l’état initial 1.1 Masse molaire M et quantit&eacute

Texte intégral

(1)Classe de première. SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE COURS. Wulfran Fortin - rév. 2021.

(2) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e. ii.

(3) Table des matières 1 Détermination de la composition d’un système chimique à l’état initial 1.1 Masse molaire M et quantité de matière n . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.2 Spectroscopie d’absorbance . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.3 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 1 1 4 6. 2 Suivi et modélisation de l’évolution d’un système chimique 2.1 Réaction d’oxydo-réduction . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.2 Tableau d’avancement . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.3 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 7 7 8 9. 3 Détermination d’une quantité de matière grâce à une transformation chimique 3.1 Titrage par suivi colorimétrique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3.2 Dosage des ions Fe2+ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3.3 Dosage du diiode I2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3.4 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. 13 13 14 15 16. 4 De la structure à la polarité d’une entité 4.1 Schéma de Lewis d’une entité . . . . . 4.2 Géométrie d’une entité . . . . . . . . . . 4.3 Électronégativité des atomes . . . . . . 4.4 Polarisation d’une liaison chimique . . 4.5 Polarité d’une molécule . . . . . . . . . 4.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. 17 17 19 21 22 22 22. 5 De la structure des entités à la cohésion et à la solubilté/miscibilité d’espèces chimiques 5.1 Cohésion des solides . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.2 Cohésion des solides ioniques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.3 Cohésion des solides moléculaires . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.4 Dissolution des solides ioniques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.5 Solubilité d’une espèce dans un solvant . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.6 Extraction solvant solvant . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.7 Hydrophilie, lipophilie et amphiphilie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.8 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . .. 23 23 23 23 24 26 26 27 28. 6 Structure des entités organiques 6.1 Molécules organiques . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.2 Formule brutes et semi-développées . . . . . . . . . 6.3 Squelette carboné saturé . . . . . . . . . . . . . . . . 6.4 Groupes caractéristiques et familles fonctionnelles 6.5 Spectroscopie infrarouge . . . . . . . . . . . . . . . 6.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . .. 29 29 29 29 30 32 33. 7 Synthèse d’espèces chimiques organiques 7.1 Étapes d’un protocole . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7.2 Rendement de synthèses . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7.3 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 35 35 37 37. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. iii. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . ..

(4) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e 8 Conversion de l’énergie stockée dans la matière organique 8.1 Les combustibles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8.2 Problématiques liées aux combustibles . . . . . . . . . . . . 8.3 Combustion en chimie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8.4 Réaction exothermique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8.5 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. 39 39 39 40 40 42. 9 Interactions fondamentales et notion de champ 9.1 Interaction électrostatique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9.2 Interaction gravitationnelle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9.3 Analogies entre interactions de gravitation et électrostatique 9.4 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. 43 43 45 46 46. 10 Description d’un fluide au repos 10.1 Les fluides . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10.2 Description qualitative d’un fluide . . . . . . . . . . . . . . 10.3 Force de pression . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10.4 Loi de Boyle et Mariotte - XVIIesiècle . . . . . . . . . . . . 10.5 Loi fondamentale de la statique des fluides - XVIIesiècle 10.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. 47 47 47 48 48 49 49. 11 Mouvement d’un système 11.1 Vecteur vitesse . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.2 Vecteur variation de vitesse . . . . . . . . . . . . . . . . 11.3 Variation de la vitesse et résultante des forces . . . . . 11.4 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.5 Exemples de mesures de vecteurs variation de vitesse. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. . . . . .. 51 51 52 53 54 54. 12 Aspects énergétiques des phénomènes électriques 12.1 Courant électrique . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12.2 Source réelle de tension continue . . . . . . . . . 12.3 Puissance et énergie . . . . . . . . . . . . . . . . . 12.4 Effet Joule . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12.5 Rendement d’un convertisseur . . . . . . . . . . . 12.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. . . . . . .. 59 59 60 60 61 61 62. 13 Aspects énergétiques des phénomènes mécaniques 13.1 Énergie cinétique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13.2 Travail d’une force . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13.3 Forces conservatives . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13.4 Forces non conservatives . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13.5 Théorème de l’énergie cinétique . . . . . . . . . . . . . . . . 13.6 Énergie potentielle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13.7 Énergie mécanique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13.8 Conservation et non conservation de l’énergie mécanique 13.9 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. . . . . . . . . .. 63 63 63 65 66 67 68 68 68 70. . . . .. 71 71 72 72 74. 15 Images et couleurs 15.1 Optique géométrique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15.2 Colorimétrie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15.3 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 75 75 78 79. 14 Ondes mécaniques 14.1 Onde mécanique progressive 14.2 Célérité d’une onde et retard 14.3 Onde mécanique périodique 14.4 Fiche d’exercices corrigés . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. iv. . . . .. . . . .. . . . . . .. . . . .. . . . . . .. . . . .. . . . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . ..

(5) TABLE DES MATIÈRES 16 Optique ondulatoire 16.1 Ondes électromagnétiques 16.2 Le photon . . . . . . . . . . . 16.3 Interaction onde-matière . 16.4 Fiche d’exercices corrigés .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. v. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. . . . .. 81 81 82 82 84.

(6) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e. vi.

(7) Chapitre 1. Détermination de la composition d’un système chimique à l’état initial Pour calculer cette masse molaire, il faut connaître la formule brute de l’espèce chimique pour faire l’inventaire des atomes présents. Ensuite, connaissant les masses molaires atomiques, on peut calculer la masse molaire de l’espèce chimique.. Introduction La chimie a pour objectif de modifier des molécules lors de réactions. Il faut être capable de compter rapidement les molécules mises en présences dans le milieu réactionnel. Ce chapitre présente deux outils pour faire cela : le concept de masse molaire qui permet de compter en pesant, et une technique expérimentale de mesure de concentration molaire : la spectrophotométrie d’absorption.. 1.1. Masse molaire M et quantité de matière n. 1.1.1. Masse molaire atomique. Exemple Le saccharose est le sucre alimentaire que l’on trouve dans nos cuisines. Il a pour formule brute C12 H22 O11 , donc une molécule de saccharose contient 12 atomes de carbone, 22 atomes d’hydrogène et 11 atomes d’oxygène, donc pour une mole de saccharose, on aura 12 moles d’atomes de carbone, 22 moles atomes d’hydrogène et 11 moles atomes d’oxygène. On peut alors calculer la masse molaire moléculaire du saccharose M (C12 H22 O11 ) =. Définition La masse molaire atomique M est la masse d’une mole d’atomes identiques de masse individuelle matome en g. Elle est exprimée en g.mol −1 .. 12 × M (C) + 22 × M (H) + 11 × M (O) = 12 × 12.0 + 22 × 1.0 + 11 × 16.0 = 342 g.mol −1. M = NA × matome. 1.1.3 Exemple Un atome d’hydrogène a une masse mH = 1.66 × 10−24 g. Donc si on prend une mole d’atomes d’hydrogène, la masse M (H) de cette mole d’hydrogène sera. Définition Si on a un échantillon de masse m en g d’une espèce chimique de masse molaire moléculaire M en g.mol −1 alors la masse totale m de notre espèce chimique sera le produit entre la masse d’une mole de l’espèce par la quantité de matière n de cette espèce m= n×M. M (H) = NA × mH = 6.022 × 1023 × 1.66 × 10−24 g = 1.00 g pour une mole. On pourra alors utiliser cette formule pour déterminer la quantité de matière n présente dans un échantillon de masse m d’une espèce chimique de masse molaire moléculaire M en isolant le paramètre n dans l’équation précédente. = 1.00 g.mol −1 On retrouve la masse molaire atomique de chaque élément dans le tableau périodique.. 1.1.2. Quantité de matière n et masse molaire M. n=. Masse molaire d’une espèce chimique. Définition La masse molaire M d’une espèce chimique est la masse d’une mole de cette entité chimique.. m M. Exemple On a 1 kg de saccharose, calculons la quantité de matière n présente dans cet échantillon :. 1.

(8) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e m = 1 kg = 1 × 103 g et M = 342 g.mol −1 donc 1×103 g n = 342 g.mol −1 = 2.92 mol.. 1.1.4. — on peut calculer la masse m à partir de la définition de la concentration en masse Cm = m V en isolant m et on obtient m = Cm × V. Volume molaire d’un gaz. Définition Un gaz constitué d’une quantité de matière n d’atomes ou molécules occupe un volume V qui ne dépend que de la pression et de la température du gaz. La nature chimique du gaz n’a pas d’influence sur le volume occupé. Le volume occupé par une mole de gaz s’appelle le volume molaire Vm . On a la relation suivante entre le volume Vgaz occupé par une quantité de matière n de gaz et le volume molaire Vm. On utilise cette dernière équation et la précédente pour exprimer la quantité de matière n n=. Définition La quantité de matière n d’un soluté dans un volume V de solution de concentration en quantité de matière C s’obtient en isolant n dans la définition d’une concentration en quantité de matière n C= V donc n=C ×V. Vgaz = n × Vm Le volume molaire Vm dépend de la température et de la pression. En général, on prendra — Vm = 22.4 L.mol −1 à pression atmosphérique normale et 0o C (CNTP : Conditions Normales de Température et de Pression ) — Vm = 24 L.mol −1 à pression atmosphérique normale et à 20o C. Définition En comparant les deux méthodes précédentes pour calculer la quantité de matière n, on peut démontrer la relation suivante : C ×V Comme n = mM et n = C × V alors Cm × V =C ×V M. Exemple Calculons la quantité de matière de dioxygène présente dans 1 m3 de ce gaz dans les CNTP. On rappelle la conversion 1 m3 = 1000 L. Dans les CNTP Vm = 22.4 L.mol −1 , et comme Vgaz = n × Vm on peut isoler l’inconnue n n=. 1.1.5. Vgaz Vm. =. et en simplifiant par V on a C =. Cm M. ou encore. Cm = C × M. 1000 L = 44.6 mol 22.4 L.mol −1. 1.1.6. Formulaire. Résumé Le tableau 1.1 résume sur une page les formules importantes permettant de déterminer les quantités de matière présentes dans un échantillon selon l’état physique de la matière.. Concentration en quantité de matière. Définition Si on dissout une quantité de matière n (en mol) dans un solvant pour former un volume V (en L) de solution, alors on définit la concentration en quantité de matière C comme étant la quantité C=. Cm × V M. Exemples Voir la fiche d’exercices corrigés.. n V. et elle se mesure en mol.L −1 . Définition La quantité de matière n (en mol) d’un soluté contenue dans un volume V (en L) de solution de concentration en masse Cm (en g.L −1 ) se calcule de la façon suivante : — la quantité de matière n (en mol) peut se calculer par la formule suivante, si on connaît sa masse m (en g) et sa masse molaire M (en g.mol −1 ) : m n= M. 2.

(9) 3. prélèvement à l'aide de verrerie graduée ou jaugée. prélèvement d'un volume de gaz (il existe de nombreuses techniques). Gaz à la température T et à la pression p. prélèvement à l'aide de verrerie graduée ou jaugée. pesée. pesée. Technique de prélèvement. Solution de concentration C. Liquide pur. Solide en grain ou en poudre. État physique de l'espèce. Volume V (en L) du gaz. Volume V (en L) du liquide. Volume V (en L) du liquide. Masse m (en g) du liquide. Masse m (en g) du solide. Grandeur mesurée. volume molaire Vm en L.mol-1. concentration C en mol.L-1. masse du liquide m (g) d'après la masse volumique ρ. masse molaire M (g.mol-1) d'après la formule brute. masse molaire M (g.mol-1) d'après la formule brute. Grandeur calculée. Quantité de matière. CHAPITRE 1. DÉTERMINATION DE LA COMPOSITION D’UN SYSTÈME CHIMIQUE À L’ÉTAT INITIAL. Figure 1.1 – Détermination de la quantité de matière d’une espèce en fonction de son état physique.

(10) Spectroscopie d’absorbance. 1.2.1. Spectre de la lumière et formation des couleurs. la e de usé tre iff sse ec e d mi Sp ièr ans m r lu ou t. 1.2. lu Spe m ct iè re re in de l ci a de nt e. SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e. Spectre de la lumière blanche Surface de l'objet. Le spectre de la lumière visible (figure 1.2) est caractérisé par des longueurs d’ondes λ allant de 400 nm à 750 nm. La partie bleue du spectre va de 400 à 480 nm, le vert de 500 à 570 nm, et le rouge de 600 à 750 nm environ. En dessous de 350 nm débute le domaine des ultra violets, et au dessus de 750 nm le domaine de l’infra rouge.. Spectre de la lumière absorbée. Figure 1.3 – Principe de la formation des couleurs. L’objet est éclairé en lumière blanche, il absorbe la partie bleue du spectre, et réémet les parties rouges et vertes, donnant une teinte jaune à cet objet.. O. R. 1.2.3. Crédit: Wikipedia. Figure 1.2 – Spectre de la lumière visible. 1.2.4. Absorbance. Définition On éclaire une cuve de longueur l avec une lumière colorée (autour de la longueur d’onde λmax ). On mesure l’intensité I0 du faisceau traversant une cuve remplie de solvant, et l’intensité I du faisceau tranversant la cuve remplie d’une solution colorée de concentration C en mol.L −1 (figure 1.4). On appelle transmitance T le rapport T = II0 . Ce rapport varie de 0 % à 100 % . On appelle absorbance A la quantité. Synthèse des couleurs On peut simplifier le spectre en considérant que notre œil voit essentiellement les radiations bleues, vertes et rouges et recompose les couleurs intermédiaires. Ainsi on peut utiliser les règles qualitatives suivantes pour la composition des couleurs. — le mélange R + V + B donne du blanc — l’absence de lumière colorée donne du noir — le mélange R + B donne du magenta — le mélange R + V donne du jaune — le mélange B + V donne du cyan. A = log. I0 1 = log T I. En général, un spectrophotomètre fournit directement la valeur de A. Les ordres de grandeurs pour A vont de 0 à 4 pour de bons appareils de mesure.. Quand un objet est éclairé ou traversé par la lumière, il va absorber certaines couleurs et réémettre les couleurs non absorbées dont on verra le mélange. Notre perception des couleurs interprétera ce mélange réfléchi ou transmis par l’objet. Voir figure 1.3.. 1.2.2. Couleur d’une espèce en solution. Définition La couleur d’une espèce chimique éclairée par une lumière blanche est la couleur complémentaire de la couleur absorbée. Elle est le résultat du mélange des couleurs des radiations transmises.. 750. J. 620. 590. V. 570. B. 495. Violet. 450. 380. Le nanomètre (nm) correspond à un milliardième de mètre 1 nm = 1 ×10−9 m. 1.2.5. Loi de Beer-Lamber. Définition Une solution colorée de concentration C en mol.L −1 , traversée par un faisceau lumineux de longueur d’onde λmax sur une longueur l, en cm (figure 1.4), et de coefficient d’extinction molaire ε, en mol −1 .L.cm−1 vérifie la loi de Beer Lambert qui relie l’absorbance A de la solution à sa concentration C par la formule. Spectre d’absorption. Définition Le spectre d’absorption d’une espèce chimique décrit la manière dont la lumière incidente est absorbée par l’espèce en fonction de la longueur d’onde de la lumière. On trace un graphe de l’intensité lumineuse absorbée (ou transmise) en fonction de la longueur d’onde de la radiation lumineuse. Voir figure 1.5.. A=ε×l ×C ou de façon plus simple A= k×C. 4.

(11) CHAPITRE 1. DÉTERMINATION DE LA COMPOSITION D’UN SYSTÈME CHIMIQUE À L’ÉTAT INITIAL sorbance complet pour les plus évolués. C’est un appareil standard présent dans les laboratoires de chimie. Pour mesurer une absorbance au spectrophotomètre, on procède en plusieurs étapes : 1. déterminer la longueur d’onde λmax où l’absorbance est maximale (figure 1.5). 2. choisir cette longueur d’onde pour la couleur de la source lumineuse du spectrophotomètre 3. "faire le blanc", c’est-à-dire mesurer l’absorbance du solvant pur, qui servira de référence 4. mesurer l’absorbance de la solution Figure 1.4 – Mesure de l’absorbance d’une solution. Lors des mesures d’absorbances, il faut impérativement garder les faces des cuves propres et bien rincer une cuve ayant contenu une solution de forte concentration.. Figure 1.5 – Spectre d’absorption UV-Visible d’une solution de permanganate de potassium. L’absorbance maximale dans le visible se situe vers 528 nm (réf. The Royal Society of Chemistry) avec k un coefficient de proportionnalité. Cette loi permet de mesurer la concentration d’une solution colorée à partir de la mesure de son absorbance optique dans le visible. La loi de Beer Lambert fonctionne bien si les solutions sont suffisamment diluées sinon, il y a des interactions entre les molécules.. 1.2.6. Figure 1.6 – Schéma du spectrophotomètre visibleultraviolet CARY 60 de Agilent Technologies. Dosage par spectrophotométrie. Dosage par colorimétrie Un dosage consiste à mesurer la concentration d’une espèce chimique en solution.. Spectrophotomètre Le spectrophotomètre est un appareil de laboratoire qui permet de mesurer l’absorbance A d’une solution colorée, à une certaine longueur d’onde, en lumière visible, et parfois dans le proche ultra violet. Il contient une source de lumière colorée dont on peut régler la longueur d’onde, un support de cuve qui sera traversé par la lumière, un capteur de lumière pour mesurer l’intensité transmise et un système de calcul de l’absorbance. Les spectrophotomètres peuvent afficher l’absorbance pour les plus simples et tracer le spectre d’ab-. Pour doser une espèce colorée, on va réaliser une courbe d’étalonnage en traçant l’absorbance A en fonction de la concentration C. Voir figure 1.7. Ensuite, on mesure au spectrophotomètre l’absorbance de la solution inconnue et on en déduit graphiquement la valeur de la concentration.Voir figure 1.7.. 5.

(12) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e. Figure 1.7 – Absorbance en fonction de la concentration pour une solution de I2. 1.3. Fiche d’exercices corrigés. Scanner le QR Code 1.8 avec votre téléphone ou connectez vous sur http://physicus.free.fr/ qr/qr.php?qr=1PC-01.. Figure 1.8 – Fiche d’exercices du chapitre 1. 6.

(13) Chapitre 2. Suivi et modélisation de l’évolution d’un système chimique Exemples de couples oxydoréducteurs On indique le couple Ox/Red et la demi équation associée. On utilise le signe = à la place du signe −→ pour écrire la demi équation (table 2.1).. Introduction Les réactions d’oxydo réduction consistent au transfert d’électrons lors de la réaction chimique entre divers réactifs. Cette famille de réaction est de grande importance dans le domaine du vivant ainsi que des applications technologiques. Pour pouvoir prévoir l’évolution les quantités de réactifs et de produits lors d’une réaction chimique dont on connaît la l’équation de réaction, on utilise un outil mathématique appelé tableau d’avancement.. 2.1. Réaction d’oxydo-réduction. 2.1.1. Couple Oxydant Réducteur. Remarque Pour équilibrer certaines demi équation redox, il faut faire intervenir des ions H + , c’est à dire qu’il faudra être en milieu acide. Exemple de l’ion permanganate dans le couple M nO4− /M n2+ — On écrit simplement le début de la demi équation électronique M nO4− + e− = M n2+ — Comme il y a 4 atomes d’oxygène, on ajoute à droite 4 molécules d’eau H2 O M nO4− + e− = M n2+ + 4H2 O — On ajoute ensuite le nombre suffisant d’ions H + pour conserver l’élément hydrogène (ici 8) M nO4− + 8H + + e− = M n2+ + 4H2 O — Enfin, on ajoute le nombre nécessaire d’électrons pour avoir la conservation de la charge électrique M nO4− + 8H + + 5e− = M n2+ + 4H2 O. Définition Un réducteur est une espèce chimique capable de libérer un ou plusieurs électrons. Définition Un oxydant est une espèce chimique capable de capturer un ou plusieurs électrons.. 2.1.2 Définition Un couple oxydant/réducteur est formé par deux espèces chimiques qui sont reliées par une demi équation électronique (figure 2.1).. Réaction d’oxydo-réduction. Définition Une réaction d’oxydoréduction met en présence deux couples Ox/Red et un transfert d’électrons du réducteur d’un couple vers l’oxydant de l’autre couple. Pour équilibrer une telle réaction d’oxydoréduction, il est essentiel de bien retenir qu’il s’agit d’un transfert d’électrons. Ce transfert d’électron peut avoir lieu dans le mélange réactionnel, ou via un circuit électrique (cas des piles et les accumulateurs).. Figure 2.1 – Couple oxydoréducteur et demi réaction associée. Définition Pour établir l’équation bilan d’une réaction d’oxydoréduction, les étapes à suivre sont les suivantes. 7.

(14) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e Couple Ox/Red. Demi équation Redox. Fe2+ /Fe Cu2+ /Cu Ag + /Ag H3 O+ /H2 M nO4− /M n2+ C H3 C HO/C H3 C H2 OH etc .... Fe2+ + 2e− = Fe Cu2+ + 2e− = Cu Ag + + e− = Ag + H3 O + e− = 21 H2 + H2 O − M nO4 + 8H + + 5e− = M n2+ + 4H2 O C H3 C HO + 2H + + 2e− = C H3 C H2 OH etc .... Table 2.1 – Quelques couples Ox/red s’arrête. Ce réactif disparu en premier est le réactif limitant. On peut faire le bilan de matière de ce système chimique, c’est à dire faire l’inventaire des espèces en présence et donner les quantités de matière de chaque espèce. Une réaction chimique est décrite par une équation bilan qui donne les proportions dans les quelles les réactifs disparaissent pour former les produits, de manière à conserver la masse et la charge électrique de notre système chimique.. — écrire les demi équations électroniques de chaque couple Ox/Red et équilibrer ces demi équations — écrire ces demi équations de manière à avoir tous les réactifs à gauche — si nécessaire, multiplier les demi équations par des coefficients de manière à ce que tous les électrons d’une demi équation puissent être transférés à l’autre demi équation — sommer ces deux demi équations pour obtenir l’équation bilan de la réaction. Exemples. Exemple On fait réagir deux couples oxydoréducteurs Cu2+ /Cu et Al 3+ /Al. Les réactifs sont Al et Cu2+ . — On équilibre des demi équations Ox/Red Cu2+ + 2e− = Cu Al 3+ + 3e− = Al — On place les réactifs à gauche Cu2+ + 2e− = Cu Al = Al 3+ + 3e− — On multiplie de manière à échanger le même nombre d’électrons (ici 6 électrons) Cu2+ + 2e− = Cu × 3 Al = Al 3+ + 3e− × 2 — On fait le bilan 3Cu2+ + 2Al −→ 3Cu + 2Al 3+. 2.2. Tableau d’avancement. 2.2.1. Quantité de matière. C H3 C H2 OH + 3 O2 −→ 2 CO2 + 3 H2 O Cu2+ + 2 HO− −→ Cu(OH)2. 2.2.3. Avancement de réaction x L’avancement x d’une réaction est un compteur exprimé en mol qui permet de savoir combien de fois la réaction chimique s’est réalisée au niveau microscopique. Il vaut zéro au départ et augmente progressivement. On a donc toujours x ≥ 0 mol. Tableau d’avancement Le tableau d’avancement décrit l’évolution d’un système chimique, depuis l’état initial, le moment où la réaction démarre, jusqu’à l’état final, quand la réaction se termine et que le système n’évolue plus.. Mesurer la quantité de matière n (en mol) d’une espèce chimique, c’est compter le nombre d’entité (atome, molécule, ion) de cette espèce chimique en les regroupant en paquet contenant NA = 6.022 × 1023 objets, appelé une mole.. 2.2.2. Tableau d’avancement. Le tableau donne également l’état intermédiaire du système lors de son évolution. Dans ce tableau les réactifs sont consommés, ils disparaissent, les produits sont fabriqués, ils apparaissent. Quant le réactif limitant disparaît en premier, l’avancement à cet instant est l’avancement maximal x max . Pour rechercher sa valeur, on calcule la valeur de x permettant de faire disparaître chaque réactif et on gardera la valeur la plus petite, car elle sera atteinte en premier, x partant de zéro. Le réactif. Réaction chimique. Une réaction chimique met en présence des réactifs qui vont former progressivement des produits. Quand un des réactifs disparaît, alors la réaction. 8.

(15) CHAPITRE 2. SUIVI ET MODÉLISATION DE L’ÉVOLUTION D’UN SYSTÈME CHIMIQUE correspondant sera le réactif limitant. La dernière ligne du tableau donne le bilan de matière du système, c’est à dire les quantités de matières des réactifs et des produits à la fin de la réaction.. 2.2.4. Avancement ﬁnal et maximal. L’avancement final correspond à l’avancement effectivement observé quand la réaction s’arrête et qu’elle n’évolue plus. L’avancement maximal est l’avancement qui théoriquement pourrait être atteint quand un des réactifs disparaît. Il existe des cas où l’avancement final est plus faible que l’avancement maximal, la réaction semble s’arrêter avant l’épuisement de l’un des réactifs.. 2.2.5. Transformations totale et non totale. Pour une transformation totale x final = x maximal Pour une transformation non totale x final ≤ x maximal. 2.2.6. Mélanges stœchiométriques. Dans un mélange stœchiométrique, les quantités de réactifs sont dans les proportions données par les coefficients stœchiométriques de l’équation bilan de la réaction. Quand la réaction s’arrête, les réactifs disparaissent en même temps.. 2.2.7. Figure 2.2 – Fiche d’exercices du chapitre 2. Établissement d’un tableau d’avancement. Les différentes étapes de l’écriture d’un tableau d’avancement sont expliquées sur les tableaux de 2.2 à 2.7 .. 2.3. Fiche d’exercices corrigés. Scanner le QR Code 2.2 avec votre téléphone ou connectez vous sur http://physicus.free.fr/ qr/qr.php?qr=1PC-02.. 9.

(16) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e. Équation chimique État du Avancement x système (en mol) État initial. x =0. État intermédiaire. x. État final. x max =? Table 2.2 – Au départ le tableau d’avancement est vide. Équation chimique État du Avancement x système (en mol) État initial. x =0. État intermédiaire. x. État final. x max =?. 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2 nH + nAl 3+. nAl 2.0. 3.5. nH2. 0.0. 0.0. Table 2.3 – On écrit l’équation chimique équilibrée et les quantités de matières initialement présentes. Équation chimique État du Avancement x système (en mol). 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2 nH + nAl 3+. nAl. État initial. x =0. 2.0. 3.5. État intermédiaire. x. 2.0 − 2 × x. 3.5 − 6 × x. État final. x max =?. nH2. 0.0. 0.0. Table 2.4 – On écrit ensuite que les réactifs sont consommés, leur quantité décroît à chaque fois que la réaction se produit. Équation chimique État du Avancement x système (en mol). 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2 nH + nAl 3+. nAl. nH2. État initial. x =0. 2.0. 3.5. 0.0. 0.0. État intermédiaire. x. 2.0 − 2 × x. 3.5 − 6 × x. 0.0 + 2 × x. 0.0 + 3 × x. État final. x max =?. Table 2.5 – Puis on écrit que les produits apparaissent quand la réaction se produit. 10.

(17) CHAPITRE 2. SUIVI ET MODÉLISATION DE L’ÉVOLUTION D’UN SYSTÈME CHIMIQUE. Équation chimique État du Avancement x système (en mol). 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2 nH + nAl 3+. nAl. nH2. État initial. x =0. 2.0. 3.5. 0.0. 0.0. État intermédiaire. x. 2.0 − 2 × x. 3.5 − 6 × x. 0.0 + 2 × x. 0.0 + 3 × x. État final. x max = 0.58. Table 2.6 – On recherche ensuite la plus petite valeur de x max pour laquelle un des réactifs disparaît. Ici on résout deux équations 2.0 − 2 × x 1 = 0 et 3.5 − 6 × x 2 = 0 dont les solutions sont x 1 = 1.0 et x 2 = 0.58, et c’est donc x 2 la plus petite valeur.. Équation chimique État du Avancement x système (en mol). 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2 nH + nAl 3+. nAl. nH2. État initial. x =0. 2.0. 3.5. 0.0. 0.0. État intermédiaire. x. 2.0 − 2 × x. 3.5 − 6 × x. 0.0 + 2 × x. 0.0 + 3 × x. État final. x max = 0.58. 0.83. 0.0. 1.17. 1.75. Table 2.7 – Connaissant la valeur de l’avancement maximal x max , on l’utilise pour calculer les quantités de matières présentes en fin de réaction en remplaçant x par la valeur de x max. 11.

(18) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e. 12.

(19) Chapitre 3. Détermination d’une quantité de matière grâce à une transformation chimique Introduction L’objectif de ce chapitre est de découvrir une méthode permettant de mesurer une quantité de matière présente dans un milieu en réalisant une réaction avec un autre réactif, dont un paramètre physique mesurable changera lors de la disparition complète d’un des réactifs. Le paramètre observable peut être la couleur, un potentiel électrique ou la conductivité électrique du milieu réactionnel.. 3.1. Titrage par suivi colorimétrique. 3.1.1. Principe général d’un dosage. Définition Le dosage consiste à déterminer la concentration d’une espèce en solution. Pour cela il existe plusieurs méthodes — le dosage par colorimétrie — le dosage par étalonnage — le titrage par mesure d’une grandeur physique. 3.1.2. Figure 3.1 – Montage expérimental pour réaliser le titrage avec suivi colorimétrique réactif à doser. Rapidement, il disparaît totalement, mais il reste du réactif à doser. Voir figure 3.2. Dosage par colorimétrie. Définition Pour un dosage par colorimétrie, on peut utiliser un erlenmeyer vu qu’aucun instrument de mesure n’est nécessaire (voir figure 3.1. L’équivalence est atteinte lorsqu’on observe un changement d’aspect du milieu réactionnel (changement de couleur). Les dosages se font à la goutte près. Il est donc recommandé d’effectuer un premier dosage rapide de manière à situer approximativement le volume de solution titrante versé à l’équivalence. Le deuxième dosage se fera alors lentement et précisément (goutte à goutte) lorsqu’on sera proche de ce volume à l’équivalence.. réaction +. Figure 3.2 – Avant l’équivalence, le réactif issu de la burette sera totalement consommé et il restera du réactif dans l’erlenmeyer. Explication de la méthode Avant l’équivalence, quand on introduit le réactif de la burette dans le milieu réactionnel, il réagit totalement avec l’autre. 13.

(20) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e On a un réducteur noté Red2 qui se réduira selon la demi équation électronique. À partir de l’équivalence, tout le réactif présent initialement dans l’erlenmeyer sera consommé, on verra un changement de couleur. Ensuite, le réactif issu de la burette qui sera introduit ne réagira plus. Voir figure 3.3.. Red2 = Ox2 + b × e− L’équation bilan de la réaction s’obtient en multipliant les coefficients de la première équation par b et ceux de la deuxième par a puis on ajoute les deux équations électroniques membres à membres b × (Ox1 + a × e− = Red1 ) a × (Red2 = Ox2 + b × e− ) b × Ox1 + a × Red2 − → a × Ox2 + b × Ox2. Relation fondamentale des dosages redox D’après l’équation de réaction b moles d’Ox 1 réagissent avec a moles de Red2 quand on est à la stœchiométrie. Lors du dosage, au moment où l’équivalence est faite, les proportions de réactifs sont stœchiométriques. Si n1 est la quantité de matière de Ox 1 et n2 est la quantité de matière de Red2 alors on aura à l’équivalence. Figure 3.3 – Au moment de l’équivalence, tous les réactifs présents dans l’erlenmeyer disparaissent, la réaction est dans les proportions stœchiométrique.. n1 n = 2 b a. Àprès l’équivalence, tout le réactif présent initialement dans l’erlenmeyer ayant disparu, le réactif issu de la burette qui sera introduit sera ajouté simplement. Voir figure 3.4.. 3.2. Dosage des ions Fe2+. 3.2.1. Objectif. Une solution contient des ions Fer II Fe2+ dont on veut mesurer la concentration C. On réalise un dosage en utilisant une réaction d’oxydoréduction entre les ions Fer II et l’ion permanganate M nO4− . On prélève un volume V de solution de Fer II à titrer, de concentration C inconnue, et on utilise une solution titrante de permanganate de potatiun de concentration Co dont on aura versé un volume Véq. à l’équivalence.. 3.2.2. À l’instant de l’équivalence, tous les réactifs disparaissent en même temps, aucun n’est en excès. L’ion permanganate colorant fortement la solution en violet, sa disparition sera visible par un changement de couleur du milieu qui devient incolore.. Figure 3.4 – Après l’équivalence, on ajoute simplement le réactif présent dans la burette, il n’y a plus de réaction.. 3.2.3 3.1.3. Repérage de l’équivalence. Réaction du dosage. Les couples oxydants réducteurs utilisés sont. Dosage redox. M nO4− /M n2+. Équation bilan de l’équation de dosage On a un oxydant noté Ox1 qui se réduira selon la demi équation électronique. Fe3+ /Fe2+ Les demi équations rédox de ces couples sont M nO4− + 8H + + 5e− = M n2+ + 4H2 O. Ox1 + a × e− = Red1. 14.

(21) CHAPITRE 3. DÉTERMINATION D’UNE QUANTITÉ DE MATIÈRE GRÂCE À UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE Fe3+ + e− = Fe2+. 3.3.2. On place les réactifs à gauche et les produits à droite, on multiplie les demie équations de manière à avoir un transfert de 5 électrons puis on les ajoute membres à membres. Repérage de l’équivalence. À l’instant de l’équivalence, tous les réactifs disparaissent en même temps, aucun n’est en excès. Les molécules de diiode n’étant plus présentes, l’empois d’amidon ne donne plus une coloration bleue au milieu réactionnel qui brusquement devient incolore.. 1 × (M nO4− + 8H + + 5e− = M n2+ + 4H2 O) 5 × (Fe2+ = Fe3+ + e− ) M nO4− + 8H + + 5Fe2+ − → 2+ 3+ M n + 4H2 O + 5Fe. 3.3.3. Réaction du dosage. Les couples oxydants réducteurs utilisés sont I2 /I −. 3.2.4. Quantités de matière à l’équivalence. S4 O62− /S2 O32−. On exprime les quantités de matière à partir des volumes et des concentrations des solutions ayant réagis dans le bécher. Pour les ions fer II. Les demi équations rédox de ces couples sont I2 + 2e− = 2I − S4 O62− + 2e− = 2S2 O32−. 2+. n(Fe ) = C × V. On place les réactifs à gauche et les produits à droite, on multiplie les demie équations de manière à avoir un transfert de 2 électrons puis on les ajoute membres à membres. Pour les ions permanganates n(M nO4− ) = Co × Véquiv.. 1 × (I2 + 2e− = 2I − ) 1 × (2S2 O32− = S4 O62− + 2e− ) I2 + 2S2 O32− − → 2I − + S4 O62−. D’après l’équation de réaction 1 ions M nO4− réagit avec 5 ions Fe2+ donc on doit garder la proportion et n(M nO4− ) n(Fe2+ ) = 1 5 On peut alors écrire qu’à l’équivalence. 3.3.4. n(Fe2+ ) = 5 × n(M nO4− ). On exprime les quantités de matière à partir des volumes et des concentrations des solutions ayant réagis dans le bécher. Pour les molécules de diiode. et en utilisant les concentrations et les volumes C × V = 5 × Co × Véquiv.. n(I2 ) = C × V. on peut alors calculer la concentration inconnue C=. Pour les ions thiosulfates. 5 × Co × Véquiv. V. 3.3. Dosage du diiode I2. 3.3.1. Objectif. Quantités de matière à l’équivalence. n(S2 O32− ) = Co × Véquiv. D’après l’équation de réaction 1 molécule I2 réagit avec 2 ions S2 O32− donc on doit garder la proportion et n(S2 O32− ) n(I2 ) = 1 2 On peut alors écrire qu’à l’équivalence. Une solution contient des molécules de diiode I2 dont on veut mesurer la concentration C. On réalise un dosage en utilisant une réaction d’oxydoréduction entre les molécules de diiode et l’ion thiosulfate S2 O32− . On prélève un volume V de solution de diiode à titrer, de concentration C inconnue, et on utilise une solution titrante de thiosulfate de sodium Co dont on aura versé un volume Véq. à l’équivalence. On peut ajouter au milieu réactionnel de l’empois d’amidon qui colore fortement en bleu la solution si il y a des molécules de diiode.. n(S2 O32− ) = 2 × n(I2 ) et en utilisant les concentrations et les volumes C × V = 2 × Co × Véquiv. on peut alors calculer la concentration inconnue C=. 15. 2 × Co × Véquiv. V.

(22) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e. 3.4. Fiche d’exercices corrigés. Scanner le QR Code 3.5 avec votre téléphone ou connectez vous sur http://physicus.free.fr/ qr/qr.php?qr=1PC-03.. Figure 3.5 – Fiche d’exercices du chapitre 3. 16.

(23) Chapitre 4. De la structure à la polarité d’une entité fondamental.. Introduction Les atomes cherchent à acquérir une structure électronique proche de celle d’un gaz noble. Ils pourront alors engager des liaisons avec d’autres atomes, en partageant des électrons. On explique ainsi la formation des molécules et d’ions polyatomiques. La présence de ces électrons sur la dernière couche, qui vont former des doublets, expliquera aussi la forme des molécules dans l’espace. Enfin, comme certains éléments attirent plus facilement les électrons que d’autres, une molécule, bien que neutre électriquement, pourra interagir électrostatiquement avec ses voisines, ce qui va induire certaines propriétés physiques et chimiques à notre échelle.. 4.1. Schéma de Lewis d’une entité. 4.1.1. Élément chimique et conﬁguration électronique - rappels de seconde. Définition Les électrons de valence appartiennent à la couche de nombre quantique n le plus élevé, ainsi que les électrons appartenant à des sous couches partiellement remplies. Exemple L’atome de sodium a un seul électron de valence dans la sous couche 3s. L’atome de chlore a 7 électrons de valence dans la couche 3.. 4.1.2. Stabilité d’un élément. En 1916, Lewis propose que la liaison entre deux atomes dans une molécule, appelée liaison covalente, résulte de la mise en communs d’électrons entre les deux atomes qui permet à chaque élément d’augmenter sa stabilité en complétant sa couche électronique externe de manière à être similaire à celle du gaz noble le plus proche. Voir figure 4.1.. Élément chimique. liaison covalente. Définition Les éléments chimiques sont l’ensemble des atomes isolés ou engagés dans un édifice polyatomique, neutre ou chargé, et des ions monoatomiques comportant un même nombre de proton dans leur noyau.. atome A. A. B. atome B. même élément = même Z Figure 4.1 – Mutualisation des électrons d’une liaison covalente entre deux atomes. Chaque atome s’entoure ainsi d’un électron supplémentaire et tend à avoir la même couche de valence qu’un gaz noble. Configuration électronique Définition La configuration électronique est la répartition des électrons d’un atome dans les différentes couches et sous couches.. 4.1.3. Exemple La configuration de l’atome de sodium (numéro atomique Z = 11) est 1s2 2s2 2p6 3s1 à l’état fondamental. La configuration de l’atome de chlore (numéro atomique Z = 17) est 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 à l’état. Représentation de Lewis. Principe Définition Autour d’un élément, les électrons de valence vont former des doublets (des paires), ceux. 17.

(24) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e engagés dans une liaison chimique seront des doublets liants, les autres seront des doublets non liants. Un électron non engagé dans un doublet sera qualifié d’électron célibataire. On ne représente que les électrons de valence (par un point ou un trait pour les doublets) et le symbole de l’élément chimique.. 4. vérifier que tous les éléments dans la molécule ont acquis une struture électronique stable, identique à celle du gaz noble le plus proche. Exemple L’acide cyanhydrique a pour formule brute H C N . On va dessiner sa structure de Lewis. Voir figure 4.3. 1. l’hydrogène possède 1 électron sur sa couche externe, le carbone 4 et l’azote 5, il y a en tout N = 1 + 4 + 5 = 10 électrons de valence.. Limite du modèle Ce modèle a ses limites à partir de la troisième période (ligne) du tableau des éléments, par exemple le phosphore P peut engager 5 doublets et donc avoir 10 électrons sur sa dernière couche.. 4.1.4. 2. les 10 électrons de valence vont former doublets d’électrons.. Représentation de Lewis d’un atome. 4. l’hydrogène a sa couche ressemblant à celle de l’hélium, l’azote et le carbone ressemblent maintenant au néon avec 8 électrons sur la dernière couche.. Exemple Le carbone ayant 4 électrons sur sa dernière couche, il doit engager 4 liaisons pour partager 4 électrons et arriver ainsi à la structure de la dernière couche du néon. Par contre, l’azote ayant 5 électrons sur sa dernière couche, il n’a besoin que de 3 liaisons pour apporter les 3 électrons manquants, il aura donc sur sa dernière couche un doublet non liant et trois électrons célibataires. Voir figure 4.2.. C. N. O. =5. 3. le carbone sera au centre car il doit former 4 liaisons. L’azote doit former 3 liaisons et l’hydrogène une seule. Il y aura donc 4 doublets liants. Le 5e doublet sera non liant et situé sur l’azote pour le stabiliser.. Définition On dessine uniquement les électrons de la dernière couche par un point. Les électrons célibataires seront engagés dans des doublets liants de manière à compléter la couche de façon similaire à celle d’un gaz noble.. H. 10 2. Cl. H. H. H. C. C. C. N. N. N. H. C. N. H C N. pour adopter la structure électronique d'un gaz noble il faut ajouter 1 électron. H. 4 électrons. C. 3 électrons. 2 électrons. 1 électron. N. O. Cl. Figure 4.3 – Formation des liaisons covalente dans l’acide cyanhydrique. Exemple H2 O.. Figure 4.2 – Modèle de Lewis de quelques atomes et liaisons covalentes possibles (en bleu). 4.1.5. Schéma de Lewis de la molécule d’eau. 1. L’atome d’oxygène possède 6 électrons de valence, l’atome d’hydrogène un seul. Il y a donc en tout 6 + 2 × 1 = 8 électrons de valence.. Représentation de Lewis d’une molécule. Définition Pour dessiner le schéma de Lewis d’une molécule, on procède aux étapes suivantes 1. compter le nombre total Ne d’électrons de valences à partir de la configuration électronique de chaque atome de la molécule. 2. en déduire le nombre total de doublets disponible en divisant Ne par deux. 3. on place au centre de la molécule l’atome devant gagner le plus d’électrons, puis on établit des liaisons avec les autres atomes et on ajoute des doublets non liants. 2. On a donc. 8 2. = 4 doublets disponibles.. 3. On place au centre de la molécule l’oxygène qui doit gagner deux électrons (pour saturer sa couche de valence) et on répartit les doubles autour. 4. On vérifie que l’oxygène a la même structure électronique que le néon et que les hydrogènes ont la même structure électronique que l’hélium. Voir figure 4.4.. 18.

(25) CHAPITRE 4. DE LA STRUCTURE À LA POLARITÉ D’UNE ENTITÉ trons de valence au lieu de 6. Il a donc une charge formelle de +1. Figure 4.4 – Formation des liaisons covalente dans l’eau. 4.1.6. H. H. H. H. H. H. Définition Pour un ion polyatomique on procède comme pour une molécule, mais on corrige le nombre total d’électrons de valence disponibles en fonction de la charge électrique de l’ion. Un anion a des électrons en plus, un cation a des électrons en moins. On ajoute ensuite la charge globale de l’ion.. +. H. H +. charge positive +. H O. O. H. O. Représentation de Lewis d’un ion polyatomique. H O. H. l'oxygène n'a plus que cinq électrons de valence. Figure 4.5 – Schéma de Lewis de l’ion oxonium H3 O+. Exemple L’atome de bore B présente une lacune électronique dans la molécule de formule BH3 , il est entouré de 3 doublets contre 4 pour l’atome de néon qui est un gaz noble. L’atome d’aluminium Al est également porteur d’une lacune électronique dans AlC l3 . L’ion H + porte une charge +1 mais aussi une lacune électronique car il lui faudrait un doublet comme le néon. Voir figure 4.6.. Charge formelle C’est la charge portée par un atome après partage équitable de chaque doublet liant, la charge formelle étant obtenue par comparaison entre le nombre d’électrons de valence à l’état fondamental et celui obtenu après partage. Lacune électronique Symbole signalant le défaut d’un doublet, liant ou non liant, par rapport à la structure électronique de l’atome de gaz noble qui suit l’élément dans le tableau périodique. La présence d’une lacune électronique est un signe de grande réactivité pour l’entité.. molécule BH3. H. B. H. H molécule AlCl3. Cl. Cl. Al Cl. Exemple L’ion oxonium a pour formule brute H3 O+ . On va dessiner son schéma de Lewis. Voir figure 4.5.. ion H+. H. +. 1. les trois atomes d’hydrogènes ont 1 électron de valence, l’oxygène 6, il y a donc théoriquement 9 électrons, cependant, comme l’ion a une charge positive, il faut retirer 1 électron. Donc on aura finalement 8 électrons disponibles.. Figure 4.6 – Schéma de Lewis d’espèces avec lacunes électroniques. 2. à partir des 8 électrons disponibles, nous pourrons former 4 doublets.. 4.2. Géométrie d’une entité. 3. l’oxygène est au centre de l’ion moléculaire, les trois hydrogènes l’entourent, il y a trois doublets liants. Le quatrième doublet sera non liant, et placé sur l’oxygène.. 4.2.1. Principe. La représentation de Lewis va permettre de fournir des informations sur la géométrie de la molécule, connaissant le nombre de doublets électroniques liants ou non liants autour de chaque atome. — les doublets électroniques autour d’un atome se repoussent mutuellement à cause des forces électrostatiques répulsives — ils se localisent dans l’espace de façon à se placer aussi loin que possible les uns des autres.. 4. les trois hydrogènes ont la structure électronique de l’hélium, et l’oxygène a la structure électronique du néon. 5. on constate que l’oxygène partage 3 doublets liants il a donc 3 électrons en plus de son doublet non liant, au final il n’a plus que 5 élec-. 19.

(26) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e — l’arrangement dans l’espace de ces paires est décrit par la figure de répulsion — la forme de la figure de répulsion permet de déterminer l’arrangement des liaisons autour de chaque atome et donc la géométrie de la molécule. 4.2.2. Figure 4.9 – Structure tétraédrique du méthane et de l’ion ammonium.. Figure de répulsion. Les liaisons et paires libres se positionnent le plus loin possible les unes des autres de manière à minimiser leur répulsion mutuelle. Voir figure 4.7.. 4.2.3. Géométrie de la molécule autour d’un atome. Pyramide à base triangulaire L’atome central est relié à trois atomes identique et possède un doublet non liant, comme N H3 ou H3 O+ . Voir figure 4.10.. Connaissant la formule de Lewis d’une molécule, on sait comment les différentes liaisons et doublets se répartiront dans l’espace autour de chaque atome. Certains de ces doublets seront des liaisons, on a donc un moyen de prévoir la forme de la molécule. Voir figure 4.8.. H. N. H. O+. H. H. H. H. Figure 4.10 – Structure pyramidale de l’ammoniac et de l’ion hydronium.. Coudée L’atome central possède deux doublets non liants et engage deux liaisons avec deux atomes identiques, comme H2 O. Voir figure 4.11.. O H. H. Figure 4.8 – La répulsion des liaisons chimiques et des doublets non liants permet de prédire la forme de la molécule. Figure 4.11 – Structure coudée de l’eau.. 4.2.4. Exemples de géométrie de molécules ou d’ions moléculaires. Tétraèdre C’est le cas d’un atome central entouré de quatre doublets liants à des atomes identiques, comme C H4 ou N H4+ . Voir figure 4.9.. H H. C H. Triangulaire plane L’atome central engage deux liaisons simples et une double liaison, toutes ces liaisons sont dans le même plan, comme pour les carbones de C H2 C H2 . Voir figure 4.12.. H H. H. N+. H H. H C. H. H. 20. C H.

(27) CHAPITRE 4. DE LA STRUCTURE À LA POLARITÉ D’UNE ENTITÉ. Figure 4.7 – Figure de répulsion en fonction du nombre de paires et liaisons autour d’un atome central. élément H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar. Figure 4.12 – Structure triangulaire plane de l’éthylène.. Linéaire L’atome centrale engage deux doubles liaisons avec deux autres atomes, la molécule est linéaire, comme pour CO2 . Voir figure 4.13.. O. C. O. électronégativité χ 2.2 non défini 1.1 1.6 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 non défini 0.9 1.3 1.6 1.9 2.2 2.6 3.2 non défini. Table 4.1 – Valeur de l’électronégativité de Pauling des trois premières périodes.. Figure 4.13 – Structure linéaire du dioxyde de carbone.. 4 3 2 1. 4.3. Électronégativité des atomes. 0. L’électronégativité χ d’un atome traduit sa capacité à attirer vers lui les électrons d’un doublet liant quand il est engagé dans une liaison chimique. Plus son électronégativité est grande, plus il attire vers lui les électrons.Voir figure 4.14.. Figure 4.14 – Échelle d’électronégativité de Pauling des trois premières périodes.. 21.

(28) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e. 4.4. Polarisation d’une liaison chimique. a). H Quand deux atomes différents partagent une même liaison chimique, cette liaison sera polarisé si la différence d’électronégativité entre les deux atomes est supérieure ou égale à 0.4. L’atome le plus électronégatif portera une charge électrique partielle −δ et l’autre atome une charge électrique partielle +δ. Voir figure 4.15.. C. H. C. O. H. H. C. C. H. H. b). H. H. H. H. C. C. H. H. O. H. e). c). O. C. O. H. O H. d). H H. N H. Figure 4.16 – a) n’est pas polaire, aucune liaison n’est polarisée. c) n’est pas polaire, ses deux liaisons polarisées se compensent car la molécule est linéaires. Dans les trois autres cas, b), d) et e), des liaisons sont polarisées et elles ne se compensent pas du fait de la géométrie dans l’espace de la molécule.. non polarisée. polarisées. O. 4.6. H. Fiche d’exercices corrigés. Scanner le QR Code 4.17 avec votre téléphone ou connectez vous sur http://physicus.free.fr/ qr/qr.php?qr=1PC-04.. Figure 4.15 – Une liaison engageant deux atomes dont la différence d’électronégativité est supérieure ou égale à 0.4 est polarisée.. Figure 4.17 – Fiche d’exercices du chapitre 4. 4.5. Polarité d’une molécule. Une molécule est dite «polaire» si elle contient une ou plusieurs liaisons polarisées qui ne se compensent pas. On a alors le centre géométrique des charges positives différent du centre géométrique des charges négatives. La molécule se comporte comme un dipôle électrique, globalement neutre, mais ayant une extrémité positive, l’autre négative. Cela va influencer des propriétés macroscopiques comme les températures de changement de phase, la solubilité et la réactivité chimique de ces espèces, car les interactions entre molécules sont plus importantes. Voir figure 4.16.. 22.

(29) Chapitre 5. De la structure des entités à la cohésion et à la solubilté/miscibilité d’espèces chimiques Introduction Les interactions au niveau microscopique entre les entités constituants une espèce sous forme solide vont permettre d’expliquer les propriétés physico-chimiques de l’espèce à notre échelle, comme la solubilité dans différents solvants, ou les températures de changement de phase.. cation Na+ anion Cl maille NaCl. 5.1. Cohésion des solides Figure 5.1 – Le sel de cuisine (chlorure de sodium) est un cristal ionique constitué par un empilement régulier de cations N a+ et d’anions C l − .. Selon l’espèce chimique, la cohésion d’un solide est assurée par des liaisons covalentes (diamant), un partage d’électrons par tous les atomes du solide (métaux). Il existe également des solides où il n’y a pas d’ordre au niveau microscopique, on les appelle des solides amorphes, c’est le cas du verre par exemple. Nous allons étudier dans ce chapitre le cas où la cohésion se fait par — interaction entre ions — interaction entre molécules polarisées — interaction par pont hydrogène Selon la nature de l’interaction au niveau microscopique, l’énergie de cohésion peut changer de façon importante. Voir table ??. 5.2. Cohésion des solides ioniques. 5.2.1. Solide ionique. 5.2.2. Cohésion. La cohésion d’un cristal ionique est assurée par des forces d’attractions électrostatiques entre les cations et les anions. Il y a également une compétition avec les forces de répulsions entre les ions de même charge électrique. Enfin, les électrons des couches internes des ions forment comme une sphère dure infranchissable, et la structure du cristal ionique dépendra aussi de la taille des différents ions. Ces forces de cohésions sont intenses, et l’énergie nécessaire pour les vaincre est importante. Par exemple, pour faire fondre le chlorure de sodium, il faut le chauffer à plus de 800 o C.. Un solide ionique est un arrangement très régulier d’anions et de cations, il est électriquement neutre. Sa formule statistique indique la nature et la proportion d’anions et de cations présents dans le cristal. Voir figure 5.1.. 5.3. Cohésion des solides moléculaires. 5.3.1. Solide moléculaire. Un solide moléculaire est une espèce chimique pure dont les entités qui le forme sont des molécules, régulièrement empilées pour former une structure cristalline. On peut citer par exemple la glace, cristal formé par les molécules d’eau (voir figure 5.2), les cristaux de. 23.

(30) SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e sucres que l’on utilise en cuisine sont formés par des molécules de saccharose régulièrement empilée.. avec un atome d’hydrogène formant une liaison covalente avec un atome a très électronégatif (figure 5.4). Les atomes a et b peut être F, O, N ou Cl. doublet non liant. a liaison covalente. b. liaison hydrogène. Figure 5.4 – Formation d’une liaison hydrogène entre deux molécules contenant l’atome a et l’atome b. Figure 5.2 – La glace est un empilement régulier de molécules d’eau qui interagissent entre elles via des ponts hydrogène. 5.3.2. H. Un exemple de molécule formant des ponts hydrogènes est l’eau : ces ponts qu’il faut rompre pour faire changer de phase l’eau, sont responsables des valeurs inhabituellement hautes des températures de fusion et de vaporisation de l’eau, comparées à celles de molécules de structures similaires. Voir figure 5.5.. Cohésion par interaction de van der Waals. Dans un cristal moléculaire, les forces qui permettent aux molécules d’interagir entre elles sont basées sur le fait qu’une molécule peut être polarisée. Cette polarisation peut être permanente, induite ou instantanée. Voir le tableau 5.2. Entre les molécules polarisées, il existe donc des interactions électrostatiques attractives, faibles et à courte portée, qui vont permettre au cristal de se former. Ces interactions sont appelées interactions de van der Waals. Voir figure 5.3.. 100 80. température (°C). 60. molécule I2. 40 20 0 -20 -40 -60 -80 -100. molécule I2. H2Se. H2 S. H2 O. Figure 5.5 – Températures de fusion et de vaporisation pour les éléments de la colonne de l’oxygène, formants des molécules du type H2 X . On observe que l’eau est une anomalie, à cause de la présence de fortes interactions entre molécules, dues aux ponts hydrogène.. maille élémentaire. Figure 5.3 – Dans un cristal moléculaire de diiode I2 , des molécules polarisées (spontanément, par induction ou instantanément) interagissent entre elles par des forces de van der Waals.. 5.3.3. H2Te. Cohésion par pont hydrogène. 5.4. Dissolution des solides ioniques. 5.4.1. L’eau. L’eau est un solvant polaire, la molécule H2 O est plutôt négative coté oxygène et positive coté hydrogène, car les liaisons oxygène-hydrogène sont for-. Une liaison hydrogène se forme entre un atome b très électronégatif et porteur d’un doublet non liant. 24.

(31) CHAPITRE 5. DE LA STRUCTURE DES ENTITÉS À LA COHÉSION ET À LA SOLUBILTÉ/MISCIBILITÉ D’ESPÈCES CHIMIQUES Dipôle permanent. Il est dû à une différence d’électronégativité des deux atomes de la liaison covalente, un des deux atomes attire plus fortement les électrons.. Dipôle induit. La liaison entre les deux atomes se polarise sous l’effet d’une charge électrique externe (un autre dipôle par exemple), les électrons de la liaison sont repoussés ou attirés et il apparaît un dipôle induit : il disparaîtra dès que la source extérieure s’éloignera.. Dipôle instantané. Pendant un court intervalle de temps, le moment dipolaire d’un atome ou d’une molécule n’est pas nul : il a une certaine valeur dans une certaine direction, même si en moyenne, sur une durée plus longue ce moment dipolaire est nul. Pendant de brefs instants, on a donc une interaction entre atomes ou molécules avec des dipôles inducteurs et induits. Table 5.2 – Forces d’interaction entre les molécules. tement polarisées. La molécule d’eau va donc être capable d’attirer des anions ou des cations selon son orientation dans l’espace. Voir figure 5.6.. +. -+-+-+-+-+ + -+ -+ -. +. Anion (négatif). dissociation. +. -+-+ -+-+-+ -+-+-. +. + +. solvatation. -+-+ -+-+ -+-+-. +. dispersion. Figure 5.7 – La dissolution d’un solide ionique dans l’eau se fait en trois étapes : la dissociation, la solvatation et la dispersion.. Cation (positif). 5.4.3. Figure 5.6 – La molécule d’eau très polaire peut attirer des cations ou des anions selon son orientation relative à l’ion.. 5.4.2. -. -. Équation de réaction de dissolution. Une dissolution peut être décrite par une équation de dissolution qui doit conserver la masse et la charge électrique. On part d’un solide (le sel) pour obtenir des ions en solution. La solution sera neutre électriquement.. La dissolution Exemples. Quand un solide ionique est plongé dans l’eau, on observe sa dissolution, le solide se désagrège et les ions se dispersent en solution dans l’eau. Ce processus se réalise en trois étapes. Voir figure 5.7.. + − N aC l(s) −→ N a(aq) + C l(aq) 2+ − C oC l2(s) −→ C o(aq) + 2C l(aq) 3+ − FeC l3(s) −→ Fe(aq) + 3C l(aq). 1. dissociation L’eau étant polaire, elle attire à elle les ions qui sont extraient de leur réseau cristallin au niveau de la surface du cristal.. 5.4.4. Concentration en ion. On place un certain nombre de moles nS de soluté dans un volume V de solvant. On a donc une concentration C en soluté apporté qui sera. 2. solvatation Les ions libérés du cristal sont rapidement entourés par des molécules d’eau qui masquent ainsi la charge électrique de l’ion qui ne pourra pas être attiré par les autres ions du cristal.. C=. nS V. Cependant, selon le type de sel, une mole de sel peut donner plusieurs moles d’ions en solution. On précisera alors la concentration en ion ncat ion [cat ion] = V. 3. dispersion dans l’eau liquide, les molécules ont un mouvement d’agitation permanent, dû à la température. Progressivement, les ions vont se disperser dans le liquide. 25.

l&rsquo;&eacute;tat initial 1.1 Masse molaire M et quantit&eacute

l’état initial 1.1 Masse molaire M et quantit&eacute