émulsion

solide

solution

solide

suspension

solide

alliage

gaz

mousse plastique

solide

minéral

solide

Analyse immédiate : ensemble des procédés de séparation des constituants d’un mélange. Ces procédés sont basés sur les différences de propriétés physiques des constituants.  Procédés de séparation des constituants d’un mélange hétérogène : solides : triage - tamisage (différence d’aspect extérieur ou de dimensions); dissolution (différence de solubilité); séparation de particules ferromagnétiques (différence de propriétés magnétiques); solide - liquide : décantation, filtration, centrifugation; liquides : décantation, centrifugation; gaz - solide : lavage, filtration, précipitation électrostatique.

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P. 30

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Série 1

Prérequis

 Procédés de séparation des constituants d’un mélange homogène : • cristallisation : évaporation du solvant; • d istillation : différence de température d’ébullition des constituants (vaporisation du liquide le plus volatil suivie de la condensation de sa vapeur); • extraction à l’aide d’un solvant; • chromatographie : différence des vitesses de progression des constituants entraînés par un solvant mobile à travers une phase fixe.  Critères qui permettent de différencier mélange et corps pur : Un corps pur résiste à tous les essais de séparation de l’analyse immédiate. Critères de pureté : masse volumique, température de fusion, température d’ébullition. Remarque : les mélanges possèdent une masse volumique, une température de fusion et une température d’ébullition qui dépendent des proportions des constituants qui les composent. Comparaison mélange et combinaison   Mélange Phénomène physique

Combinaison Phénomène chimique

Pas d’altération de la nature intime des corps. Juxtaposition de particules de nature différente.

Altération de la nature intime des corps. Formation de nouvelles molécules constituées d’atomes de nature différente. On obtient un corps composé.

On obtient un mélange. Un mélange est une juxtaposition de particules de nature différente.

Un corps composé est un corps formé de molécules constituées d’atomes de nature différente.

Caractéristiques : ♦ les constituants ont gardé leurs propriétés;

Caractéristiques : ♦ les molécules du corps composé ont des propriétés différentes de celles des éléments qui le constituent; ♦ les proportions des éléments combinés sont invariables; ♦ les éléments combinés ne sont séparables que par un procédé chimique : analyse élémentaire.

♦ les proportions des constituants sont quelconques; ♦ les constituants sont séparables par un procédé physique : analyse immédiate.

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Série 1

Prérequis

P. 31

Mélange physique (atomes ou molécules séparés)

Mélange

Réaction chimique Synthèse

Composé chimique (atomes ou molécules liés chimiquement)

Réaction chimique Synthèse

Ceci est la schématisation, d’une part, d’un mélange physique, et, d’autre part, de la formation d’un composé chimique suite à une réaction chimique. Lorsqu’à partir de deux constituants différents, on obtient des atomes ou molécules chimiquement liés, on parle également de synthèse. Les phénomènes physiques et chimiques : La matière peut subir certaines transformations qui modifient son aspect et ses propriétés. On appelle ces transformations des phénomènes. Les phénomènes physiques ne modifient pas la nature de la matière. Ils laissent intactes les particules constituant la matière. Les phénomènes physiques sont réversibles. Exemples de phénomènes physiques : solidification, fusion, dissolution, cristallisation, vaporisation, liquéfaction, filtration, distillation ... Les phénomènes chimiques modifient la nature de la matière. Ils modifient les particules des corps réagissants ou réactifs. Exemples de phénomènes chimiques : combustion, fermentation, oxydation ... Les propriétés physiques et chimiques : Les propriétés physiques sont générales, c’est-à-dire qu’elles se retrouvent lors de l’étude de tous les corps. Exemples de propriétés physiques : densité, solubilité, malléabilité, ductilité … Les propriétés chimiques sont spécifiques, c’est-à-dire qu’elles sont particulières à un corps déterminé ou à une série de corps déterminés. Exemples de propriétés chimiques : combustibilité, oxydabilité, acidité …

n Liaisons chimiques Les atomes se lient entre eux de façon à obtenir le maximum de stabilité, c’est-à-dire une énergie minimale. Cette stabilité est réalisée lorsque les atomes possèdent 8 électrons sur leur couche externe. C’est la règle de l’octet. Pour atteindre la stabilité, les atomes peuvent se lier par des liaisons ioniques, covalentes pures ou covalentes polarisées.

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La liaison ionique ou électrovalence est la liaison qui résulte de l’attraction électrostatique entre ions de signes opposés. Exemple : NaCl (Na+ Cl–) La liaison covalente ou covalence est la liaison qui résulte de la mise en commun de deux électrons célibataires et du partage de cette paire d’électrons   entre deux atomes de même électronégativité entre deux atomes d’électronégativités différentes pour la covalence pure. pour la covalence polarisée. Exemples : I2, Cl2, H2 Exemple : HCl Les liaisons hydrogène s’établissent entre molécules lorsque : - u ne molécule contient un atome d’hydrogène fortement polarisé positivement (δ+), - l’autre molécule contient un atome F, O ou N, fortement électronégatif et porteur d’au moins une paire électronique libre. La force des liaisons hydrogène est, en première approximation, 10 fois inférieure à celle des liaisons covalentes ou électrovalentes.

n Réactions chimiques Les atomes qui constituent la matière de l’univers ont été créés il y a des milliards d’années (big bang), ils se combinent entre eux au cours de processus qu’on appelle réactions chimiques. Des corps vont donc entrer en réaction, les réactifs, pour former d’autres corps appelés produits. Lors de ces réactions chimiques, la nature intime de la matière est transformée. Il y a rupture des liaisons existantes au sein des réactifs et formation de nouvelles liaisons pour former les produits. Dans les réactions chimiques, il n’y a ni création, ni disparition d’atomes. Toute réaction chimique peut être représentée par une équation chimique. Sens de l’évolution de la réaction Premier membre Second membre Réactifs Produits Prenons l’exemple de la réaction de combustion du carbone. Les réactifs sont le carbone et le dioxygène. Le produit est le dioxyde de carbone. C(s)

+

O2(g)

CO2(g)

+

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Le but de cette forme d’écriture est d’établir une équation pondérée ou équilibrée, ou encore une équation bilan, dans laquelle chaque espèce doit être identique dans les deux membres de l’équation. On pondère une équation chimique à l’aide de coefficients placés devant les formules chimiques. Ces coefficients, appelés coefficients stœchiométriques, doivent être des nombres premiers entre eux. Exemple :

Équation non équilibrée Produits

Réactifs CH4(g)

+

O2(g)

CO2(g)

+

+

H2O(l)

+

Équation équilibrée Produits

Réactifs CH4(g)

+

2 O2(g)

CO2(g)

+

+

2 H2O(l)

+

De part et d’autre de l’équation chimique, il y a 1 atome de carbone, 4 atomes d’hydrogène et 4 atomes d’oxygène. La lecture de l’équation peut se faire de différentes manières : 1. lecture moléculaire ou atomique : « 1 molécule de CH4 réagit avec 2 molécules d’O2 pour former 1 molécule de CO2 et 2 molécules de H2O ». 2. lecture molaire : « 1 mole de molécules de CH4 réagit avec 2 moles de molécules d’O2 pour former 1 mole de molécules de CO2 et 2 moles de molécules de H2O ». 3. lecture pondérale et volumique : « 16 g de CH4 réagissent avec 44,8 l d’O2 pour former 22,4 l de CO2 et 36 g de H2O ».

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POUR RAPPEL L’établissement d’un bilan de matière dans les réactions chimiques repose sur quelques notions simples souvent associées au nom de chimistes bien connus dans l’histoire de la chimie : Loi de la conservation de la matière - Lavoisier (1743-1794) : « La somme des masses des produits de réaction est égale à la somme des masses des réactifs ». Loi des proportions massiques définies - Proust (1754-1826) : « Les masses des réactifs consommés sont dans des rapports constants pour un (ou des) produit(s) final(aux) donné(s) ». Loi des proportions volumétriques définies - Gay-Lussac (1778-1850) : « Les gaz se combinent entre eux selon des rapports volumétriques simples ». Hypothèse d’Avogadro (1776-1856) : « Des volumes égaux de gaz, pris à la même température et à la même pression, contiennent le même nombre de molécules (et donc de moles) ». Volume molaire d’un gaz : dans les CNTP (conditions normales de température : 0°C = 273,15 K et de pression : 101 325 Pa = 1 atm) le volume occupé par 1 mol de gaz parfait Vm = 22,414 l.mol-1 masse obtenue Rendement d’une réaction chimique = . 100% masse théorique Méthode de résolution des problèmes stœchiométriques 1. Lire attentivement l’énoncé du problème. 2. Déterminer les réactifs et les produits de la réaction. Écrire l’équation chimique pondérée. 3. Souligner dans l’équation chimique les substances utiles à la résolution du problème. 4. Calculer la masse molaire des substances soulignées. 5. Présenter l’exercice sous forme de tableau en n’y indiquant que les substances utiles à la résolution du problème et un « x » dans la colonne de l’inconnue. données nombre de moles n

masse m

inconnues volume V

nombre de moles n

masse m



volume V

Noter que : - d ans une équation pondérée, le nombre de moles est indiqué par le coefficient stœchiométrique; - la masse d’une substance XY est calculée à l’aide de la relation m(XY) = n(XY) . M(XY) où n(XY) est le nombre de moles et M(XY) est la masse molaire; - p our effectuer un calcul, toutes les masses doivent être exprimées dans les mêmes unités; - le volume V d’un gaz XY est calculé à l’aide de la relation V(XY) = n(XY) . Vm où n(XY) est le nombre de moles et Vm est le volume molaire; - pour effectuer un calcul, tous les volumes doivent être exprimés dans les mêmes unités. 6. Effectuer les calculs proportionnels. 7. Donner la réponse : la valeur numérique accompagnée de l’unité correcte.

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EXEMPLE Soit la réaction de préparation de 1 kg d’eau au départ d’hydrogène gazeux et d’oxygène gazeux : H2(g) + 1/2 O2(g) H2O On demande : - quelle masse d’oxygène m(O2) exprimée en kg est nécessaire ? - quel volume d’oxygène V(O2) exprimé en litres, mesuré à 0°C et sous 1 atm, est nécessaire ? - quelle masse d’hydrogène m(H2) exprimée en kg est nécessaire ? - quel volume d’hydrogène V(H2) exprimé en litres, mesuré à 0°C et sous 1 atm, est nécessaire ? Solution H2(g) + 1/2 O2(g)

H 2O

M(H2) = 2,016 g.mol-1; M(O2) = 31,998 g.mol-1; M(H2O) = 18,015 g.mol-1 H2(g)

O2(g)

H2O

nombre de moles n

masse m

volume V

nombre de moles n

masse m

volume V

nombre de moles n

masse m

1

2,016 g

22,4 l

1/2

15,999 g

11,2 l

1

18,015 g

z

2y

x

y

1 kg = 1000 g

Calculs proportionnels : 15,999 g 18,015 g = x 1000 g 11,2 l 18,015 g = y 1000 g

 

15,999 g . 1000 g = x . 18,015 g 11,2 l . 1000 g = y . 18,015 g





x = 888 g = 0,888 kg

y = 622 l

2 y = 2 . 622 l = 1244 l 2,016 g 18,015 g = z 1000 g



2,016 g . 1000 g = z . 18,015 g



z = 112 g = 0,112 kg

Réponses : pour préparer 1 kg d’eau, on a besoin de - 0,888 kg d’oxygène qui occupent un volume de 622 litres à 0°C et sous 1 atm et de - 0,112 kg d’hydrogène qui occupent un volume de 1244 litres à 0°C et sous 1 atm. On pouvait aussi trouver la masse d’hydrogène par 1 kg – 0,888 kg = 0,112 kg Attention ! Dans l’équation stœchiométrique donnée plus haut, nous avons volontairement omis de noter l’état physique de l’eau, produit de la réaction, car il n’a pas été précisé quel volume lui était accessible. Le plus souvent, une partie de cette eau sera sous forme liquide H2O(l) et le complément sous forme de vapeur, c’est-à-dire de gaz H2O(g).

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n Oxydation, réduction, combustion Le nombre d’oxydation (NO) d’un atome est la valeur algébrique de la charge qu’il porterait si toutes les liaisons auxquelles il participe étaient de nature ionique. Lorsqu’un atome perd un ou plusieurs électrons partiellement ou totalement, l’atome acquiert une ou plusieurs charges positives, son NO augmente. Lorsqu’un atome gagne un ou plusieurs électrons partiellement ou totalement, l’atome acquiert une ou plusieurs charges négatives, son NO diminue. NO d’un atome dans un corps simple = 0. NO d’un ion monoatomique = charge de l’ion. Molécule neutre : ∑ (NO) = 0. Ion polyatomique : ∑ (NO) = charge de l’ion. En considérant que : • NO(O) = –2, sauf - dans la molécule OF2 où NO(O) = +2. - dans les peroxydes, ex : H2O2 où NO(O) = –1. • NO(H) = +1, sauf si l’hydrogène se lie avec des métaux, alors NO(H) = –1. • NO (famille Ia) = +1. NO (famille IIa) = +2. NO (famille IIIa) = +3. Oxydoréduction

Réduction +2 électrons Réducteur Mg + 0

H2O +1 –2 Oxydant

MgO +2 –2

+

H2 0

–2 électrons Oxydation L’oxydation consiste en une perte d’électron(s) (augmentation du NO). L’oxydation est subie par le réducteur car il est donneur d’électron(s). La réduction consiste en un gain d’électron(s) (diminution du NO). La réduction est subie par l’oxydant car il est accepteur d’électron(s). Une oxydation accompagne toujours une réduction et réciproquement. Combustion La combustion est une réaction chimique entre un combustible (ou carburant) et un comburant, souvent l’oxygène. Les réactions de combustion sont des réactions d’oxydoréduction.  La combustion vive. La combustion vive est une réaction rapide accompagnée d’une forte élévation de température et d’une production de lumière. La combustion vive est une réaction exothermique, c’est-à-dire qui libère de la chaleur.  La combustion lente. La combustion lente se produit sans élévation notable de température et sans production de lumière.

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n Oxydes Définition Les oxydes sont des composés constitués de deux éléments dont l’un est toujours l’oxygène. L’oxygène occupe la seconde position dans la formule de l’oxyde. Formules chimiques Formule générale d’un oxyde métallique : MxOy M : élément métallique. x et y : indices. Exemples : CaO, Cu2O, CuO, Fe2O3

Formule générale d’un oxyde non métallique : M’xOy M’ : élément non métallique. x et y : indices. Exemples : SO2, SO3, Cl2O7

Formation des oxydes par réaction de combustion 1. Équation chimique de la combustion vive et lente des métaux métal + oxygène oxyde métallique x M + y/2 O2 MxOy La corrosion d’un métal résulte de l’oxydation du métal par l’oxygène de l’air en présence d’humidité. L’humidité est indispensable pour amorcer la corrosion. 2. Équation chimique de la combustion des non-métaux non-métal + oxygène oxyde non métallique x M’ + y/2 O2 M’xOy Propriétés physiques des oxydes métalliques • solides diversement colorés • pas conducteurs du courant électrique

non métalliques • solides, liquides ou gaz • pas conducteurs du courant électrique

Propriétés chimiques des oxydes 1. Propriétés chimiques des oxydes métalliques Parmi les oxydes métalliques, certains réagissent avec l’eau pour former des bases : ils sont appelés oxydes basiques.

oxyde basique + H2O

base

Les métaux alcalins (IA) et alcalino-terreux (IIA) forment des oxydes basiques. Exemples : Na2O + H2O 2 NaOH CaO + H2O Ca(OH)2

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2. Propriétés chimiques des oxydes non métalliques Les oxydes non métalliques qui réagissent avec l’eau pour former des oxacides sont appelés oxydes acides.

oxyde acide + H2O

Exemples : P2O5 + 3 H2O CO2 + H2O

oxacide 2 H3PO4 H2CO3

Les oxydes CO, NO, N2O ne réagissent pas avec l’eau, on les appelle oxydes neutres.

Nomenclature des oxydes 1. Nomenclature des oxydes métalliques oxyde de + nom du métal Exemple : CaO = oxyde de calcium si le métal possède deux valences : oxyde de + nom du métal + (valence du métal) Exemples : CuO = oxyde de cuivre(II) Cu2O = oxyde de cuivre(I) 2. Nomenclature des oxydes non métalliques préfixe + oxyde de + nom du non-métal nombre d’atomes d’oxygène Préfixes nombre d’atomes de non-métal

mono hémi di hémitri hémipent tri hémihept

1/1 1/2 2/1 3/2 5/2 3/1 7/2

Exemples CO (monoxyde de carbone) N2O (hémioxyde d’azote) CO2 (dioxyde de carbone) N2O3 (hémitrioxyde d’azote) N2O5 (hémipentoxyde d’azote) SO3 (trioxyde de soufre) Cl2O7 (hémiheptoxyde de chlore)

3. Étapes pour déterminer la formule d’un oxyde Étape 1 : d éterminer le type d’oxyde. S’agit-il d’un oxyde métallique ou d’un oxyde non métallique ? Étape 2 : é tablir la formule chimique du composé. 1. Écrire les symboles représentant les éléments et déterminer la valence de ceux-ci. 2. Établir la formule en tenant compte : • des valences (pour les oxydes métalliques); • du préfixe (pour les oxydes non métalliques).

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P. 39

n Électrolytes - Un électrolyte est une substance qui, mise en solution, permet le passage du courant grâce à la mobilité d’ions provenant d’une dissociation ionique. - Un non électrolyte est une substance qui, mise en solution, ne permet pas le passage du courant. - Le phénomène de décomposition d’une substance par le courant électrique s’appelle une électrolyse. Lors de cette électrolyse, il y a transformation d’énergie électrique en énergie chimique et en énergie calorifique.

n Acides, bases, sels Selon leur formule générale, les corps inorganiques peuvent être classés en 3 catégories : 1. les acides - binaires ou hydracides HM’ soit acide + nom du non-métal + hydrique soit nom du non-métal + ure d’hydrogène - ternaires ou oxacides HM’O soit acide + nom du non-métal + ique (valence forte) ou eux (valence faible) soit nom du non-métal + ate (valence forte) ou ite (valence faible) d’hydrogène 2. les bases ou hydroxydes M(OH)y hydroxyde + nom du métal (+ valence du métal) 3. les sels - binaires ou sels d’hydracides MM’ nom du non-métal + ure de + nom du métal (+ valence du métal) - ternaires ou sels d’oxacides MM’O nom du non-métal + ate (ou ite) de + nom du métal (+ valence du métal) La force d’une base est sa tendance à céder un ou plusieurs ions OH–. La force d’un acide est sa tendance à céder son ou ses protons H+. Réactions des bases : - avec les acides : base + acide sel + eau Exemple : NaOH(aq) + HCl(aq)

NaCl(aq) + H2O(l)

- avec les oxydes acides : hydroxyde + oxyde acide Exemple : 2 KOH(aq) + SO3(g)

sel d’oxacide + eau K2SO4(aq) + H2O(l)

- avec un sel : hydroxyde1 + sel1 sel2 + hydroxyde2 Ca(OH)2(aq) + Na2CO3(aq) CaCO3(s) + 2 NaOH(aq)

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P. 40

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Réactions des acides : - avec les métaux : sel + dihydrogène acide + métal Exemple : 2 HCl(aq) + Zn(s) ZnCl2(aq) + H2(g) - avec les oxydes métalliques : acide + oxyde métallique Exemple : 2 HCl(aq) + CuO(s) - avec un sel : acide1 + sel1 acide2 + sel2 Exemple : HCl(aq) + AgNO3(aq)

sel + eau CuCl2(aq) + H2O(l)

HNO3(aq) + AgCl(s)

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Série 1

Évaluation

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5 Évaluation de la série 5.1 Travaux d’autocontrôle (T.A.C.) n Consignes de travail Votre leçon étant terminée, voici votre test d’autocontrôle. Il vous permettra de faire le point sur vos connaissances. Il comprend vingt questions sur les notions que vous devez maîtriser sans difficulté pour aborder la suite du cours. Nous espérons vous voir atteindre le maximum. Réfléchissez avant d’arrêter votre choix et évitez surtout de répondre au hasard; ce test est destiné à vous aider en vous permettant une autoévaluation et non à vous juger ou vous noter. Si vous n’obtenez pas toutes les bonnes réponses, résolvez vos problèmes de connaissances et de compréhension en vous aidant du corrigé et des prérequis avant d’aborder la suite.



Bon travail !

n Questionnaire 1.

Le nom de l’élément Ca est le : a. carbone b. calcium c. caesium

2.

La réaction du carbone avec l’oxygène est une (2 réponses) : a. carbonisation b. oxydation c. combustion

3.

La substance représentée par la formule « H3PO3 » est un : a. oxyde b. acide c. base

4.

La substance représentée par la formule « Na2SO4 » est un : a. oxyde b. acide c. sel ternaire

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5. Dans la réaction représentée par l’équation CuO + H2 a. combustible b. réducteur c. catalyseur

Évaluation

Cu + H2O l’hydrogène joue le rôle de :

6. On souhaite obtenir une solution de chlorure de sodium de concentration égale à 1 mol/l. La quantité de NaCl à dissoudre dans 1 litre est : a. 58,5 g b. 28 g c. 5,85 g 7.

La formule de la substance formée de K et O est : a. KO2 b. KO c. K2O

8.

Parmi les propriétés physiques suivantes, celle qui est spécifique aux métaux (sauf le mercure) est : a. état solide b. état gazeux c. état liquide

9.

Le chlore a la valence I, son ion s’écrit : a. Cl– b. Cl+ c. Cl

10. La loi de LAVOISIER est la loi de la conservation des : a. réactifs b. volumes c. masses 11. La molécule qui présente une liaison covalente polarisée est : a. HCl b. Cl2 c. NaCl 12. Le volume d’air nécessaire à la combustion complète de 4 dm3 d’hydrogène est : a. 1 dm3 b. 2 dm3 c. 10 dm3 13. Dans la réaction représentée par l’équation : SiO2 + C a. SiO2 b. C c. Si

Si + CO2, l’accepteur d’électrons est :

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Évaluation

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14. Le volume d’oxygène obtenu, dans les CNTP, par la réaction de 100 g d’oxylithe Na2O2 avec l’eau est : a. 22,4 l b. 14,3 l c. 28,7 l 15. L’ammoniac (NH3) s’obtient industriellement par réaction de l’hydrogène (H2) avec l’azote (N2). La masse d’hydrogène nécessaire à la fabrication de 610 kg d’ammoniac est : a. 108 kg b. 217 kg c. 72 kg 16. L’équation pondérée traduisant la préparation de l’oxyde de calcium est : a. Ca + O CaO CaO b. Ca + O2 c. 2 Ca + O2 2 CaO 17. Le nom de la substance représentée par la formule Fe2O3 est : a. oxyde de fer(III) b. trioxyde de fer c. hémitrioxyde de fer 18. Parmi les réactions suivantes, celle qui donne lieu à la formation d’un sel, après évaporation de l’eau, est : a. SO2 + H2O b. Cu2O + H2O c. LiOH + HCl 19. Parmi les équations suivantes, celle qui traduit une réaction de combustion est : a. 2 Zn + O2 2 ZnO b. 2 HgO 2 Hg + O2 c. 2 Cl2 + 2 H2O 4 HCl + O2 20. La liaison résultant d’une mise en commun de deux électrons célibataires appartenant à deux atomes identiques est une liaison : a. électrovalente b. covalente polarisée c. covalente pure

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5.2 Corrigé commenté des T.A.C. 1. La proposition correcte est la proposition b. Le calcium a comme symbole chimique Ca. 2. Les propositions correctes sont les propositions b et c. La réaction entre le carbone et l’oxygène est une combustion et une oxydation. L’équation est : C(s) + O2(g) CO2(g) 0 0 +4 –2 3. La proposition correcte est la proposition b. H3PO3 est un acide ternaire car il répond à la formule générale HM’O. 4. La proposition correcte est la proposition c. Na2SO4 est un sel ternaire répondant à la formule générale MM’O. 5. La proposition correcte est la proposition b. L’hydrogène passe du nombre d’oxydation 0 au nombre d’oxydation +1. Il y a augmentation du NO. L’hydrogène subit l’oxydation, il est donc réducteur. 6. La proposition correcte est la proposition a. On veut obtenir 1 litre de solution de NaCl de concentration 1 mol/l, c’est-à-dire contenant 1 mol de NaCl. Or, M(NaCl) = 23,0 + 35,5 = 58,5 g.mol-1 On mettra donc 58,5 g de NaCl dans un récipient jaugé de 1 litre et on ajoutera de l’eau jusqu’au trait de jauge. 7. La proposition correcte est la proposition c. La substance formée par les éléments K et O est K2O. K a la valence I et O la valence II. On utilise la méthode du chiasma (= croisement) : on écrit la valence de l’élément en dessous de son symbole, on croise ces nombres et on les transcrit en indice : K O I

II

K2O

8. La proposition correcte est la proposition a. L’état solide est une propriété physique spécifique aux métaux. 9. La proposition correcte est la proposition a. Le chlore a la valence I. C’est un non-métal (famille VIIa). Il forme un ion négatif, c’est-à-dire Cl–.

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10. La proposition correcte est la proposition c. La loi de Lavoisier est la loi de « la conservation des masses ». Elle s’énonce comme suit : « Au cours d’une réaction chimique se produisant dans un système fermé, la masse de l’ensemble des produits est égale à la masse de l’ensemble des réactifs ». 11. La proposition correcte est la proposition a. HCl possède une liaison covalente polarisée. Ce type de liaison résulte de la mise en commun de 2 électrons célibataires et du partage de cette paire d’électrons entre deux atomes H et Cl d’électronégativités différentes. Cl étant plus électronégatif que H, il attirera vers lui les électrons de la liaison et ceux-ci appartiendront davantage à l’atome Cl qu’à l’atome H. 12. La proposition correcte est la proposition c. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O M(H2) = 2,016 g.mol-1; M(O2) = 31,998 g.mol-1 H2(g)

O2(g)

nombre de moles n

volume V

nombre de moles n

volume V

2

44,8 l

1

22,4 l x

4 dm3 = 4 l

Calcul proportionnel :



44,8 l 4l

=

22,4 l x



44,8 l . x = 4 l . 22,4 l



x=2l

Un volume de 2 litres, donc 2 dm3 d’oxygène, est nécessaire à la combustion de 4 dm3 d’hydrogène. Puisque l’air renferme 21% d’oxygène, le volume d’air nécessaire vaut : 100 2 dm3 . = 10 dm3 21 13. La proposition correcte est la proposition a.

Oxydant C + SiO2 +4

Si + CO2 0

+ 4 e– Réduction

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14. La proposition correcte est la proposition b. 2 Na2O2(s) + 2 H2O(l) 4 NaOH(aq) + O2(g)

M(Na2O2) = 78,0 g.mol-1; M(O2) = 32,0 g.mol-1  Na2O2(s)

O2(g)

nombre de moles n

masse m

nombre de moles n

volume V

2

156 g

1

22,4 l x

100 g

Calcul proportionnel :



156 g 22,4 l = 100 g x

156 g . x = 100 g . 22,4 l





x = 14,3 l

La réaction de 100 g d’oxylithe avec un excès d’eau permet d’obtenir 14,3 litres d’oxygène dans les CNTP. 15. La proposition correcte est la proposition a. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

M(H2) = 2,016 g.mol-1 et M(NH3) = 17,031 g.mol-1 H2(g)

NH3(g)

nombre de moles n

masse m

nombre de moles n

masse m

3

6,048 g

2

34,062 g

x

610 kg = 610.103 g



Calcul proportionnel :



6,048 g 34,062 g = x 610.103 g



La masse d’hydrogène nécessaire à la fabrication de 610 kg d’ammoniac est de 108 kg.

 6,048 g . 610.103 g = x . 34,062 g



x = 108.103 g

16. La proposition correcte est la proposition c. L’équation pondérée traduisant la préparation de l’oxyde de calcium est :

2 Ca + O2

2 CaO

2 Ca et 2 O

2 Ca et 2 O

(l’oxygène est une molécule diatomique)

17. La proposition correcte est la proposition a. Fe2O3 = oxyde de fer(III)

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207

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Série 1

Évaluation

P. 47

18. La proposition correcte est la proposition c. LiOH + HCl LiCl + H2O base acide sel eau 19. La proposition correcte est la proposition a. La réaction de combustion est : 2 Zn + O2 2 ZnO 20. La proposition correcte est la proposition c. La liaison résultant d’une mise en commun de deux électrons célibataires appartenant à deux atomes identiques est une liaison covalente pure.

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207

P. 48

Série 1

Évaluation

5.3 Devoir de fin de série n Consignes de travail Lisez attentivement la brochure « Guide de travail » que l’EAD vous a fait parvenir. Nous vous rappelons encore que : 1. Vous devez absolument faire parvenir ce devoir à votre professeur par l’intermédiaire du service de l’EAD. Sans l’envoi de ce devoir, vous ne recevrez pas les séries suivantes. 2. Vous devez répondre UNIQUEMENT sur le formulaire prévu. 3. Dans le but de vous éviter divers menus travaux d’écriture, une feuille de devoir portant votre nom, votre code-barre et votre adresse est jointe à chaque devoir. N’oubliez surtout pas de l’AGRAFER au formulaire. C’est sur cette feuille que votre professeur vous fera part de ses commentaires et des remédiations éventuelles. 4. Au moment d’envoyer votre devoir, prenez la peine d’indiquer la date de son envoi sur le formulaire de réponse. Faites de même lorsque vous recevrez votre devoir corrigé. Cette seconde information est fort utile à l’inspecteur. Si vous voulez juger l’état de vos connaissances prérequises, nous vous proposons de répondre à ce questionnaire. Il est constitué de questions à choix multiple. Le formulaire de réponse à renvoyer au service se trouve à la fin de cette série. Attention : vous devez obtenir un score de 80% soit 18 bonnes réponses. Une bonne réponse est le choix correct de l’option du questionnaire à choix multiple. Comment répondre ? Exemple : 1. Calculez en m2 la mesure de l’aire d’un rectangle de longueur 6 m et de largeur 4 m. Choisissez la réponse correcte parmi les propositions suivantes : a. 10 b. 2 c. 24 Réponse : La bonne réponse étant la c, il suffit de cocher la case de la feuille de devoir portant la lettre c. 1.

a

b

c

Bon travail ! © Enseignement à distance - Ministère de la Communauté française de Belgique

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207

Série 1

Évaluation

P. 49

n Questionnaire 1.

Quel phénomène physique se cache derrière ce schéma ? a. évaporation b. condensation c. fusion

2.

Le nombre atomique Z du fluor vaut : a. 9 b. 19 c. 7

3.

L’isotope 31 de l’atome de phosphore comprend : a. 15 p+ / 15 e– / 16 n° b. 16 p+ / 16 e– / 15 n° c. 15 p+ / 15 e– / 31 n°

Gouttelettes d'eau

Carafe sortie du congélateur

4. La molécule constituée d’un atome de calcium et de deux groupements OH correspond à la formule moléculaire : a. Ca2(OH) b. Ca(O2H2) c. Ca(OH)2 5.

Un cation est un atome ou un groupement d’atomes : a. chargé positivement b. chargé négativement c. non chargé

6.

La masse moléculaire relative de Ba3(PO4)2 vaut : a. 232 g b. 602 c. 602 u

7. La formule moléculaire de la substance dont les molécules sont constituées d’atomes H et de groupements PO4 est : a. H3PO4 b. HPO4 c. H3(PO)4 8. La formule moléculaire de la substance dont les molécules sont constituées d’atomes de zinc et d’atomes de chlore est : a. ZnCl b. Zn2Cl c. ZnCl2

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P. 50 9.

207

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Série 1

Évaluation

Les câbles électriques sont constitués de cuivre car le cuivre est : a. un métal bon conducteur d’électricité b. un solide isolant c. non malléable

10. Parmi les différents échantillons de matière suivants, le mélange hétérogène est : a. eau + grenadine b. air c. eau + sable 11. Pour séparer les divers liquides d’un mélange de liquides miscibles, il faut nécessairement : a. décanter b. distiller c. filtrer 12. La combustion est : a. un phénomène chimique b. un phénomène physique c. une propriété chimique 13. Parmi les équations suivantes, celle qui n’est constituée que de corps composés est : a. C12H22O11 12 C + 11 H2O b. N2 + 3 H2 2 NH3 c. CaCO3 CaO + CO2 14. L’équation pondérée représentant une réaction de décomposition est : a. 2 H2O 2 H2 + O2 b. H2O H2 + O2 c. N2 + 3 H2 2 NH3 15. La masse de SO3(g) formée lors de l’oxydation de 200 dm3 (CNTP) de SO2(g) en présence d’O2(g) est (avec un rendement de 100%) : a. 714 g b. 8,92 g c. 80 g 16. Parmi les oxydes suivants, l’oxyde basique est : a. N2O3 b. CaO c. CO 17. L’équation représentant une réaction non rédox est : a. 2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O ZnSO4 + H2 b. Zn + H2SO4 c. 2 Li + S Li2S

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207

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18. Dans la réaction représentée par l’équation  : H2 + CuO est : a. H b. CuO c. H2O

Série 1

Évaluation

P. 51

H2O + Cu, le produit de l’oxydation

19. La masse d’oxyde de calcium obtenue par la combustion de 20,04 g de calcium est : a. 36,06 g b. 28,04 g c. 14,02 g 20. Une liaison covalente polarisée résulte de la mise en commun de 2 électrons célibataires et du partage de cette paire d’électrons : a. entre deux atomes d’électronégativité différente b. entre un atome et une molécule d’eau c. entre deux atomes d’électronégativité équivalente 21. Le LiBr se dissocie en solution aqueuse en : a. Li+ + OH– b. Li– + Br+ c. Li+ + Br– 22. La proposition correcte est : a. lors d’une électrolyse, il y a transformation d’énergie électrique en énergie chimique b. lors d’une électrolyse, il y a transformation d’énergie chimique en énergie électrique c. lors d’une électrolyse, il y a transformation d’énergie calorifique en énergie électrique 23. Sachant qu’il a fallu ajouter 35,6 ml d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration 0,165 mol.l–1 pour neutraliser 25,0 ml d’une solution d’acide nitrique, la concentration molaire de cette dernière solution vaut : a. 6,6 mol/l b. 0,235 mol/l c. 0,165 mol/l

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Série 1

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207

P. 52

Évaluation

Cochez l’alternative correcte sur la grille suivante et recopiez soigneusement ce choix sur la feuille de devoir à renvoyer à l’EAD. 1.

a

b

c

9.

a

b

c

17.

a

b

c

2.

a

b

c

10.

a

b

c

18.

a

b

c

3.

a

b

c

11.

a

b

c

19.

a

b

c

4.

a

b

c

12.

a

b

c

20.

a

b

c

5.

a

b

c

13.

a

b

c

21.

a

b

c

6.

a

b

c

14.

a

b

c

22.

a

b

c

7.

a

b

c

15.

a

b

c

23.

a

b

c

8.

a

b

c

16.

a

b

c

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Série 1

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Devoir

Complétez ce formulaire : NOM : .......................................................................... Prénom : ....................................................... Adresse : Rue ..................................................................................................... N° .......................... Code postal : . .............. Localité : . ..................................................................................................... N° d’inscription EAD : . .................................... Numéro du professeur : .......................................... Ce devoir est envoyé le : ..................................................................................................................... Reportez vos réponses sur cette feuille. Avez-vous agrafé en page 1 la feuille éditée par le Service et reprenant vos adresse et code à barres ? Ce devoir est arrivé chez votre professeur le : ....................................................................................

Devoir de la série 1 Cochez l’alternative correcte : 1.

a

b

c

9.

a

b

c

17.

a

b

c

2.

a

b

c

10.

a

b

c

18.

a

b

c

3.

a

b

c

11.

a

b

c

19.

a

b

c

4.

a

b

c

12.

a

b

c

20.

a

b

c

5.

a

b

c

13.

a

b

c

21.

a

b

c

6.

a

b

c

14.

a

b

c

22.

a

b

c

7.

a

b

c

15.

a

b

c

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a

b

c

8.

a

b

c

16.

a

b

c

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Cette feuille vous est réservée

Vous pouvez y inscrire vos remarques, suggestions, questions, critiques, ... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................... 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Fiche INDIVIDUELLE N° d’inscription : À remplir avec soin et à JOINDRE AU 1.

PREMIER DEVOIR

Nom : ..................................................................................................................................................... Prénom : ................................................................................................................................................ Adresse :................................................................................................................................................ Code postal : ...................... Commune : ............................................................................................... E-mail : .................................................................................................................................................. Date de naissance : ....................................... N° de tél. : ..................................................................... État civil : ..................................................... Nbre d’enfants : ............................................................ Profession ou occupations : .................................................................................................................. Études faites : ........................................................................................................................................ Diplôme(s) obtenu(s) : ..........................................................................................................................

2. Pourquoi avez-vous choisi ce cours ? ............................................................................................................................................................... ............................................................................................................................................................... ............................................................................................................................................................... Est-ce : de votre propre initiative ? oui/non (1) sur le conseil de votre employeur ? oui/non (1)

Ce cours peut-il apporter une amélioration ou une promotion dans le cadre de votre travail ? oui/non (1) De combien de temps disposez-vous par semaine pour l’étude de cette matière ? Avez-vous quelqu’un dans votre entourage qui puisse vous aider ? oui/non (1)

3. A) Avez-vous déjà suivi un cours de chimie ? oui/non (1) à quel niveau ? (exemple : rénové, technique) À quand remonte cette (ces) formation(s) ?

B) Signalez à votre professeur les particularités vous concernant qui sont susceptibles d’influencer vos études (notamment handicap physique, maladie, difficultés professionnelles, économiques, langue maternelle autre que le français, etc.) …………………………………………………………………………………………................



(1) Biffez la mention inutile.

Communauté française de Belgique

Module 207

ENSEIGNEMENT À DISTANCE

Chimie minérale

Annexes

Jury de l’enseignement secondaire supérieur Niveaux A et B

Annexes au module 207

à joindre au premier fascicule

Juin 2008 © Enseignement à distance - Ministère de la Communauté française de Belgique

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Annexes

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Contenu

Table des matières I. Référentiels n Le savoir n Le savoir-faire II. Méthode de travail III. Structure du module n Organisation des séries n Organisation des leçons IV. Glossaire V. Formulaire et tables n Formulaire n Unités et facteurs de conversion n Tables VI. Bibliographie

3 3 4 5 7 7 7 8 12 12 13 14 23

L’Enseignement à Distance s’est efforcé de respecter les prescriptions légales relatives aux droits d’auteur et de contacter les ayants droit. Toute personne qui se sentirait lésée et qui souhaiterait faire valoir ses droits est priée de se faire connaître. Éditeur responsable M. Denis Van Lerberghe Directeur

Direction de l’Enseignement à Distance Téléphone : 02/690 82 82 Courriel : [email protected]

Ministère de la Communauté française de Belgique - Administration générale de l’Enseignement et de la Recherche scientifique Boulevard du Jardin Botanique 20-22 – 1000 Bruxelles Dépôt légal : D/2006/10.930/01 © Enseignement à distance - Ministère de la Communauté française de Belgique

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Référentiels

P. 3

I. Référentiels Le module 207 couvre les matières prévues au programme du Jury de l’Enseignement secondaire supérieur général de la Communauté française et de l’enseignement de promotion sociale en ce qui concerne la chimie minérale. La chimie organique fait l’objet du module 208. Attention ! Les épreuves du Jury de l’Enseignement secondaire supérieur reprennent les matières des modules 207 et 208.

n Le savoir Le programme de chimie peut être abordé soit au niveau A (3), soit au niveau B (1). Dans le module 207, comme dans le module 208, le contenu des leçons correspond aux notions à connaître au niveau B. Pour atteindre les objectifs du niveau A, en plus de toutes les leçons, il faut également étudier le contenu de certaines annexes qui sont facilement repérables grâce à la notation « indispensable pour le jury (niveau A) » en dessous de leur titre. Niveau B

     

Niveau A



Notions à connaître Équilibres moléculaires et équilibres ioniques : - réactions réversibles et lois de déplacement d’équilibre  - principe de Le Chatelier, loi d’action de masse - réactions de précipitation, solubilité et produit de solubilité - réactions acide-base : définitions d’Arrhénius et de Brönsted - définition du pH et échelle de pH - calcul du pH de solutions aqueuses de bases et d’acides forts - pH de solutions de sels mélangés avec des acides ou des bases (effet tampon) - réactions rédox : interprétation à l’aide de notions de transfert d’électrons, de réducteur, oxydant, réduction, oxydation - détermination des nombres d’oxydation et de leur variation - analyse et équilibration d’équations ioniques de réactions en milieux neutre et acide - principes de dosages : a) d ’acides par les bases et réciproquement (courbes de neutralisation), choix des indicateurs b) d ’oxydo-réduction



     





 

 













Thermochimie : - réactions endothermiques, exothermiques, athermiques : exemples et interprétation à l’aide de la notion d’enthalpie - enthalpie de réaction, loi de Hess



Cinétique : - vitesse de réaction, facteurs permettant de la faire varier



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P. 4

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Annexes

Référentiels

n Le savoir-faire Tout au long des leçons, les récipiendaires seront interrogés sur leur capacité à : - restituer (c’est-à-dire reproduire de mémoire) des termes, des règles, des formules, des définitions avec leurs propres mots; - trouver une (ou des) information(s) en rapport avec un problème posé ou un phénomène étudié, dans un texte, un schéma; - expliquer un phénomène, une situation donnée, en se référant à des notions, des règles, des lois; - décrire une expérience permettant d’établir une propriété, une formule, une loi donnée; - appliquer une règle, une formule, une procédure, une loi dans une situation donnée. Remarques Dans le cas particulier de la résolution d’un problème de chimie, le récipiendaire doit être capable de : - distinguer les données utiles des inconnues; - faire le lien entre le problème posé et les notions théoriques évoquées; - décrire les étapes de la résolution; - effectuer les transformations des formules et des unités ainsi que les différentes opérations mathématiques; - fournir la (les) réponses(s) attendue(s) et discuter de sa (leur) pertinence. Et plus particulièrement : 1. Équilibres moléculaires et équilibres ioniques : Être capable de : - interpréter l’effet sur l’équilibre réactionnel de la température, de la pression, de la masse, de la concentration; - établir l’équation de dissociation ionique de sels, d’acides, de bases; - établir l’expression du produit de solubilité; - utiliser l’expression du produit de solubilité pour prévoir une précipitation éventuelle; - établir l’expression du pH de solutions d’acide fort, de base forte, d’acide faible et de base faible; - calculer le pH de ces solutions; - utiliser l’échelle de pH pour vérifier la concordance entre les résultats calculés et les caractéristiques de la solution. 2. Thermochimie : Être capable d’interpréter un graphique de variation d’enthalpie au cours de la réaction.

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Méthode

P. 5

II. Méthode de travail Nous vous conseillons de bien respecter l’ordre des séries, de même que l’ordre des leçons dans chaque série. Chaque série constitue un prérequis pour l’étude de la série suivante. Soyez rigoureux quand vous apprendrez les notions élémentaires, respectez bien l’écriture des symboles et étudiez en refaisant les exercices rencontrés dans le cours. 1. Nous vous suggérons de vous définir un rythme de travail, ni trop rapide (car votre étude ne serait que superficielle), ni trop lent (car l’étude est alors inutile). Étudier une série toutes les trois semaines nous semble un bon rythme. 2. Suivez rigoureusement le « chemin d’étude » qui vous est proposé : - les séries étant divisées en leçons, prenez connaissance de cette division avant de commencer l’étude d’une série donnée; - pour vous familiariser avec la série ou la leçon que vous allez étudier, lisez d’abord le plan qui vous est présenté. En prendre connaissance vous aidera dans votre apprentissage. 3.

Lorsque vous êtes prêt à aborder une leçon : - établissez un plan (horaire) d’étude et respectez-le; - étudiez dans le calme et le silence; - lisez et relisez le contenu, ne l’abandonnez que lorsque vous en aurez bien compris le sens; - étudiez tout particulièrement le résumé; la maîtrise de cette synthèse conditionnera l’apprentissage de la leçon suivante.

L’étude de chaque leçon comporte trois stades : a) compréhension du texte; b) mémorisation des définitions et des notions principales vues au cours de la leçon; c) résolution de problèmes. Comme la chimie s’étudie plus facilement lorsque l’on peut l’expérimenter soi-même, nous vous conseillons de le faire chaque fois que cela est signalé dans le cours. N’oubliez pas de vous rendre compte de l’utilisation de votre acquis et de contrôler votre travail par la réalisation des exercices (activités) que vous devez faire par écrit. Comparez ensuite vos réponses à celles fournies dans le corrigé. 4. Abordez ensuite les travaux d’autocontrôle (T.A.C.) : - lorsque vous arrivez aux travaux d’autocontrôle en fin de leçon, faites-les immédiatement, ne les remettez pas à plus tard; - avant de les faire, relisez le résumé de la leçon correspondante; - dans tous les cas, vous devrez avoir fait les travaux d’autocontrôle et les avoir réussis avec un score d’au moins 8/10 avant de passer à la leçon suivante; - comparez toujours vos réponses à celles qui se trouvent dans le corrigé commenté qui suit les travaux d’autocontrôle. Après chaque corrigé, vous trouverez des explications qui vous permettront de comprendre et de corriger vos erreurs. À la fin de chaque série, nous vous proposons un devoir que vous enverrez à l’EAD. Après réception du devoir corrigé, vous pourrez examiner les corrections et éventuellement revoir la théorie correspondante.

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Annexes

Méthode

5. Les devoirs a. Chaque série se termine par un DEVOIR que vous devrez effectuer puis renvoyer à l’EAD (pour votre correcteur). Ne renvoyez qu’un seul devoir à la fois et attendez le retour du devoir corrigé précédent pour envoyer le devoir suivant. L’envoi du devoir conditionne la poursuite du cours. En effet, dès sa réception, vous recevrez la série suivante.

b. L’énoncé des devoirs se trouve à la fin de la série. Cochez l’alternative correcte sur la grille prévue à cet effet et recopiez ce choix sur la feuille de DEVOIR que vous renverrez à l’EAD.



c. Pour chaque devoir, vous trouverez une feuille sur laquelle votre code à barres est imprimé (ainsi que votre adresse). Vous devez également joindre cette feuille en l’agrafant à la feuille du devoir. Un emplacement y est d’ailleurs réservé pour l’appréciation et un commentaire de votre professeur. C’est aussi sur cette feuille comportant votre code à barres que votre professeur répondra à vos questions éventuelles.



Les devoirs comportent : - le numéro de la série; - le cadre à compléter avec votre nom, votre adresse, votre numéro d’inscription à l’EAD, le numéro du professeur correcteur ainsi que la date d’envoi du devoir; - les numéros des questions et, en général, 3 propositions de réponses pour chaque question. Vous devez en choisir une parmi celles qui vous sont proposées; - au verso de la feuille du devoir, vous pouvez inscrire vos remarques, suggestions, questions, critiques ...



 Lors de votre premier devoir, vous renverrez également votre fiche individuelle que vous remplirez avec soin. Elle se trouve juste après la feuille du devoir.  Le premier devoir à envoyer comportera trois feuilles : la feuille avec votre code à barres, la feuille du devoir et la feuille relative à votre fiche individuelle.  Les autres devoirs ne comporteront que deux feuilles : la feuille avec votre code à barres et la feuille du devoir. Remarques générales pour la rédaction des devoirs : => Lisez attentivement l’énoncé des questions afin d’éviter une mauvaise interprétation. => La rédaction du devoir doit s’effectuer manuel fermé. Notez au brouillon les éléments de votre réponse puis vérifiez-les à partir de vos notes de cours. Ensuite cochez la réponse choisie sur la feuille du devoir.

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Annexes

Structure

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III. Structure du module Le module 207 est divisé en 7 séries. Chaque série contient une ou plusieurs leçons. Un glossaire de chimie minérale est à votre disposition dans cette annexe. Toutes les unités utilisées dans ce cours sont des unités légales dans le système international (SI). Elles sont définies par la loi du 16 juin 1970, mise en vigueur par l’arrêté royal du 14 septembre 1970 (moniteur du 02.09.1970 et du 27.11.1970). Il est en effet fondamental que tout le monde puisse utiliser les mêmes symboles et les mêmes unités afin que l’on puisse se comprendre et échanger des informations scientifiques. Vous trouverez dans cette annexe un récapitulatif des différentes unités utilisées dans ce cours.

n Organisation des séries Toutes les séries présentent la même organisation : 1. En première partie, la présentation de la série, les objectifs et leur justification avec des arguments de motivation pour les atteindre, la place de cette série dans le module, le plan et les prérequis de celle-ci. 2. En deuxième partie, les développements des différentes leçons de la série. 3. En troisième partie, une synthèse de la série rassemble les principaux éléments de connaissance étudiés. 4. En quatrième partie, l’évaluation de la série avec les travaux d’autocontrôle et leur corrigé commenté, et enfin un devoir de fin de série à renvoyer à l’EAD.

n Organisation des leçons Les séries comportent une ou plusieurs leçons structurées, elles aussi, selon le même canevas. Chaque leçon débute par une introduction (motivation, objectifs, plan de la leçon, prérequis de la leçon) suivie du contenu avec l’exposé de la matière et la synthèse. À la fin de chaque leçon, vous aurez la possibilité d’évaluer votre apprentissage par le biais de travaux d’autocontrôle et de leur corrigé commenté.

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Glossaire

IV. Glossaire Acide : voir Arrhénius et Brönsted (acide de). Utilisé seul, « acide » signifie en général acide de Brönsted. Acide (fort, faible) : voir Fort (acide) et Faible (acide). Anion : ion chargé négativement. Anode : électrode où se produit l’oxydation. Aqueuse (solution) : solution dans laquelle le solvant est l’eau. Arrhénius (acide d’) : composé qui libère des ions hydrogène H+ dans l’eau. Arrhénius (base d’) : composé qui libère des ions hydroxyde OH– dans l’eau. Atome : plus petite quantité d’un élément qui possède les propriétés chimiques caractéristiques de cet élément. C’est un noyau entouré d’électrons. Avogadro (nombre d’) : nombre d’objets NA dans une mole (NA = 6,022.1023). Base : voir Arrhénius et Brönsted (base de). Employé seul, « base » signifie en général base de Brönsted. Base (forte ou faible) : voir Forte (base) ou Faible (base). Brönsted (acide de) : donneur de protons (source d’ions hydrogène). Brönsted (base de) : accepteur de protons (substance capable de fixer les ions hydrogène). Brönsted (équilibre de) : équilibre acide 1 + base 2 base 1 + acide 2 Capacité calorifique : constante de proportionnalité qui relie la quantité de chaleur fournie à un objet à l’augmentation de température produite. Catalyseur : substance qui augmente la vitesse d’une réaction sans être consommée par la réaction. Cathode : électrode où se produit la réduction. Cation : ion chargé positivement. Chaleur : énergie transférée entre un système et son environnement à cause d’une différence de température ou d’une réaction exo- ou endothermique. Cinétique chimique : étude de la vitesse des réactions et de l’influence des conditions expérimentales sur ces réactions. Combustion : réaction chimique entre un combustible et un comburant, souvent l’oxygène. Les combustions sont des réactions d’oxydo-réduction. Concentration massique : masse de soluté par litre de solution. Concentration molaire : nombre de moles de soluté par litre de solution. Conditions normales (de température et de pression) : en abrégé NTP (ou CNTP) : 0°C (273,15 K) et 1,013.105 Pa (1 atm). Conjugué (acide) : acide de Brönsted, formé lorsqu’une base de Brönsted accepte un proton.

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Annexes

Glossaire

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Conjuguée (base) : base de Brönsted, formée lorsqu’un acide de Brönsted cède un proton. Constante d’acidité Ka : constante d’équilibre relative à la dissociation ionique d’un acide de Brönsted. C’est une mesure de la force de l’acide. Constante de basicité Kb : constante d’équilibre relative à la dissociation ionique d’une base de Brönsted. C’est une mesure de la force de la base. Constante d’équilibre Kc : constante caractéristique de la composition à l’équilibre d’un mélange réactionnel. Sa forme est donnée par la loi d’action de masse. Corrosion : oxydation d’un métal par l’oxygène de l’air en présence d’humidité. Demi-réactions : réactions hypothétiques au cours desquelles une oxydation ou une réduction ont lieu séparément. La somme des équations des deux demi-réactions est l’équation de la réaction globale. Dissociation : rupture d’une liaison chimique. Dissociation ionique : séparation des ions constituant un composé ionique se produisant dans un solvant polaire. Dissociation ionique d’un acide : don d’un proton par une molécule d’acide neutre et formation de la base conjuguée de l’acide (un anion dans ce cas). Dynamique (équilibre) : état dans lequel un processus (changement d’état, réaction chimique) et son inverse se produisent tous deux à des vitesses égales. Électrochimie : branche de la chimie qui traite de la production d’électricité à l’aide de réactions chimiques, de la force relative des oxydants et des réducteurs, et de l’utilisation de l’électricité pour la production d’effets chimiques. Électrode : l’un des deux contacts reliant une cellule électrochimique et un circuit électrique extérieur. Électrolyse : processus au cours duquel le passage d’un courant électrique à travers une substance ou sa solution produit une réaction chimique. Électrolyte : composé dont la solution est conductrice du courant électrique, grâce aux ions qu’elle contient. Un électrolyte faible se dissout dans l’eau en se dissociant partiellement en ions, alors qu’un électrolyte fort se dissout en se dissociant totalement en ions. électronégativité : tendance d’un atome à attirer les électrons de la liaison dans laquelle il est engagé. Endothermique (réaction) : réaction qui consomme de la chaleur (∆H > 0). Énergie : capacité à produire du travail ou de la chaleur. L’énergie cinétique est l’énergie due au mouvement, l’énergie potentielle est l’énergie qui résulte de la position et de l’interaction mutuelle des différentes particules. Enthalpie (variation d’) ∆H : chaleur mise en jeu lors d’une réaction à pression constante. Enthalpie standard de formation ∆H°f : enthalpie standard de la réaction de synthèse d’une mole de la formule stœchiométrique d’une substance, à partir de ses éléments pris dans leur état le plus stable et sous une pression égale à 1,013.105 Pa. Enthalpie standard de réaction ∆H° : différence d’enthalpie entre les produits d’une réaction dans leur état standard et les réactifs dans leur état standard.

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Entropie : une mesure du désordre du système. Exothermique (réaction) : réaction qui produit de la chaleur (∆H < 0). Faible (acide ou base) : caractère d’un acide (ou d’une base) dont la constante Ka (Kb) est très inférieure à 1 et qui n’est pas dissocié(e) de façon appréciable en solution. Fonction d’état : propriété qui ne dépend que des conditions initiales et finales d’une transformation chimique ou physique, et pas du chemin suivi (conditions expérimentales) pour la transformation. Fort(e) (acide ou base) : acide (ou base) qui se dissocie totalement en solution. Gaz parfait : gaz dont la pression P, le volume V et la température T vérifient la loi P.V = n.R.T où n est le nombre de moles de gaz. Hess (loi de) : l’enthalpie d’une réaction est la somme des enthalpies de toute série de réactions (à la même température et à la même pression) en laquelle on peut décomposer la réaction citée. Hydrophile : substance qui attire l’eau. Hydrophobe : substance qui repousse l’eau. Indicateur coloré : substance qui possède deux formes de couleurs différentes. Par exemple, une forme acide et une forme basique (indicateur acide-base) ou une forme oxydée et une forme réduite (indicateur rédox). Ion : atome ou groupe d’atomes qui porte une ou plusieurs charges électriques unitaires positives ou négatives. Ion commun (effet d’) : diminution de la solubilité d’un sel en présence d’un autre sel, lorsque les deux sels possèdent un ion commun. Ion spectateur : ion présent dans un milieu réactionnel et ne prenant pas part à la réaction. Ionisation : réaction d’arrachement d’un électron à une espèce gazeuse isolée (atome, ion, molécule) pour donner l’espèce ionisée correspondante. Loi de conservation de l’énergie : l’énergie ne peut être ni créée, ni détruite. Loi d’action de masse : soit la réaction a A + b B concentrations vérifient :

Kc =

c C + d D, à l’équilibre, les

[C]c [D]d [A]a [B]b

Masse atomique : masse moyenne des atomes dans un échantillon naturel de l’élément. Masse moléculaire : masse moyenne d’une molécule d’un composé moléculaire. Mélange : coexistence de différentes substances, séparables par des méthodes physiques. Molaire : rapporté à une mole. Exemple : la masse molaire est la masse d’une mole, le volume molaire est le volume d’une mole. Molarité : concentration molaire d’une solution. Mole : nombre d’atomes contenus dans exactement 12 g de carbone 12. C’est le nombre d’Avogadro.

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Oxydant : substance qui provoque l’oxydation (et se trouvant elle-même réduite) au cours d’une réaction rédox. Oxydation : réaction avec augmentation du nombre d’oxydation par perte d’un ou de plusieurs électrons. L’oxydation est subie par le réducteur. Oxydoréduction : voir rédox. pH (d’une solution) : opposé du logarithme décimal de la concentration de l’ion hydronium dans cette solution; pH = – log [H3O+]. Une solution acide a un pH < 7, une solution basique a un pH > 7, une solution neutre a un pH = 7. Précipitation : processus au cours duquel le produit d’une réaction apparaît dans la solution sous forme d’un composé solide finement divisé, qu’on appelle « précipité ». Pression : force exercée par unité de surface. Pression partielle : pression qu’un gaz d’un mélange exercerait sur les parois du récipient s’il occupait seul ce récipient. Principe de Le Chatelier : dans un système en équilibre, toute modification d’un des facteurs régissant cet équilibre le modifie dans un sens qui tend à s’opposer à cette modification. Produit de solubilité Ks : produit des concentrations molaires des ions d’une solution saturée. C’est la constante d’équilibre de la dissolution d’un sel. Rédox (couple) : substances réduites et oxydées qui prennent part à une demi-réaction de réduction ou d’oxydation. On symbolise le couple par Ox/Red, dans lequel Ox est l’oxydant et Red le réducteur. Rédox (réaction) : réaction au cours de laquelle ont lieu simultanément une oxydation et une réduction, c’est-à-dire un transfert d’électron(s) entre un réducteur, donneur d’électron(s), et un oxydant, accepteur d’électron(s). Réducteur : substance qui provoque la réduction (et devient elle-même oxydée) au cours d’une réaction rédox. Réduction : réaction avec diminution du nombre d’oxydation par gain d’un ou de plusieurs électrons. La réduction est subie par l’oxydant. Saturé : voir solution saturée. Solubilité s (d’une substance) : concentration molaire d’une solution saturée d’une substance. Soluté : substance dissoute dans un solvant. Solution : mélange homogène liquide, en général d’une petite quantité d’une substance (le soluté) et d’une grande quantité d’une autre substance (le solvant). Solution aqueuse : solution dans laquelle le solvant est l’eau. Solution saturée : solution dans laquelle on ne peut pas dissoudre plus de soluté. Le soluté dissous et le soluté non dissous y sont en équilibre dynamique. Solvant : constituant le plus abondant d’une solution. Solvaté : entouré de molécules de solvant et lié à elles (hydraté est un cas particulier dans lequel le solvant est l’eau). Stœchiométrique (coefficient) : nombre qui précède la formule chimique d’une substance dans une équation chimique.

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Formulaire

V. Formulaire et tables n Formulaire [C]c . [D]d La constante d’équilibre  Kc = [A]a . [B]b pour l’équilibre :

aA+bB

Le coefficient de dissociation

cC+dD =

ndiss ntot

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