PHYSIQUE CHIMIE COURS

Classe de seconde

PHYSIQUE CHIMIE COURS

Wulfran Fortin (rév. 2021)

Table des matières

1 Description et caractérisation de la matière à l’échelle macroscopique 1

1.1 Corps purs et mélanges . . . . 1

1.2 Composition d’un mélange . . . . 2

1.3 Solutions aqueuses . . . . 3

1.4 Dosage par étalonnage . . . . 5

1.5 Fiche d’exercices corrigés . . . . 6

2 Modélisation de la matière à l’échelle microscopique 7 2.1 Du macroscopique au microscopique . . . . 7

2.2 Le noyau de l’atome . . . . 8

2.3 Le cortège électronique de l’atome . . . . 9

2.4 Vers des entités plus stables . . . . 9

2.5 Compter les entités dans un échantillon de matière . . . . 12

2.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . 13

3 Modélisation des transformations de la matière et transfert d’énergie 15 3.1 Transformation physique . . . . 15

3.2 Transformation chimique . . . . 16

3.3 Transformation nucléaire . . . . 18

3.4 Reconnaître le type de transformation à partir de l’équation de réaction . . . . 19

3.5 Fiche d’exercices corrigés . . . . 19

4 Mouvement et interactions 21 4.1 Décrire un mouvement . . . . 21

4.2 Vecteurs et cinématique . . . . 22

4.3 Quelques types de mouvements . . . . 24

4.4 Modélisation d’une action sur un système . . . . 24

4.5 Principe d’inertie . . . . 27

4.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . 27

5 Ondes et signaux 29 5.1 Émission et perception d’un son . . . . 29

5.2 Vision et image . . . . 32

5.3 Signaux et capteurs . . . . 34

5.4 Fiche d’exercices corrigés . . . . 37

6 Annexes 39

6.1 Table de la classification périodique des éléments . . . . 39

Chapitre 1

Description et caractérisation de la matière à l’échelle macroscopique

Introduction

À notre échelle, la matière nous apparaît sous forme solide, liquide ou gazeuse. Elle est constituée d’une même espèce chimique ou peut être un mélange en apparence ho- mogène ou hétérogène. Le chimiste ou le physicien va pouvoir analyser la composi- tion de la matière en pesant et mesurant des volumes de matière.

1.1 Corps purs et mélanges

1.1.1 Corps pur

Définition Un corps pur est composé d’une seule espèce chimique.

Exemple L’eau distillée ne contient que des molé- cules d’eau H

O (voir figure 1.1), le cuivre pur ne contient que les atomes de Cu, le dioxygène n’est constitué que de molécules O

.

Figure 1.1 – L’eau pure ne contient que des molécules d’eau

1.1.2 Mélange

Définition Un mélange contient plusieurs espèces chimiques. Le mélange est homogène si les espèces chimiques ne sont pas discernables. Dans le cas contraire, le mélange est hétérogène.

Exemple L’air, l’eau salée (voir figure 1.2) ou su- crée sont des mélanges homogènes. Le sang, le lait sont des mélanges hétérogènes.

+

-

+ +

+

-

- -

-

Figure 1.2 – L’eau salée contient des ions Cl

et Na

1.1.3 Identification d’espèces chimiques par des mé- thodes physiques

Méthodes physiques Une espèce chimique peut être identifiée par

— ses températures de changement d’état

— sa masse volumique ρ par rapport à celle de l’eau

La masse volumique de l’eau vaut ρ = 1.0 g.mL

. Masse volumique ρ La masse volumique ρ d’un corps (solide, liquide ou gaz) est le coefficient de proportionnalité entre sa masse m et son volume V .

m = ρ × V

L’unité de la masse volumique dépend des unités choisies pour la masse et le volume. Si m est en gramme (g) et V en millilitre (mL) alors ρ est en gramme par millilitre (g.mL

).

Exemple La masse d’un volume d’eau de 20 mL peut se calculer connaissant sa masse volumique de la façon suivante

m = ρ × V

= 1.0 g.mL

× 20 mL

= 20 g

Le volume V occupé par une masse d’eau m = 1.5 kg peut se calculer de la manière suivante

m = ρ × V

on isole le volume m

ρ = ρ × V ρ V = m

ρ

on convertit la masse V = 1.5 × 10

g

1.0 g.mL

V = 1.5 × 10

mL V = 1.5 L

1.1.4 Identification d’espèces chimiques par des mé- thodes chimiques

Test de présence de l’eau La présence d’eau peut être mise en évidence par le test au sulfate de cuivre anhydre, poudre de couleur blanche, qui devient bleue en présence d’eau. On peut verser une goutte de liquide à tester dessus ou déposer un peu de poudre sur un solide où on cherche la présence d’eau (figure 1.3).

Figure 1.3 – La présence d’eau est confirmée par la coloration en bleu du sulfate de cuivre anhydre

Test de présence du dihydrogène Le dihydro- gène H

se détecte par le test de la flamme qui pro- voque une petite explosion (figure 1.4). Attention, la quantité de gaz à tester doit être très faible, dans un petit tube à essai, car la réaction de combustion est très violente !

Test de présence du dioxygène Le dioxygène se détecte en plaçant un charbon incandescent dans un récipient où il y a du dioxygène. Le charbon va s’en- flammer grâce à l’oxygène (figure 1.5).

Test de présence du dioxyde de carbone Le di- oxyde de carbone se détecte en faisant barboter le gaz dans de l’eau de chaux, qui va se troubler à cause de la formation d’un précipité (figure 1.6).

Figure 1.4 – La présence de dihydrogène est confirmée par une explosion. Attention, ce test doit être fait avec de très petites quantités de gaz, l’explosion étant très violente.

Figure 1.5 – La présence de dioxygène ravive une flamme à l’extrémité d’un bout de bois incandescent.

Figure 1.6 – La présence de dioxyde de carbone trouble l’eau de chaux où barbote le gaz à tester.

1.2 Composition d’un mélange

1.2.1 Composition en masse

Définition Dans un mélange d’espèces chimiques de masse totale m, une des espèces chimiques a une masse m

. Voir figure 1.7. On calcule alors son pour- centage en masse grâce à la formule

m

m × 100

qui s’exprime en % mas. Donner la composition en masse du mélange c’est donner les pourcentages en masse de tous les composants.

Exemple simple Une solution contient 5.00 g

d’hydroxyde de sodium N aOH dans 100 g d’eau. La

CHAPITRE 1. DESCRIPTION ET CARACTÉRISATION DE LA MATIÈRE À L’ÉCHELLE MACROSCOPIQUE

masse totale m

masse mi d'une espèce du mélange

Figure 1.7 – Composition en masse d’une espèce d’un mélange

masse totale sera m = 100 + 5 = 105 g et donc le pourcentage en masse d’hydroxyde sera

5.00

105 × 100 = 4.77 % mas

Exemple difficile On veut savoir quelles masses de chlorure de sodium NaCl et d’eau H

O prendre pour avoir 175 g d’une solution à 15 % mas en chlo- rure de sodium.

Si j’appelle a la masse de chlorure de sodium et b la masse d’eau, je peux écrire que la masse totale sera

a + b = 175 g

Si il y a 15 % mas en chlorure de sodium, je peux aussi écrire que

b

175 × 100 = 15

En divisant à gauche et à droite par 100 puis en sim- plifiant

b

175 = 0.15

et enfin en multipliant à gauche et à droite par 175 et en simplifiant

b = 26.25

c’est à dire qu’il faut une masse de chlorure de so- dium b = 26.25 g qu’on dissoudra dans une masse a = 175 − b = 148.75 g d’eau.

1.2.2 Composition en volume

Définition Dans un mélange d’espèces chimiques de volume total V , une des espèces chimiques a un volume V

. Voir figure 1.8. On calcule alors son pour- centage en volume grâce à la formule

V

V × 100

qui s’exprime en % vol . Donner la composition en volume du mélange c’est donner les pourcentages en volume de tous les composants.

volume total V

volume Vi d'une espèce du mélange

Figure 1.8 – Composition en volume d’une espèce d’un mélange

Cas de l’air L’air que nous respirons a la compo- sition en volume moyenne suivante (tableau 1.1 et graphiques figure 1.9).

Élément Volume

(en % vol )

Azote N

78.09

Oxygène O

20.95

Argon Ar 0.93

Dioxyde de carbone CO

0.035

Autres gaz ...

Table 1.1 – Composition en volume de l’atmosphère terrestre

N2 O2 Ar CO2 autres 0

50

N2

O2

Ar CO2 et autres

% vol

Figure 1.9 – Représentations graphiques de la compo- sition en volume de l’atmosphère

Exemple Si on prend un volume d’air V = 5.2 L, alors d’après le tableau 1.1, comme la composition en volume en azote est de 78.09 %, on peut écrire

V

5.2 L × 100 = 78.09

On divise à gauche et à droite par 100 puis on mul- tiplie à gauche et à droite par 5.2 L, on a alors le volume d’azote

V

= 4.1 L

1.3 Solutions aqueuses

1.3.1 Solution

Définition Une solution se constitue d’un liquide le

solvant dans lequel est dissout le soluté qui est une

espèce chimique moléculaire ou ionique. Voir la fi- gure 1.10. Si le solvant est de l’eau, on parle de so- lution aqueuse.

Figure 1.10 – Une solution se compose d’un soluté dis- sout dans un solvant

1.3.2 Concentration en masse

Définition La concentration en masse Cm d’une so- lution est le rapport entre la masse m de soluté pré- sent et le volume V de solution

Cm = m V Les unités sont

— pour la masse m : le gramme g

— pour le volume V : le litre L

— pour la concentration en masse Cm : le gramme par litre g.L

Exemple Si on dissout une masse m = 5.75 kg de sucre dans un volume V = 0.75 m

, on peut calcu- ler la concentration en masse Cm de cette solution.

Dans un premier temps, on va convertir les valeurs de m en gramme et de V en litre.

m = 5.75 kg

= 5.75 × 10

g

comme il y a 1000 L dans 1 m

V = 0.75 m

= 0.75 × 1000 L

= 750 L On a donc finalement

Cm = m

V = 5750 g

750 L = 7.67 g. L

1.3.3 Concentration maximale

Définition Pour un soluté donné, il existe une concentration maximale que l’on peut atteindre et au delà de laquelle le soluté apporté n’est plus capable de se dissoudre dans le solvant. Voir figure 1.11.

Figure 1.11 – Une solution de concentration en masse théorique t supérieure à une concentration maximale t

ne sera pas réalisable, car il restera du solide im- possible à dissoudre car la concentration maximale est atteinte.

Exemple On peut dissoudre au maximum 358 g de chlorure de sodium dans 1.00 L d’eau à 20

C.

Pour le chlorure d’argent, on peut dissoudre dans 1 L d’eau pur seulement 2, 4 mg de ce sel. Pour le glu- cose, on peut dissoudre dans un litre d’eau environ 900 g de cristaux de glucoses.

1.3.4 Réalisation d’une solution

Pour fabriquer un volume V de solution de concen- tration en masse Cm, on doit peser une masse m de soluté de manière à avoir une concentration en masse

Cm = m V

Ensuite, on procède à sa dissolution dans une fiole jaugée de volume V . Voir figure 1.12 page 5.

Exemple On veut fabriquer 200 mL d’une solution de glucose de concentration en masse 5.4 g.L

. On va calculer la masse de glucose à prélever.

Comme Cm =

, on peut isoler m et m = Cm × V

On sait que le volume de solution à fabriquer est V = 200 mL = 0.200 L et on connaît Cm donc on va prélever une masse de glucose

m = 5.4 g. L

× 0.200 L = 1.08 g

1.3.5 Dilution d’une solution

Si on a une solution mère de concentration en masse Cm

et de volume V

on peut fabriquer une solution fille de volume V

et de concentration Cm

en ajoutant du solvant et on aura la relation

V

× Cm

= V

× Cm

Voir figure 1.13 page 6.

CHAPITRE 1. DESCRIPTION ET CARACTÉRISATION DE LA MATIÈRE À L’ÉCHELLE MACROSCOPIQUE

Figure 1.12 – Fabrication d’une solution par dissolution Exemple On dispose d’un flacon contenant une so-

lution mère de concentration en masse Cm

= 5.0 g.L

. On veut fabriquer un volume de 250 mL d’une solution fille de concentration en masse de 0.5 g.L

. Quelle volume de solution mère doit-on prélever ?

On connaît ici tous les paramètres de l’équation de dilution à l’exception du volume de solution mère à prélever, qui est l’inconnue du problème. On va l’iso- ler dans l’équation

V

× Cm

= V

× Cm

V

× Cm

Cm

= V

× Cm

Cm

V

= V

× Cm

Cm

= 250 mL × 0.5 g. L

5.0 g.L

= 25.0 mL

1.4 Dosage par étalonnage

1.4.1 Dosage

Définition Faire un dosage en chimie, c’est mesurer la concentration d’une espèce chimique dans une so-

lution. Pour mesurer cette concentration, on utilise des méthodes physiques ou chimiques.

Exemple Les grandeurs que l’on peut utiliser pour mesurer une concentration peuvent être la masse volumique, la couleur, la conductivité électrique, le pH, etc. ...

1.4.2 Étalonnage

Définition Pour réaliser un dosage par étalonnage d’une espèce chimique en solution, on fabrique des solutions étalons dont on connaît précisément la concentration et on mesure une grandeur physique correspondant à cette solution. Ensuite, après avoir tracé une courbe d’étalonnage, on mesure la même grandeur physique pour la solution inconnue et on en déduit la valeur de sa concentration par compa- raison.

Exemple Pour doser le saccharose dans 1 L de

Coca Cola, on a fabriqué par dissolution quatre solu-

tions étalons de 100 mL de concentration en masse

précise dont on mesure ensuite la masse volumique

ρ . On trace la masse volumique en fonction de la

concentration en masse, puis après avoir mesuré

la masse volumique du Coca Cola, on en déduit la

Figure 1.13 – Fabrication d’une solution par dilution.

concentration en masse en saccharose t

= 106 g.L

. Voir figure 1.14.

Figure 1.14 – Dosage par étalonnage de la concentra- tion en masse en saccharose du Coca Cola.

1.5 Fiche d’exercices corrigés

Scanner le QR Code 1.15 avec votre té- léphone ou connectez vous sur http:

//physicus.free.fr/seconde-2019/pdf/

2D-PC-CHAP_01_exercices.pdf ^.

Figure 1.15 – Fiche d’exercices du chapitre 1.

Chapitre 2

Modélisation de la matière à l’échelle micro- scopique

Introduction

À l’échelle microscopique, la matière est dé- crite comme étant un ensemble d’atomes constitués d’un noyau qui contient des pro- tons et des neutrons, et qui est entouré d’un cortège électronique, dont l’organisation en couches et sous couches permet d’expliquer les propriétés chimiques des éléments du ta- bleau de la classification périodique. Ces atomes pourront s’assembler, entre autre, en molécules. Le chimiste développera des outils théoriques pour compter rapidement ces atomes et ces molécules.

2.1 Du macroscopique au microscopique

2.1.1 Introduction

Toute la matière à notre échelle se compose d’atomes de différentes natures groupés en molécule et en cristaux, puis sous formes de structures de plus en plus complexes pour aboutir aux êtres et objets de notre quotidien (figure 2.1).

2.1.2 Entités chimiques

Définition Une entité chimique désigne de façon générale

— un atome

— une molécule qui est un ensemble d’atomes re- liés entre eux

— un cation, qui est un ion positif

— un anion, qui est un ion négatif

Exemples Les atomes de cuivre Cu, de fer Fe.

Une molécule d’eau H

O, une molécule d’acide étha- noïque CH

COOH, un cation Fe

, un cation H

O

, un anion SO

, un anion Cl

.

Figure 2.1 – Du macroscopique vers le microscopique

2.1.3 Espèce chimique

Définition Une espèce chimique est un ensemble d’

entités chimiques identiques, en très grand nombre.

Exemples L’eau liquide ou solide est une espèce chimique qui contient un grand nombre de molé- cules d’eau, voir la figure 2.2.

Le sel de cuisine est une espèce chimique qui contient un grand nombre de cations Na

et d’anions Cl

, l’or est une espèce chimique qui contient un grand nombre d’atomes d’or Au (Aurum l’or en latin).

2.1.4 Électro-neutralité de la matière

Définition À notre échelle, la matière est électrique-

ment neutre, toutes les charges électriques positives

se compensent avec le même nombre de charges

électriques négatives. Les anions et les cations seront

donc présents dans des proportions qui permettent

Figure 2.2 – La glace d’eau est une espèce chimique constituée de molécules d’eau régulièrement empilées

d’assurer cette électro-neutralité. Les atomes et les molécules ont une charge électrique nulle.

Exemples La neutralité de structures ioniques comme les sels se fait de manière à ce que les charges électriques de tous les cations neutralisent celles de tous les anions.

Le chlorure de Fer III est utilisé en faible quantité pour le traitement des eaux usées comme floculant qui permet de décanter plus rapidement les fines particules solides dans les eaux usagées. Sa formule est FeCl

et le cristal est un assemblage régulier de cations Fe

et d’anions Cl

. Les trois charges posi- tives de l’ion Fe

sont compensées par une charge négative de trois ions Cl

2.2 Le noyau de l’atome

2.2.1 Particules élémentaires

Définition Les particules élémentaires constituants les atomes sont l’électron, le proton et le neutron. Voir le tableau 2.1 et le tableau 2.2.

Exemple On peut calculer la charge électrique to- tale d’un ensemble composé de 5 protons et de 10 neutrons. Seul la charge des 5 protons est prise en compte, les neutrons ayant une charge nulle. Donc la charge électrique Q totale sera

Q = 5 × q

= 5 × 1.6 × 10

= 8 × 10

C

On la note aussi Q = 5 + pour dire qu’on a 5 fois une charge élémentaire positive.

Exemple Le rapport de la masse d’un proton sur la masse d’un électron vaut

m

m

= 1.67 × 10

9.11 × 10

= 1800 Le proton est 1800 × plus lourd que l’électron.

Particule Masse (en kg )

électron 9.11 × 10

neutron 1.67 × 10

proton 1.67 × 10

Table 2.1 – Masse des particules élémentaires consti- tuant l’atome

Particule Charge électrique (en C ) électron − 1.6 × 10

(on note − 1)

neutron 0

proton 1.6 × 10

(on note + 1) Table 2.2 – Charges électriques des particules élémen- taires constituant l’atome

2.2.2 L’atome Définition

— L’atome se compose d’un noyau constitué de neutrons et de protons, autour du quel orbitent des électrons qui forment le nuage électronique (figure 2.3).

— Un atome est neutre, il y a autant de charges positives (les protons) que de charges négatives (les électrons).

— la taille d’un atome est de l’ordre de 0.1 nm.

Son noyau est 100 000 fois plus petit, soit 1 f m.

Figure 2.3 – Structure simplifiée de l’atome

Exemple Un atome d’uranium a une masse m =

3.95× 10

g et a un diamètre d’environ 0.392 nm.

CHAPITRE 2. MODÉLISATION DE LA MATIÈRE À L’ÉCHELLE MICROSCOPIQUE

2.2.3 Écriture conventionnelle du noyau Définition

— On appelle numéro atomique Z le nombre de protons présents dans le noyau d’un atome ou d’un ion monoatomique.

— On appelle nombre de masse atomique A le nombre de protons et de neutrons présents dans le noyau d’un atome ou d’un ion mono- atomique.

— Le symbole chimique d’un élément est une lettre majuscule, parfois suivie d’une minus- cule permettant de le désigner. Par exemple C représente l’élément carbone dont Z = 6, N a représente l’élément sodium où Z = 11.

— L’écriture conventionnelle d’un noyau permet d’indiquer son symbole X , son numéro ato- mique Z et son nombre de masse A.

AZ

X

Exemples

C est un atome de carbone C qui pos- sède Z = 6 protons et donc N = A − Z = 14 − 6 = 8 neutrons.

14

7

N est un atome d’azote N qui possède Z = 7 pro- tons et donc N = A − Z = 14 − 7 = 7 neutrons.

2.2.4 Élément chimique

Définition Un élément chimique est totalement dé- fini par son nombre de protons Z dans son noyau qui lui donne son nom et son symbole X .

Exemples

Ca

est le cation calcium, il possède Z = 20 protons et 45 − 20 = 25 neutrons. Comme il a une charge positive 2 + , cela signifie que l’atome de calcium a perdu 2 électrons pour devenir le ca- tion Ca

.

Les éléments

C,

C et

C correspondent au même élement, le carbone C qui a Z = 6 protons dans le noyau.

Les ions Fe

, Fe

et l’atome Fe correspondent au même élément, le fer Fe qui possède Z = 26 protons dans son noyau.

2.3 Le cortège électronique de l’atome

Introduction De nombreuses expériences de spec- troscopie du début du XX

siècle ont montré que les électrons des atomes semblent être rangés autour du noyau par couches successives.

Définition

— Les électrons du cortège électronique d’un atome sont répartis dans des couches numéro- tées à partir de 1, et qui contiennent des sous couches désignées par des lettres s et p.

— une sous couche s contient au maximum 2 élec- trons

— une sous couche p contient au maximum 6 élec- trons

— Le remplissage des couches et sous couches se fait par énergie croissante.

Voir la figure 2.4 page 9.

Figure 2.4 – Configuration électronique des 13 élec- trons de l’atome d’aluminium dans son état fondamen- tal

Exemples L’atome d’hydrogène ne possède qu’un seul électron. La configuration électronique de l’atome d’hydrogène sera 1s

.

L’atome de carbone possède 6 électrons. La confi- guration électronique de l’atome de carbone sera 1s

2s

2p

, et il a 4 électrons de valence sur la couche 2 composée des sous couches 2s et 2p.

Définition Les électrons de valence sont les élec- trons de la dernière couche remplie. Ces électrons vont donner des propriétés chimiques spécifiques à un élément chimique.

Exemples L’atome d’aluminium a pour structure électronique 1s

2s

2p

3s

3p

, sa dernière couche remplie est la troisième couche et il a 3 électrons de valence, dont 2 sur la sous couche 3s et 1 sur la sous couche 3p.

2.4 Vers des entités plus stables

2.4.1 Classification périodique des éléments

Définition Les éléments de la classification pério-

dique se regroupent en blocs s et p en fonction du

nombre de couches remplies. Pour chaque colonne

de la classification périodique, les éléments ont le

même nombre d’électrons sur leur couche de va- lence. Voir la figure 2.5 page 10.

Figure 2.5 – Les blocs s et p dans la classification pé- riodique des éléments pour les trois premières lignes

Définition Les éléments d’une même colonne du ta- bleau de la classification périodique des éléments ont le même nombre d’électrons de valence, ce qui leur octroie les mêmes propriétés chimiques : ils forme une familles chimiques d’éléments. Chaque colonne cor- respond ainsi à une famille. Voir figure 2.6.

2.4.2 Gaz nobles

Définition La famille des gaz nobles correspond à la dernière colonne du tableau de la classification pé- riodique. Ces éléments ne forment pas de molécules ou d’ions, ils existent simplement sous forme mono- atomique : ils sont dit chimiquement stables, on ne peut pas faire de réactions chimiques.

On remarque que leur dernière couche électronique est saturée à 8 électrons.

Exemples Configuration électronique des gaz nobles des trois premières lignes du tableau de la classification périodique des éléments (voir table 2.3).

Gaz noble Configuration électronique

Hélium 1s

Néon 1s

2s

2p

Argon 1s

2s

2p

3s

3p

Table 2.3 – Configuration électronique des gaz nobles.

On observe sur la dernière couche remplie qu’il y a 8 électrons : 2 sur la sous couche s et 6 sur la sous couche p.

2.4.3 Ions monoatomiques

Définition Les éléments du tableau de la classifi- cation périodique vont augmenter leur stabilité chi- mique en gagnant ou perdant des électrons pour

avoir la configuration électronique du gaz noble le plus proche dans la classification. Voir le tableau 2.4 page 11.

Exemple L’atome de sodium Na a pour structure électronique 1s

2s

2p

3s

. Le gaz noble le plus proche dans la classification périodique est le néon de structure électronique 1s

2s

2p

. Le sodium va donc perdre un électron pour avoir la même configuration électronique que le gaz noble. On forme alors l’ion Na

qui a comme configuration électronique 1s

2s

2p

.

L’atome de chlore Cl a pour configuration 1s

2s

2p

3s

3p

et il lui manque seulement un électron pour avoir celles de l’Argon. Il va donc facilement capturer un électron ailleurs pour former l’ion chlorure Cl

de configuration électronique 1s

2s

2p

3s

3p

.

À noter que la mise en présence de sodium métal- lique (atomes de Na) et de gaz de dichlore (Cl

) produit une très vive réaction, le chlore arrachant un électron au sodium.

2.4.4 Molécules

Définition Une molécule est un ensemble d’atomes reliés entre eux par des liaisons chimiques qui sont un partage d’une ou plusieurs paires d’électrons afin que chaque atome puisse s’entourer de 8 élec- trons pour avoir la même configuration électronique qu’un gaz noble. Voir figure 2.7.

Définition En 1916, le physico-chimiste américain Gilbert Newton Lewis propose un modèle simplifié pour expliquer la formation des molécules par le partage de paires d’électrons. Tout atome d’une mo- lécule sera entouré par 4 paires d’électrons lui per- mettant d’avoir sa couche de valence saturée à 8 électrons comme un gaz noble. L’atome d’hydrogène n’aura qu’une seule paire d’électrons dans une mo- lécule.

Les paires d’électrons servant à faire une liaison se- ront des doublets liants, les paires d’électrons non engagées dans une liaison seront des doublets non liants. Voir figure 2.8.

Exemples Dans les schémas suivants, tous les atomes sont entourés par 4 doublets, liants ou non liants, seuls les atomes d’hydrogènes sont entourés d’un seul doublet.

— l’eau H O H

— le dioxyde de carbone O C O

— l’ammoniac N H

H

H

CHAPITRE 2. MODÉLISATION DE LA MATIÈRE À L’ÉCHELLE MICROSCOPIQUE

Figure 2.6 – Les trois premières lignes de la classification périodique. Chaque ligne correspond au remplissage d’une couche électronique, les éléments d’une colonne ont le même nombre d’électrons de valence, les électrons de la dernière couche remplie.

Atome Configuration

électronique

Gaz noble proche

Ion Configuration

électronique

Hydrogène H 1s

He Hydronium H

pas d’électron

Sodium Na 1s

2s

2p

3s

Ne Ion sodium Na

1s

2s

2p

Potassium K 1s

2s

2p

3s

3p

4s

Ar Ion potassium K

1s

2s

2p

3s

3p

Calcium Ca 1s

2s

2p

3s

3p

4s

Ar Ion calcium Ca

1s

2s

2p

3s

3p

Magnésium Mg 1s

2s

2p

3s

Ne Ion magnésium Mg

1s

2s

2p

Chlore Cl 1s

2s

2p

3s

3p

Ar Ion chlorure Cl

1s

2s

2p

3s

3p

Fluor F 1s

2s

2p

Ne Ion fluorure F

1s

2s

2p

Table 2.4 – Les cations se forment en perdant des électrons pour avoir la même configuration électronique qu’un gaz noble. Les anions se forment en capturant des électrons pour avoir la configuration électronique d’un gaz noble

Figure 2.7 – Partage de deux électrons entre deux atomes pour former une liaison covalente.

— le méthane H C H

H H

— l’éthanol H C H

H C H

H

O H

Figure 2.8 – Formation de liaisons covalentes dans

l’acide cyanhydrique. Chaque atome s’entoure de huit

électrons en formant une ou plusieurs liaisons cova-

lentes.

— l’éthylène C H H

C H H

— l’acide acétique H C H

H C

O

O H

— le dichlore Cl Cl

— le dihydrogène H H

— le dioxygène O O

— l’acide chlorhydrique Cl H 2.4.5 Énergies de liaison

Définition L’énergie de liaison est l’énergie néces- saire pour briser cette liaison. Lors d’une réaction chimique, des liaisons se brisent et se reforment pour obtenir de nouvelles molécules à partir des atomes présents au début.

2.5 Compter les entités dans un échantillon de matière

2.5.1 Masse d’une entité chimique

Définition La masse m

d’une molécule ou d’un ion polyatomique est la somme des masses des atomes qui constituent cette entité. On doit donc connaître la formule brute de l’entité.

La masse des atomes des trois premières lignes de la classification périodique des éléments est donnée dans le tableau 2.5.

Exemple La molécule d’eau a pour formule brute H

O. Elle se compose de deux atomes d’hydrogène et d’un atome d’oxygène. Sachant que la masse d’un atome d’hydrogène est m

= 1.674 × 10

g et celle d’un atome d’oxygène est m

= 2.657 × 10

g, on peut calculer la masse de la molécule d’eau

H O

H m

= 2 × m

+ 1 × m

= 2 × 1.674 × 10

g + 1 × 2.657 × 10

g

= 2.992 × 10

g

Exemple La molécule d’éthanol a pour formule brute CH

CH

OH. Les masses des différents atomes sont m

= 1.674 × 10

g, m

= 2.657 × 10

g et m

= 1.995 × 10

g. La masse d’une molécule d’éthanol sera alors

H C

H

H C H

H

O H

m

3CH₂OH

= 6 × m

+ 1 × m

+ 2 × m

= 6 × 1.674 × 10

g + 1 × 2.657 × 10

g + 2 × 1.995 × 10

g

= 7.651 × 10

g 2.5.2 Nombre d’entités dans un échantillon

Définition Si on a un échantillon composé d’un nombre N d’entités identiques ayant une masse indi- viduelle m

, alors la masse totale m de l’échantillon sera le produit du nombre d’entités par la masse d’une entité

m = N × m

Définition Si on connaît la masse m de l’échan- tillon et la masse individuelle des entités m

, alors on peut calculer à partir de l’équation précédente le nombre N d’entités composant notre échantillon en isolant ce paramètre

m = N × m

m

m

= N × m

m

m

m

= N × H m H

H m H

m

m

= N

Exemple Un morceau de tube de cuivre a une masse m de 1.5 kg. Un atome de cuivre a une masse de m

= 1.055 × 10

g. On va déterminer le nombre d’atomes de cuivre présents dans ce tube.

On utilise donc la formule N =

en faisant atten- tion aux unités :

m = 1.5 kg = 1500 g donc le nombre d’atomes de cuivre est

N = 1500 g

1.055 × 10

= 1.42 × 10

On constate que ce nombre est énorme

N = 14 500 000 000 000 000 000 000 000 2.5.3 La mole

Définition Pour compter plus rapidement les en-

tités présentes dans un échantillon, on les compte

par paquet contenant N

= 6.022 × 10

entités. Ce

paquet est appelé une mole.

CHAPITRE 2. MODÉLISATION DE LA MATIÈRE À L’ÉCHELLE MICROSCOPIQUE Exemple Si j’ai 5 mol d’une espèce chimique, alors

mon échantillon contient un nombre totale d’entités valant N = 5 × N

= 3.011 × 10

.

Exemple Nous allons estimer le volume occupé par une mole de popcorn, en supposant qu’un grain occupe le volume d’un cube de 2 cm d’arête. On convertit les distances en km puis on calcule de vo- lume du cube en km

V

= ( 2.00 cm )

= 2.00 × 10

km

V

= 8.00 × 10

km

On calcule le volume occupé par la mole de popcorn V = V

× 6.022 × 10

= 4.8 × 10

km

La superficie de la France est de S = 643801 km

, il faudrait une hauteur h de pop-corn pour avoir le volume

V = h × S et donc

h = 4.80 × 10

km

643801 km

= 7500 km Voir figure 2.9 page 13.

Figure 2.9 – Une mole de popcorn couvrirait la France sur 7500 km de haut

2.5.4 Quantité de matière

Définition La quantité de matière n contenue dans un échantillon est le «nombre de paquets» contenant 6.022 × 10

entités présent dans l’échantillon. Cette quantité de matière n s’exprime en mol.

Pour calculer n, il faut connaître le nombre total N d’entités de l’échantillon et on peut alors calculer n

n = N N

Définition Pour mesurer expérimentalement la quantité de matière n présente dans un échantillon, il faut connaître

— la formule brute de l’entité chimique consti- tuant l’espèce chimique

— la masse m de notre échantillon.

Ensuite, on applique les étapes de calculs de l’algo- rithme (voir figure 2.10).

Figure 2.10 – Étapes du calcul d’une quantité de ma- tière n connaîssant la masse m de l’échantillon et la formule brute des entités

Exemple Quelle est la quantité de matière conte- nue dans 25 g d’eau ?

On applique les étapes de la figure 2.10 et les valeurs du tableau 2.5.

— formule brute H

O

— m

= 2 × m

+ m

= 2.99 × 10

g

— m = 25 g

— N =

= 8.36 × 10

— n =

= 1.4 mol

Il y a 1.4 mol de molécules d’eau dans 25 g d’eau.

2.6 Fiche d’exercices corrigés

Scanner le QR Code 2.11 avec votre té- léphone ou connectez vous sur http:

//physicus.free.fr/seconde-2019/pdf/

2D-PC-CHAP_02_exercices.pdf ^.

Z Symbole Nom Masse (en g)

1 H hydrogène 1.674 × 10

2 He hélium 6.647 × 10

3 Li lithium 1, 152 × 10

4 Be béryllium 1, 497 × 10

5 B bore 1, 795 × 10

6 C carbone 1, 995 × 10

7 N azote 2, 326 × 10

8 O oxygène 2, 657 × 10

9 F fluor 3, 155 × 10

10 Ne néon 3, 351 × 10

11 Na sodium 3, 818 × 10

12 Mg magnésium 4, 036 × 10

13 Al aluminium 4, 481 × 10

14 Si silicium 4, 664 × 10

15 P phosphore 5, 143 × 10

16 S souffre 5, 324 × 10

17 Cl chlore 5, 887 × 10

18 Ar argon 6, 634 × 10

Table 2.5 – Masse des atomes des trois premières lignes du tableau de la classification périodique

Figure 2.11 – Fiche d’exercices du chapitre 2.

Chapitre 3

Modélisation des transformations de la ma- tière et transfert d’énergie

Introduction

La matière peut se transformer en libérant ou absorbant de l’énergie.

Une transformation physique n’est qu’un changement de phase, solide, liquide ou ga- zeux, durant lequel les molécules de la ma- tière restent intactes.

Une transformation chimique transforme les molécules en modifiant la répartition des atomes entre diverses molécules.

Une transformation nucléaire modifie le noyau même de l’atome.

3.1 Transformation physique

3.1.1 Changement d’état

Définition Un corps pur peut être dans trois états physiques en fonction de sa température et de la pression

— solide

— liquide

— gazeux

Le passage d’une phase à l’autre porte un nom spé- cifique, selon la phase de départ et celle d’arrivée.

Voir figure 3.1.

Le passage d’un état à l’autre se fait à des tempéra- tures précises selon le corps étudié, appelées tempé- ratures de changement de phase. Voir figure 3.2.

Remarque La vaporisation est une évaporation avec ébullition du corps.

3.1.2 Modélisation microscopique

Définition On peut modéliser les trois phases de la matière de la façon suivante

— Dans un corps pur solide, les atomes, ions ou molécules qui le constituent sont organisés dans une structure cristalline qui est très ordon- née et régulière.

Figure 3.1 – Noms des différents types de changements d’états

Figure 3.2 – L’eau peut être sous forme liquide, solide (glace, neige, givre) ou à l’état de vapeur, la fusion et l’ébullition se produisent à température constante

— Dans un corps pur liquide, les atomes, ions ou molécules qui le constituent sont dans une structure désorganisée, ils peuvent se déplacer les uns par rapport aux autres, en restant très proches.

— Dans un corps pur gazeux, les atomes, ions

ou molécules qui le constituent sont dans une

structure désorganisée, ils se déplacent à des vi-

tesses importantes et sont éloignés les uns des autres.

Définition Pour un changement d’état, lors du pas- sage solide → liquide → gaz, la structure de la ma- tière est de plus en plus désordonnée.

Le passage gaz → liquide → solide se caractérise par un état de plus en plus ordonné de la matière.

Voir figure 3.3.

Figure 3.3 – Structure de la matière dans les phases solide, liquide et gaz

3.1.3 Transfert thermique

Définition Une transformation endothermique absorbe de l’énergie E quand elle se produit.

corps

+ E −−−→

corps

corps

+ E

−−−−−−→ corps

corps

+ E

−−−−−−→ corps

Une transformation exothermique libère de l’énergie E quand elle se produit.

corps

−−−−−−→ corps

+ E corps

−−−−−−→ corps

+ E corps

−−−−−−−−−−→ corps

+ E Définition L’énergie de fusion E

(en J) est l’éner- gie nécessaire pour faire fondre une masse m (en kg) d’un corps pur d’énergie massique de fusion L

(en J .kg

).

E

= m × L

Quand le corps se solidifie, il va libérer la même énergie.

L’énergie de vaporisation E

(en J ) est l’énergie né- cessaire pour vaporiser une masse m (en kg) d’un corps pur d’énergie massique de vaporisation L

(en J .kg

).

E

= m × L

Quand le corps se liquéfie, il va libérer la même éner- gie.

3.1.4 Applications des changements d’états

— Quand on utilise une glacière, on y place des blocs de glace qui absorbent l’énergie ther- mique entrant dans la glacière. Tant que la glace se transforme en eau,cette énergie ne peut pas augmenter la température des objets dans la glacière.

— Les petites chaufferettes qui se déclenchent par un choc et où l’on observe un liquide de- venant solide utilisent une espèce chimique en surfusion, et quand elle change de phase, elle libère l’énergie sous forme thermique.

— Certains mammifères transpirent, l’eau en s’évaporant absorbe l’énergie thermique du corps et permet de le refroidir.

— Dans les années 1970 les sondes russes VE- NERA qui atterrissaient à la surface de Vénus où la température est de 400

C, utilisaient la sublimation de nitrate de lithium tri hydraté pour absorber l’énergie thermique qui entrait dans la sonde.

— Les sondes spatiales utilisent un bouclier ther- mique pour entrer dans une atmosphère, le bouclier se sublime, ce qui permet d’évacuer une partie de l’énergie thermique due au frot- tement avec l’atmosphère, la sonde perd ainsi de l’énergie cinétique et est ralentie, passant à une vitesse de quelques kilomètres par se- conde à quelques centaines de mètre par se- conde.

3.2 Transformation chimique

3.2.1 Réaction chimique

Définition Lors d’une réaction chimique, les réac- tifs disparaissent pour former les produits qui appa- raissent. Il y a conservation de la matière, la masse reste constante, et conservation de la charge élec- trique, elle reste constante lors de la réaction.

réactifs − → produits

masse des réactifs = masse des produits

somme des charges électriques des réactifs =

somme des charges électriques des produits

CHAPITRE 3. MODÉLISATION DES TRANSFORMATIONS DE LA MATIÈRE ET TRANSFERT D’ÉNERGIE

3.2.2 Équation de réaction chimique

Définition Une équation de réaction chimique in- dique comment les atomes se réorganisent quand des réactifs réagissent pour former des produits.

Cette équation respecte la conservation de la masse : tous les atomes présents dans les réactifs se retrouvent dans les produits et la conservation de la charge élec- trique : la charge électrique totale de tous les réac- tifs est identique à la charge totale de tous les pro- duits. Une équation de réaction chimique est équili- brée, les coefficients stoechiométriques indiquent en quelles proportions les réactifs réagissent entre eux et les produits apparaissent.

Exemples à connaître

— combustion du carbone C + O

− → CO

— combustion du méthane

CH

+ 2 × O

− → CO

+ 2 × H

O

— corrosion d’un métal par un acide

Zn + 2 × H

O

− → Zn

+ H

+ 2 × H

O

— action d’un acide sur le calcaire

2 × HCl + CaCO

− → CaCl

+ CO

+ H

O

— action de l’acide chlorhydrique sur l’hy- droxyde de sodium

H

O

+ Cl

+ Na

+ OH

− → 2× H

O + Cl

+ Na

Les ions Na

et Cl

sont des espèces specta- trices, elles ne participent pas à la réaction chi- mique.

3.2.3 Recherche du réactif limitant

Définition Le réactif limitant est le réactif qui va disparaître en premier lors d’une réaction chimique, et c’est donc lui qui va arrêter la réaction.

Méthode Pour rechercher le réactif limitant d’une réaction dont on connaît l’équation de réaction équi- librée, il faut

— calculer le nombre de moles de chaque réactif présent au début de la réaction

— diviser ce nombre de mole par le coefficient stoechiométrique correspondant au réactif

— le réactif ayant le plus petit rapport sera le rréactif limitant la réaction, les autres seront en excès

Exemple On a une réaction de combustion entre le dioxygène O

et le butane C

H

, dont l’équation de réaction est

C

H

+ 13

2 × O

− → 4 × CO

+ 5 × H

O Initialement, on a 0.42 mol de butane et 0.23 mol de dioxygène. On recherche le réactif limitant en ap- pliquant la méthode décrite ci-dessus.

— n ( O

) = 0.23 mol, et n

= 0.42 mol

—

2

= 0.0354 et

= 0.42

— le rapport le plus petit est celui correspondant au dioxygène

Le réactif limitant est le dioxygène.

Exemple On peut utiliser une autre méthode ba- sée sur la proportionnalité. Si 1 molécule de bu- tane réagit avec

molécules de dioxygène, alors si au départ on a 0.42 mol de butane, pour avoir une consommation complète de ce réactif, il faudrait donc une quantité de dioxygène égale à

0.42 ×

1 = 2.7 mol

Or ce n’est pas le cas, il n’y a que 0.23 mol de dioxy- gène qui disparaitra en premier, il limite la réaction.

3.2.4 Réactions exothermiques et endothermiques Définition Si lors d’une réaction chimique, de l’énergie est dégagée (lumière, chaleur) alors la réaction est exothermique.

Si lors d’une réaction chimique, de l’énergie est absorbée (diminution de la température) alors la réaction est endothermique.

Exemple Les réactions de combustion sont exo- thermiques, elles sont utilisées depuis longtemps par les Hommes pour se chauffer, s’éclairer et cuire des aliments.

3.2.5 Synthèse d’une espèce chimique

Définition Synthétiser une espèce chimique, c’est fabriquer cette espèce par une suite de réactions chimiques, de méthode de purification, de sépara- tion, d’extractions et de caractérisations. L’espèce chimique peut être une copie d’une espèce naturelle ou une création de l’Humain. On peut utiliser un sys- tème de chauffage à reflux pour faire une synthèse.

Voir figure 3.4.

Définition La chromatographie sur couche mince

est une technique de séparation des composants

Figure 3.4 – Montage d’un chauffage à reflux

dans un but d’analyse ou de purification. Elle com- prend une phase stationnaire (usuellement du gel de silice, de l’oxyde d’aluminium ou de la cellulose) et une phase liquide, dite phase mobile ou éluant qui est un solvant ou un mélange de solvants qui va en- traîner les composés à se séparer le long de la phase stationnaire. Voir figure 3.5.

Figure 3.5 – Caractérisation par chromatographie sur couche mince. On sépare les constituants d’un mélange grâce à l’entraînement par un éluant des différentes espèces à des vitesses différentes et on compare à des espèces pures.

3.3 Transformation nucléaire

3.3.1 Isotope

Définition Les isotopes sont des noyaux d’atomes possédant le même nombre de proton Z mais un nombre de neutrons différents. Ils ont donc les mêmes propriétés chimiques, mais des masses très légèrement différentes.

Exemples Quelques isotopes de l’élément Titane (Z = 22)

—

T i possède 22 protons et 46 − 22 = 24 neu- trons

—

T i possède 22 protons et 47 − 22 = 25 neu- trons

—

T i possède 22 protons et 48 − 22 = 26 neu- trons

L’argon 40 (

Ar)et le calcium 40 (

Ca) ne sont pas des isotopes, car leur nombre de protons Z est diffé- rent : Z = 18 pour l’argon et Z = 20 pour le calcium.

3.3.2 Réaction nucléaire

Définition Une réaction nucléaire va modifier le noyau de l’atome, son nombre de protons Z et son nombre de nucléons A vont être modifiés. L’élément va changer puisque Z change.

3.3.3 Écriture symbolique d’une réaction nucléaire Définition On peut décrire une réaction nucléaire par une équation de réaction qui explicite la manière dont les noyaux atomiques changent, tout en respec- tant des règles de conservations (règles de Soddy)

A₁

Z₁

X

+

X

− →

Y

+

Y

— la masse doit se conserver A

+ A

= A

+ A

— la charge électrique doit se conserver Z

+ Z

= Z

+ Z

Exemple Désintégration du carbone 14 pour for- mer de l’azote et éjecter un électron e

14

6

C − →

N +

e

Remarque Dans les réactions nucléaires, des par- ticules peuvent être éjectées (neutron, proton, élec- tron et positron). On va utiliser les notations sui- vantes pour tenir compte de leur charge et leur masse (voir tableau 3.1).

3.3.4 Réaction de fusion nucléaire

Définition Au cœur du Soleil se produisent des ré-

actions de fusion nucléaires qui dégagent une énorme

énergie. Elles fusionnent des noyaux d’atomes pour

former des noyaux plus lourds.

CHAPITRE 3. MODÉLISATION DES TRANSFORMATIONS DE LA MATIÈRE ET TRANSFERT D’ÉNERGIE

Nom A Z Notation

Proton 1 1

p

Neutron 1 0

n

Électron 0 -1

e

Positron 0 1

e

Table 3.1 – Particules intervenant dans des réactions nucléaires

Exemples Quelques réactions de fusions nu- cléaires se produisant dans le Soleil

—

H +

H − →

H +

e

—

H +

H − →

He

—

He +

He − →

Be

—

Be +

H − →

B

—

C +

H − →

N

3.3.5 Réaction de fission nucléaire

Définition Au cœur d’une centrale nucléaire, des réactions de fission permettent de casser des noyaux atomiques pour former des noyaux plus légers, et elles dégagent beaucoup d’énergie, utilisée pour fa- briquer de la vapeur permettant de faire tourner des turbines reliées à des alternateurs qui transforment le mouvement en énergie électrique.

Exemples Un neutron

n vient frapper le noyau d’un atome d’Uranium 235

U qui va se briser pour former des noyaux plus légers de Krypton et de Ba- ryum et en éjectant 3 neutrons.

1

0

n +

U − →

Ba +

K r + 3 ×

n

3.4 Reconnaître le type de transformation à partir de l’équation de réaction

Définition

— une transformation physique ne change pas les molécules, elles restent identiques

H

O

− → H

O

— une transformation chimique change les molé- cules mais pas les atomes, ils sont ré-arrangés différemment dans de nouvelles molécules

2H

+ O

− → 2H

O

— une transformation nucléaire modifie le noyau des atomes, la nature chimique de l’élément change

2

1

H +

H − →

He

Énergies libérées Les énergies libérées lors des différents types de transformations sont très diffé- rentes, voici quelques ordres de grandeurs

— transformation physique de 10

à 10

kJ.kg

— transformation chimique de 10

à 10

kJ.kg

— transformation nucléaire de l’ordre de 10

kJ.kg

Exemple

— 1 g de pétrole libère 4 × 10

J lors de sa com- bustion, soit 10

kJ.kg

— la fusion d’1 g d’hydrogène dans le Soleil li- bère 6 × 10

J soit 10

kJ.kg

3.5 Fiche d’exercices corrigés

Scanner le QR Code 3.6 avec votre té- léphone ou connectez vous sur http:

//physicus.free.fr/seconde-2019/pdf/

2D-PC-CHAP_03_exercices.pdf ^.

Figure 3.6 – Fiche d’exercices du chapitre 3.