Notes de cours, série d’exercices et module sur les biocarburants Chimie générale Automne -2016 Professeur : Stéphane Roberge

1

Notes de cours, série d’exercices et module sur les biocarburants

Chimie générale Automne -2016

Professeur : Stéphane Roberge

2

3 Tables des matières

Module 1 – Introduction et stœchiométrie de base - Tro (Chapitres 1, 2 et 8)...8

Chapitre 1 – Introduction ...8

Chapitre 2 – Atomes, éléments et composés ... 16

Chapitre 8 – Stœchiométrie I : les substances ... 32

Module 2 – Structure de l’atome et propriétés périodiques des éléments - Tro (Chapitres 3 et 4) ... 50

Chapitre 3 – Conception moderne de l’atome et mécanique quantique ... 50

Chapitre 4 – Propriétés de l’atome et modèle atomique moderne ... 70

Module 3 – Liaisons chimiques, structures moléculaires et forces intermoléculaires - Tro (Chapitres 5-6-7) ... 83

Chapitre 5 : Liaisons chimiques ... 83

Chapitre 6 : Molécules et forces intermoléculaires ... 96

Chapitre 7 : Gaz, liquides et solides : forces intermoléculaires et substances ... 116

Module 4 – Stoechiométrie des réactions chimiques – Tro (Chapitre 9) ... 130

Chapitre 9 : Stoechiométrie II : les réactions chimiques ... 130

4 Introduction à la chimie

Qu’est-ce que la chimie ?

Étude de la composition, des propriétés et de variations de la matière.

Nommer des champs d’activités de la vie de tous les jours où la chimie est impliquée.

•Pâtes et papiers

•Plastique/ polymères

•Médicaments (industrie pharmaceutique)

•Énergie (pétrochimie, pile hydrogène)

•Métallurgie

•Électrochimie (Aluminium, magnésium)

•Industrie minière

•Analyses environnementales (air/eau/sols)

•Cosmétiques

•Agroalimentaires (agents de conservation, pesticides)

•Contrôle de la qualité (tous les secteurs, suivi du procédé)

Nommer une utilité comme citoyen d’une compréhension des notions de base en chimie.

•Consommateur averti (alimentation, etc.)

•Compréhension des enjeux environnementaux

•Base de plusieurs disciplines (université)

•Biologie

•Géologie

•Sciences de matériaux

•Médecine

•Physique

•Génie chimique, civil, etc.

•Risque produits ménagers

•Alcootest

•Expériences au labo « fun »

5 Tâches d’un chimiste :

* analyser, synthétiser, purifier, modifier et caractériser des composés chimiques ou biochimiques;

* préparer et exécuter des programmes d'analyse afin de contrôler la qualité des substances brutes, des produits chimiques intermédiaires et des produits finis;

* exécuter les programmes d'échantillonnage, de collecte et d'analyse des données afin d'identifier des substances toxiques dans le milieu et de les dénombrer;

* faire de la recherche visant à développer de nouvelles formules et de nouveaux procédés et concevoir de nouvelles applications pour les produits chimiques industriels et leurs composés;

* faire de la recherche fondamentale et appliquée sur les synthèses et propriétés des composés chimiques et des mécanismes des réactions chimiques;

* étudier l'aspect chimique de l'action des médicaments, du diagnostic et du traitement des maladies, du fonctionnement des organes et de l'examen de santé;

* participer à des programmes interdisciplinaires de recherche et développement avec des ingénieurs chimistes, des biologistes, des microbiologistes, des agronomes, des géologues ou autres professionnels;

* agir à titre de conseiller technique dans certains domaines précis;

* superviser, au besoin, d'autres chimistes, technologues et techniciens en chimie.

Tâches d’un technicien en chimie :

* préparer et faire des expériences, des essais et des analyses chimiques en appliquant diverses techniques comme la chromatographie, la spectroscopie, la séparation physique et chimique et la microscopie;

* utiliser et entretenir l'équipement et l'appareillage de laboratoire et préparer des solutions liquides ou gazeuses, des réactifs et des échantillons de formule définie;

* compiler des données et interpréter les résultats des analyses ou des expériences;

* élaborer et mettre en oeuvre des programmes d'échantillonnage et d'analyse afin d'assurer la conformité aux normes de qualité des substances brutes, des produits intermédiaires et des produits finis;

* participer à l'élaboration de procédés liés au génie chimique et à la préparation d'études sur

l'approvisionnement en génie chimique, en construction, en inspection et en entretien, et participer également à l'élaboration de normes, de marches à suivre et de mesures de santé et de sécurité;

* mener des projets pilotes en usines chimiques ou pétrochimiques;

* effectuer ou participer à l'exécution de tests et d'évaluations de la qualité de l'air et de l'eau, à des contrôles environnementaux ou à des mesures de protection ainsi qu'à l'élaboration et la mise en oeuvre de normes;

* participer à la conception et à la fabrication d'appareils d'expérimentation.

* aider à la préparation et à la réalisation des expériences, des essais et des analyses chimiques;

* utiliser et entretenir l'équipement et l'appareillage de laboratoire et préparer des solutions liquides ou gazeuses, des réactifs et des échantillons de formule définie;

* compiler les données à des fins d'étude analytique;

* aider au développement et à la mise en oeuvre des programmes d'échantillonnage et d'analyse afin d'assurer la conformité aux normes de qualité;

* exercer une gamme restreinte d'autres fonctions techniques pour appuyer les recherches, les essais et les analyses chimiques ainsi que les activités environnementales de contrôle de la qualité et de protection de l'air et de l'eau;

6 Cours à l’université et au Collège (Techniques)

• Chimie organique

• Chimie inorganique (minérale)

• Chimie-physique

• Chimie théorique (quantique)

• Thermodynamique

• Chimie des polymères

• Électrochimie

• Analyses instrumentales (techniques de séparation + identification)

• Spectroscopie

• Chromatographie

• Cinétique

• Chimie de l’environnement

• Assurance qualité, statistique et échantillonnage

• Pétrochimie

• Biochimie

• Chimie des médicaments

GRANDS SECTEURS EN CHIMIE (6)

Générale Organique Inorganique Chimie-

physique Analytique Polymères Secteurs de l’industrie chimique :

Ils travaillent dans des laboratoires de recherche, de développement (R & D) et de contrôle de la qualité, (CQ) pétrochimiques et pharmaceutiques ainsi que dans les industries de l'extraction minière, de la métallurgie, et des pâtes et papiers, dans divers d'établissements manufacturiers, de services d'utilité publique, de services de santé et de maisons d'enseignement ainsi que des établissements gouvernementaux.

Autres secteurs : (Industrie chimique : agroalimentaire, etc.) abrasifs (ex. : carbure de silicium)

additifs alimentaires additifs pour béton additifs pour métaux

additifs pour pétrochimie et plastiques

adhésifs et scellants (ex. : colle, scellants, enduits et mastic) agents tensioactifs

alumines et dérivés ammoniac et dérivés

benzène, toluène, xylène et dérivés

carbone et dérivés (ex. : charbon activé, anodes de carbone) catalyseurs

ciment (ex. : ciment à maçonnerie) colorants et pigments organiques encres d'imprimerie

engrais explosifs

extraits animaux et végétaux (ex. : huiles essentielles) gaz industriels (ex. : hydrogène, azote et oxygène) halogénés (ex. : chlore, soude caustique, fluor et brome)

7 ingrédients actifs pour soins de santé

intermédiaires

lubrifiants (ex. : huiles et graisses)

oléfines et dérivés (ex. : éthylène, propylène et butadiène) oxydes et carbonates (ex. : chaux, oxyde de zinc)

peintures (ex. : teintures, laques, vernis et latex) peroxydes (ex. : peroxyde d'hydrogène et perborates) pesticides

phosphore et dérivés (ex. : acide phosphorique)

pigments inorganiques (ex. : pigments de bioxyde de titane) polymères (ex. : résines phénoliques, polystyrène)

produits de nettoyage (ex. : détergents) produits de synthèse organique

produits de toilette (ex. : savons, shampoings et crèmes) produits divers

saveurs et fragrances

silicates et dérivés (ex. : silice et polysilicium) solvants et diluants

soufre et dérivés (ex. : acide sulfurique et sulfates) spécialités pour textiles, eau et pâtes et papiers traitement de surface

Laboratoire médico-légale (Mtl)

8 Module 1 – Introduction et stœchiométrie de base - Tro (Chapitres 1, 2 et 8)

A mémoriser : Préfixes : milli = m = ×10^-3 micro = µ = × 10^-6 nano = n = × 10^-9 pico = p = × 10^-12

Chapitre 1 – Introduction 1.1 Atomes et molécules

1.2 Approche scientifique de la connaissance 1.3 Classification de la matière

1.4 Changements physiques et chimiques et propriétés physiques et chimiques 1.5 Unités de mesure

1.6 Fiabilité d’une mesure

1.7 Résolution de problèmes en chimie

Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre

Sections Numéros suggérés

1.2 – 1.3-1.4 # 1-2-4-6-8-9-10-11

1.5 # 12-14-15-16-21-22-24-50

1.6 # 27-28-30-35

1.7 – récapitulatifs # 37-40-44-45-46-47-54-55-58-59-60-63-64-69

9 Questionnaire (Vidéo – Historique de la chimie)

#1 On a pensé jusqu’au 17^e siècle que toute la matière était constituée d’un assemblage de quatre éléments fondamentaux. Lesquels ?

Terre, air, feu et l’eau.

#2 Qui fut le premier savant à réaliser des expériences quantitatives en laboratoire ? Robert Boyle

#3 Qu’est-ce qui permet à Lavoisier d’associer la respiration à une combustion sans flamme ? Les mêmes produits sont formés. Le lapin a besoin d’oxygène et la chandelle également.

#4 Par quelle expérience décisive Lavoisier prouve-t-il que l’eau n’est pas un élément ? L’hydrogène (H2) va réagir avec l’oxygène (O2) de l’air pour former de l’eau (H2O).

#5 A qui doit-on la théorie atomique à la base de la chimie moderne ? Dalton

#6 En 1871, le tableau des éléments de Mendeleïev comporte des trous. Pourquoi ?

Mendeleïev a prédit les propriétés des éléments non découverts afin de respecter la périodicité du tableau des éléments.

10 Atomes et molécules

La chimie : La « grammaire » de l’univers

L’atome est la plus petite unité d’un élément qui peut se combiner chimiquement.

L’atome est composé de protons (charges positives), d’électrons (charges négatives), et de neutrons (particules neutres). Les atomes sont les briques qui constituent la matière à partir desquels tout ce qui nous entoure est construit.

Arrangement d’atomes = MOLÉCULE

Exemples :

CO => Molécule => Un atome de carbone et un atome d’oxygène CO2 => Molécule => Un atome de carbone et deux atomes d’oxygène

Approche scientifique de la connaissance

Hypothèse : Tentative d’interprétation ou d’explication des observations qu’un scientifique est en train d’effectuer.

Loi scientifique : Énoncé concis ou équation qui résume les observations passées et prédit les futures.

Ex : Loi de la conservation de la masse

Théorie scientifique : Explication proposée pour les observations et les lois basée sur des hypothèses bien établies et vérifiées; une théorie présente un modèle pour la compréhension de ce que fait la nature et de la façon dont elle le fait, et prédit un comportement qui dépasse largement les observations ou les lois à partir desquelles elle a été créée.

Ex : Théorie atomique

SCHÉMA – MÉTHODE SCIENTIFIQUE

11 Classification de la matière

Matière : Tout ce qui a une masse et qui occupe de l’espace Substance : type de matière

États de la matière : solide, liquide et gaz (s), (l), (g)

4e état : Plasma (Nécessite une transformation chimique) – Gaz ionisé

Gaz soumis à un puissant champ électrique ou électromagnétique. Présence de cations et d’électrons libres en grande quantité. Grande cohésion entre les particules. Conducteur.

Ex : Écran plasma, tubes fluorescents, éclairs, etc.

Solide Liquide Gaz

- Molécules très proches Positions fixes

- Vibrations très faibles - Volume fixe et forme plus

ou moins rigide CRISTALLINE (Structure répétitive étendue)

Ex : Diamant, NaCl, etc.

AMORPHE (Atomes ou

molécules qui ne sont pas réunis par un assemblage régulier étendu)

Ex : Verre, plastiques, etc.

- Molécules presque aussi rapprochées que solide

- Molécules sont libres de se déplacer

- Volume fixe avec forme indéterminée. Prend la forme du contenant

- Beaucoup d’espace entre les atomes et molécules - Molécules sont libres de

se déplacer - Gaz compressibles - Gaz prennent toujours la

forme de leur contenant

États condensés

Présence de forces d’attraction entre les molécules

Forces intermoléculaires importantes

Très peu d’interactions

Classification de la matière selon sa composition. (Éléments, composés et mélanges)

12 Substance pure : Substance composée d’un seul

type d’atomes ou de molécules

Élément: Substance qui ne contient qu’un seul type d’atomes.

Substance qui ne peut se décomposer davantage Ex : He, O₂, N₂, Al, etc.

Composé : Substance constituée de deux ou plusieurs types d’atomes présents dans des proportions définies. (2 éléments ou plus) Ex : Eau (H₂O), CO₂, etc.

Ex : Éthanol

FORMULE CHIMIQUE => C2H6O

Mélange homogène : Mélange dont la composition est constante en tout point.

Ex : Thé sucré, Air (N2, O2, CO2), Eau avec pesticides et métaux lourds, etc.

Mélange hétérogène : Mélange dont la composition varie d’un point à l’autre.

Ex : Eau trouble, Eau-huile, etc.

H H

H H

H

H C C O

13 Changements physiques et chimiques

Changements physiques :

• Les atomes ou les molécules qui composent une substance ne changent pas leur identité.

• Mêmes propriétés physiques (Avant- Après) Changements chimiques :

• Les atomes ou les molécules qui composent une substance subissent un réarrangement des atomes et se transforment en substances différentes.

• Changement de la substance (rx chimique).

• La composition change. Les propriétés physiques sont différentes par la suite.

Changements de phases ?

Autres changements physiques :

• Dissolution du sucre dans l’eau.

12 22 11( ) ^{H O}2 12 22 11( ) C H O s →C H O aq

Changements chimiques (Exemples)

• Formation de la rouille (Fe → Fe₂O₃ (substance orangée))

• Combustion de l’essence, propane. Résultat → CO2(g) + H2O(g)

Propriété physique :

Indépendante de tout changement de composition.

Ne modifie que l’état et non la nature de la substance.

Propriété chimique :

Se manifeste lorsque la composition change entraînant la formation d’une nouvelle substance.

- Odeur - Goût - Apparence - Point de fusion - Point d’ébullition - Masse volumique

- Inflammabilité - Corrosivité - Acidité - Toxicité sublimation

TRANSFORMATIONS PHYSIQUES FUSION

⇌ liquide VAPORISATION

Solide ⇌ gaz

LIQUÉFACTION SOLIDIFICATION

14 Unités de mesure

Deux systèmes

• métrique (Système international d’unités) SI

• anglo-saxon

Préfixes multiplicateurs (Tableau 1.2 page 17) Conversion entre les deux systèmes

Consulter également l’avant dernière page de votre volume de référence => FACTEURS DE CONVERSION ET RELATIONS

273,15

K C

T = + t

1,8 32

F C

t t F F

C

= × ° + °

°

(

)

1,8 /

F C

t F

t F C

− °

= ° °

15 Volume :

1 mL = 1 cm3 1 L = 1 dm3 Masse volumique

Fiabilité d’une mesure

Chiffres significatifs : Dans toute mesure exprimée, les chiffres connus avec certitude ainsi que le dernier chiffre, qui lui, est incertain.

Expression d’une mesure en notation scientifique => ANNEXE I A. Notation scientifique

Partie décimale = mantisse = Nombre ≥ 1 et < 10.

Chiffres significatifs dans les calculs

• Les nombres exacts ne limitent pas le nombre de chiffres significatifs dans aucun calcul

• Dans une multiplication ou une division, le résultat comporte le même nombre de chiffres significatifs que le facteur qui en a le moins

• Dans une addition ou une soustraction, le résultat comporte le même nombre de décimales que la quantité

Résolution de problèmes en chimie

Analyse dimensionnelle. (On garde les unités) Exemple : Facteur de conversion

STRATÉGIE GÉNÉRALE DE RÉSOLUTION DE PROBLÈME

TRIER ^- Données

- Information recherchée ÉTABLIR UNE

STRATÉGIE

- Plan conceptuel - Relations utilisées

RÉSOUDRE - Solution

VÉRIFIER

masse m g

Volume = = = ρ V mL

16 Chapitre 2 – Atomes, éléments et composés

2.1 Voir les atomes 2.2 Atomes et éléments

2.3 Classer les éléments : le tableau périodique 2.4 Masse atomique

2.5 Combiner les atomes : les liaisons chimiques 2.6 Éléments et composés

2.7 Représenter les composés : formules chimiques et modèles moléculaires 2.8 Formules et nomenclature des composés ioniques

2.9 Formules et nomenclature des composés moléculaires

Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre

Sections Numéros suggérés

2.1 -2.2 # 2-4-5-6-8-9-10-12-11-49-52-57

2.3 # 14-15-16-18

2.4 # 22-23-55-61

2.5-2.6 # 25-26-29-30

2.7 # 32

2.8 # 33-35-37-39-40-41

2.9 # 42-43-44

17 Atome « indivisible »

Écriture atomique : 29 millions de livres tiendraient sur une surface de 5 mm². Microscope à effet tunnel

Construction de minuscules structures ne comptant que quelques douzaines d’atomes. (Nanotechnologie) HYPERLIENS INTÉRESSANTS :

• http://www.maxisciences.com/film/ibm-realise-le-plus-petit-film-d-039-animation-au-monde-grace-a-

• des-molecules_art29413.html http://www.lemonde.fr/sciences/article/2013/01/10/les- nanovoitures-entrent-en- piste_1815112_1650684.html

• http://www.quebecscience.qc.ca/actualites/Auto-moleculaire

Atome : la plus petite unité identifiable d’un élément.

91 éléments naturels différents 20 éléments de synthèse Atomes et éléments Particules subatomiques Protons, neutrons et électrons.

Masse (kg) Masse (u)

Proton 1,675 × 10^-27 1,007

Neutron 1,675 × 10^-27 1,009

Électron 9,109 × 10^-31 5,486 × 10^-4

Unité de masse atomique (u) :

Unité utilisée pour exprimer les masses des atomes et de particules subatomiques, définie comme le 1/12 de la masse d’un atome de carbone contenant six protons et six neutrons.

1 1

u=12 masse d’un atome de C 1 atome de ¹²C = 12 u Plus tard, on a découvert que 1 u = 1,661 × 10-27 kg

1 mole ¹²C = ________grammes

23 12 24

12 12 12

6,022 10 atomes C 12u 1,661 10 g 12g

mole C atome C u mole C

× × −

× × =

18 Charge d’un électron : 1,602 × 10-19 Coulomb

Expérience de Millikan (p-44)

Masse Charge

Proton 1 +1

Neutron 1 Neutre (0)

Électron infime -1

L’identité d’un atome est définie par le nombre de protons dans son noyau.

(Z) Numéro atomique = Nombre de protons Z vraie de 1 à 117 = 117 éléments

Pour chaque numéro atomique => symbole chimique (Une ou deux lettres) Si 2 =>1ère majuscule 2e minuscule - Symbole selon le nom de l’élément

- Nom latin, mythologie grecque, propriétés, scientifiques, etc.

charge A

Z X

(A)Nombre de masse = nombre de protons + nombre de neutrons (Chiffre le plus gros) A = Z + nbr de neutrons

Charge (si nécessaire)

Théorie atomique de Dalton : tous les atomes d’un élément donné ont la même masse. FAUX ISOTOPE

Atomes avec le même numéro atomique (Z) mais un nombre de masse (A) différent. DIFFÉRENCE => nbr de neutrons.

Exemple :

Néon : toujours 10 protons

Isotopes avec 10, 11 et 12 neutrons. Néon-20, Néon-21, Néon-22 Ions => Particules chargées (Charge dans le coin supérieur droit) Cations : Particules chargées positivement

Anions : Particules chargées négativement

Ex : Na⁺ avec Cl^- (NaCl)

Exemples de charges (Nombre et signe ensuite) Mg²⁺, Al³⁺, O^2- , F^-

19 L’organisation des atomes en molécules

Les atomes sont « contents » s’ils respectent la RÈGLE DE L’OCTET

Période Nbr d’e^- Total

1 2 2

2 8 10

3 8 18

Si la dernière couche est pleine => STABILITÉ dons l’atome est « CONTENT » Mg veut se débarrasser de 2 e^-

Mg(s) ^{perted e'}



→

Décompte des particules subatomiques : Protons : 12

Neutrons : 12 Électrons : 10

Charge : (+12)+(-10)= +2

9 F

F2(g) + 2 e^{- gain d e'}



→

ANIONS

Décompte des particules subatomiques : 9p, 10n et 10e^- Charge (+9)+(-10)=-1 Noyau

8e^- 2e^- 2e^-

Dernière couche (Électrons de valence)

Configuration des gaz rares

Nbr d’oxydation

20 Le tableau périodique

Loi de la périodicité.

Lorsque les éléments sont disposés dans l’ordre croissant de leur masse, certains ensembles de propriétés se répètent périodiquement.

Métaux => Beige Solides, conduisent bien l’électricité, ductile, malléable, alliages Non-métaux => Vert Ne conduisent pas l’électricité (s) cassant - (l) - (g)

Métalloïdes => Mauve Mélange de propriétés

Tableau périodique (Verso de la page couverture : Vert= métalloïdes et Mauve = Non-métaux)

Éléments des groupes principaux (Lettre A) Propriétés largement prévisibles Éléments de transition (Lettre B) Propriétés plus difficile à prévoir 1A => Alcalins

2A => Alcalino-terreux 7A => Halogènes

8A => Gaz rares (nobles, inertes)

Identification des groupes (UICPA) Groupes 1 à 18 - Groupes principaux 1-2-13-14-15-16-17-18 - Métaux de transitions 3-4-5-6-7-8-9-10-11-12

21 Groupes (Colonnes)

Familles 1 à 18

Éléments représentatifs (principaux) Éléments de transition

Propriétés physiques et chimiques similaires.

Périodes (Rangées) 7 périodes

La première n’a que deux éléments (H et He) Observe une périodicité des propriétés

Tableau périodique (SARGENT-WELCH) Noir – solide

Rouge – gaz

Bleu – liquide (Br et Hg) Synthétique

Abondance dans le corps humain : (O-65) (C-18) (H-10) (N-3) 75%(p/p)= H2O Abondance dans la croûte terrestre : O-Si-Al-Fe-Ca-Na-Mg

Éléments formant des ions de charges prévisibles

Groupes principaux

- Métal a tendance à céder des électrons pour former un cation avec un nombre d’électrons identique à celui du gaz noble qui le précède.

- Non-métal a tendance à accepter des électrons pour former un anion avec un nombre d’électrons identique à celui du gaz noble qui le suit.

22 Masse atomique

Masse atomique = masse atomique moyenne

Masse atomique = masse moyenne des isotopes qui composent un élément pondérée selon l’abondance naturelle de chaque isotope.

6 C 12

Charge neutre : (+6) + (-6) = 0 Pourquoi la masse est de 12,011?

12C=98,892%

12_C 12,00000

m = u

13C=1,108%

13_C 13, 00335

m = u

Masse atomique (fraction de l'isotope ) (masse de l'isotope )

n

n n

= ∑ ×

Démarche :

( ^{0,98892 12} × ) ( + 0,01108 13,00335 × ) = 12,011

Masse atomique

Mg (Pourquoi 24,305 dans le tableau périodique?) Abondance isotopique

(%)

Masse atomique de l’isotope (u)

24Mg 78,99 23,9850 18,94575

25Mg 10,00 24,9858 2,49858

26Mg 11,01 25,9826 2,86068

TOTAL : 24,305 mproton = 1,007276 u

mneutron = 1,008665 u

Masse isotope ²⁴Mg 12 protons et 12 neutrons (12•1,007276) + (12•1,008665) = 24,1913 u Différent??? Masse => conversion en énergie nécessaire au maintien de la structure

23 Spectromètre de masse et isotopes

Liaisons chimiques

Composé : Proportion fixe des différents éléments.

Liaisons entre les atomes - Liaison ionique - Liaison covalente - Liaison métallique

Liaison ionique : Liaison chimique formée entre deux ions de charges opposées, généralement un cation d’un métal et un anion d’un non-métal, qui sont attirés l’un vers l’autre par des forces électrostatiques.

Formation d’un réseau. Arrangement régulier tridimensionnel – indéfini de cations et d’anions en alternance.

Liaison covalente : Liaison chimique dans laquelle deux atomes partagent des électrons qui interagissent avec les noyaux des deux atomes, ce qui abaisse l’énergie potentielle de chacun grâce à des interactions

électrostatiques.

Liaison métallique : Type de liaison qui s’établit dans les cristaux métalliques, dans lesquels des atomes de métaux cèdent leurs électrons dans une mer d’électrons délocalisés dans tout le métal.

- Explique les propriétés suivantes : malléabilité, ductilité, conductivité thermique et électrique, etc.

24 Éléments et composés

Éléments atomiques : He, Fe, Al, Fe Éléments moléculaires :

- Diatomiques : H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2

- Polyatomiques : P4, S₈

Composés moléculaires : Composé constitué de deux ou plusieurs non-métaux liés par covalence qui forment une structure finie.

Composés ionique : Composé constitué de cations (habituellement un métal) et d’anions (habituellement un ou plusieurs non-métaux) retenus par des forces électrostatiques.

Exemples : CaCO3, Na2CO₃, Al(OH)3, NaCl, KCl, NaClO, NaHCO3, NaNO2,

25 Formules chimiques et modèles moléculaires

Formule chimique. (CO2, H2O, etc.)

- Par ordre du caractère métallique (ou de charge positive plus élevée) - On omet généralement les indices de 1

Formule empirique (HO)

- Nombre relatif d’atomes de chaque élément dans un composé. Plus petit entier.

Formule moléculaire (H2O2)

- Nombre réel d’atomes de chaque élément dans un composé.

- Multiple entier de la formule empirique.

Formule structurale (développée ou semi-développée)

Différentes formules Caractéristiques

Moléculaire ou chimique Nbr d’atomes (indice) (ordre alphabétique)

Développée

Chaque atome est représenté Chaque liaison est indiquée La géométrie est ignorée

Semi-développée On n’indique pas les liaisons C-H

Semi-développée condensée On abrège les chaînes répétitives

Stylisée Intersections (Atomes de carbone)

Tient compte de la géométrie

Exemple : octanol

Moléculaire ou chimique C8H18O

Développée ^H

H H

H H

H

H H H

H H

H H

H H

H

H

O H

C C C C C C C C

Semi-développée ^H3^C CH₂ CH₂ CH₂ CH₂ CH₂ CH₂ CH₂ ^OH

Semi-développée condensée ^{H3C CH2 OH}

7

Stylisée ^OH

26 Modèles moléculaires

• Modélisation informatique (Chemsketch)

• Wireframe (Filiforme)

• Sticks (Bâtonnets)

• Balls & Sticks (Boules et bâtonnets)

• Dots only (Nuage de points) Disks (Disques)

• Spacefills (compacts)

Ex : Vitamine C (Acide ascorbique) Hydrosolubles OK (Pauling)

Formule semi-développée Modélisation moléculaire (3D)

O

H OH

O O

H CH₂ CH O H

C H

C C

C O

HO OH

O HO

HO O

Formule stylisée

Rouge : Oxygène Gris : Carbone Blanc : Hydrogène

Molecular Formula = C6H8O6

Formula Weight = 176.12412

Composition = C(40.92%) H(4.58%) O(54.50%)

27 Règles pour l’écriture des représentations des molécules

1) Il y a généralement 4 lignes qui partent d’un C

2) Il y a généralement 2 lignes qui partent de O, S (2 doublets d’électrons) 3) Il y a généralement 3 lignes qui partent de N (1 doublet d’électrons) 4) Pour H et (X) Halogènes, il n’y a qu’une ligne.

Soit, l’eugénol, quelle est sa formule chimique ? Dessiner cette molécule sous forme développée à droite.

Formule stylisée Formule semi-développée C10H12O2

CH₂ CH

C H₂

CH₃ O

OH

C

CH C

C CH

C H

Formule développée

C C

C

C O O

C

C C

C C

C

H H

H H

H

H

H H H

H H

H

28 Formules et nomenclature des composés ioniques

Composés ioniques : Métal + Non-métal ^{1 2}

0

1 4 F q q

πε r

=

Transfert d’électrons Métal : donneur d’e-

Non-métal : accepteur d’e-

NaF (+1) (-1) MgO (+2)(-2)

Noms communs : Sel de table (NaCl), bicarbonate de soude (NaHCO3) Nomenclature systématique (Vieille)

Étape 1 : Déterminer s’il s’agit d’un composé ionique (2.8) ou d’un composé moléculaire (2.9) Composé ionique : Habituellement formés de l’union de métaux et de non-métaux

Composé moléculaire : Formées par l’union de non-métaux.

COMPOSÉS IONIQUES :

Catégorie 1 : Métaux dont la charge ne varie pas d’un composé à l’autre.

- Groupes principaux

- Exceptions (Charge varie) : Pb et Sn

NaCl Chlorure de sodium

Exceptions : O^2- (oxyde) N^3- (nitrure), S^2- (sulfure)

Catégorie 2 : Composés ioniques binaires avec métaux dont les charges varient selon les composés.

- Il faut alors spécifier la charge associée à un composé donné - Généralement métaux de transition

- Exceptions (Charge fixe) : Zn²⁺, Ag⁺

Fe2O₃ Oxyde de fer(III)

29 Composés ioniques contenant des ions polyatomiques

*Par coeur

Oxyanions

- Plus d’atomes d’oxygène (-ate) Sulfate (SO42-)

- Moins d’atomes d’oxygène (-ite) Sulfite (SO32-)

Série

Composés ioniques hydratés

Exemples :

CuSO4 •5H2O Sulfate de cuivre(II) pentahydraté BaCl2•2H2O Chlorure de baryum dihydraté

30 Formules et nomenclature des composés moléculaires

Composés moléculaires : Deux non-métaux Partage d’e-

NO2 Dioxyde d’azote. Le préfixe mono est normalement omis pour le second élément nommé.

CO Monoxyde de carbone N2O Monoxyde de diazote PCl5 Pentachlorure de phosphore Nomenclature des acides

Définition : Composés moléculaires qui libèrent des ions hydrogènes (H+) lorsqu’ils sont dissous dans l’eau.

HYDRACIDES : Composé d’hydrogène et d’un non-métal ou d’un anion non-oxygéné.

Ex : HBr(aq) Acide bromhydrique

OXACIDES : Composé d’hydrogène et d’un oxyanion.

H2SO₄

Acide sulfurique

H2SO₃

Acide sulfureux

31

32 Chapitre 8 – Stœchiométrie I : les substances

Intro (3.1 D’Aristote à Rutherford : un rappel de l’évolution du modèle atomique classique) 8.1 Chimie quantitative : de Lavoisier au rover martien Curiosity

8.2 Masse atomique et concept de mole pour les éléments 8.3 Masse formulaire et concept de mole pour les composés 8.4 Rapport de masse et de quantité de substance

8.5 Détermination d’une formule chimique à partir de données expérimentales 8.6 Calculs en milieu gazeux

Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre

Sections Numéros suggérés

3.1 # 1-3-5-6-10

8.1-8.2 # 1-2-6-9-12

8.3 # 13-16-20-21-78-88

8.4 # 23-24-25-27-28-29-34

8.5 # 38-40-42-44-46-47-84-86

8.5 # 38-40-42-44-46-47-84-86

8.6 # 48-52-54-56-58-59-66-67-69-67-70-71-97

33 Introduction

Tableau périodique : éléments à l’état atomique

Éléments atomiques. Plutôt rare. Gaz rare (Ne), métaux purs (Al), Solides covalents (graphite C), etc.

Composés. Éléments moléculaires

Rover « Curiosity » sur mars. MSL => Mars Science Laboratory - Composition chimique des roches

o Laser vaporise l’échantillon et excite les atomes

o Émission de la lumière UV ou visible (captée par la caméra) Section 3.1

Lavoisier => Loi de la conservation de la masse

Dans une réaction chimique, la matière n’est ni créée, ni détruite.

Proust => Loi des proportions définies

Tous les échantillons d’un composé donné, quels que soit leur origine ou leur mode de préparation, renferment leurs éléments constitutifs dans les mêmes proportions.

Décomposition de l’eau. 18,0 g d’eau génère toujours 16,0 g d’oxygène et 2,0 g d’hydrogène

16,0 8,0 2,0

rapport de masse gO

= gH =

Même rapport de masse peu importe l’échantillon utilisé.

34 Dalton => Loi des proportions multiples

Quand deux éléments (appelés A et B) forment deux composés différents, les masses de l’élément B qui se combinent avec 1 g de l’élément A peuvent être exprimées sous forme de rapport de petits nombres entiers.

Exemples (CO et CO2) Possibilité #1

1

2

32

12 2, 67

2, 00 16 1,33

12

O

C composé O

C composé

m gO

m gC

entier

m gO m gC

   

   

   

= = = =

   

   

 

 

Possibilité #2

1

2

12

32 0,375

0, 750 0,5 12

16

C

O composé C

O composé

m gC

m gO

entier

m gC m gO

   

   

   

= = = =

   

   

 

 

Ok car 1/0,5 = 2

Théorie atomique de Dalton

1) Chaque élément est constitué de minuscule particules indestructibles appelées atomes.

2) Tous les atomes d’un élément donné ont la même masse et possèdent d’autres propriétés qui les distinguent des atomes des autres éléments.

3) Les atomes se combinent dans des rapports simples de nombres entiers pour former des composés.

35 Masse atomique et concept de mole pour les éléments

Masse formulaire et concept de moles pour les composés

Atomes => Trop petit. One ne peut les compter. Il faut donc utiliser une masse donnée.

La mole (mol) : « douzaine » du chimiste Système anglo-saxon (12)

mol : Quantité de matière que contient 6,022 × 1023 entités élémentaires (atomes, molécules, ions, protons, etc.)

Nombre d’Avogadro=

N

= 6,022 10 ×

La valeur de la mole est égale au nombre d’atomes dans exactement 12 g de carbone 12 pur.

12 g C = 1 mol d’atomes de C = 6,022 ×××× 1023 atomes de C DÉMONSTRATION (une mole)

- Eau (18 mL)

M

= 18,02 g mol

M

= 100,09 g mol

Quantité d’une substance : (mol)

A) Conversion entre la quantité de substance (n) et le nombre d’atomes (N)

Facteurs de conversion : 1 '₂₃ 6, 022 10

mol d atomes atomes

× ^ou

6,022 1023

1 '

atomes mol d atomes

×

Exercice pratique 8.1

Une bague en argent pur contient 2,80 × 10²² atomes d’argent. Combien de moles d’atomes d’argent renferme-t- elle?

Démarche

22 2

23

2,80 10 1 0,0465 4,65 10

6,022 10 mol Ag

atomes Ag mol Ag mol Ag

atomes Ag

× × = = × −

×

36 B) Conversion entre la masse (m) et la quantité de substance en moles (n)

Masse molaire (M) = Masse atomique de l’élément

La masse molaire (M) d’un élément en grammes par moles (g/mol) est numériquement égale à la masse atomique de l’élément en unité de masse atomique (u/atome)

20 Ca 40,08

40, 08 u 40, 08 g atomeCa = mol Ca

40,08 g de calcium = 1 mol de calcium = 6,022×1023 atomes de calcium.

Facteurs de conversion : 40, 08 40, 08

mol Ca g

gou mol Ca

Masse formulaire = Masse moyenne d’une molécule (ou d’une entité formulaire) d’un composé SYNONYME : Masse moléculaire

Composés moléculaires : Molécule

Composés ioniques : Entité formulaire (molécule Réseau cristallin avec plus petit ensemble d’ions neutres = entité formulaire. Ex : NaCl)

Exemple : Glucose C6H12O6

Masse moléculaire = 180, 18 u/molécule Masse molaire = 180,18 g/mol

Exemple : Sel NaCl

Masse formulaire = 58,44u/entité formulaire Masse molaire = 58,44 g/mol

Autre façon de faire :

m

( )

n mol

M g

mol

= = =

37 Exercice #1 Soit 10,0 g d’eau, déterminer

A) Nombre de mol

B) Nombre de molécules d’eau C) Nombre d’atome d’hydrogène

Relation

MASSE 

→ MOLES 

→ NBR MOLÉCULES 

→ NBR ATOMES

Relation Démarche à suivre

Relation A Masse à mole Grammes → moles

Utiliser M (Masse molaire en g/mol)

2 18,02

H O g

M = mol

10,0 0,5549 18,02

m g

n mol

M g

mol

= = =

2 2 2

10,0 0,5549

18,02 mol H O

n g H O mol H O

gmol

= × =

Réponse: 0,555 mol d’eau

Relation B Mole à molécules Moles →Nbr de molécules

Utiliser le Nbr d’avogadro = 6,022 X 1023 atomes ou molécules pour 1 mole

23 2 23

2 2

2

6,022 10

0,5549 molécules H O 3,342 10

mol H O molécules H O

mol H O

× × = ×

Réponse: 3,34 ×10²³ molécules d’eau

Relation C

Nbr de molécules à Nbr d’atomes

Quel est le nbr d’atomes d’hydrogène (H) ?

23 23

2

2

3,342 10 2atomes H 6,68 10

molécules H O atomes H

molécule H O

× × = ×

Réponse: 6,68 ×××× 10²³ atomes H

38 Exercice : Soit la molécule suivante, déterminer:

A) Nbr de moles B) Nbr de molécules C) Nbr d’atomes de C MOLÉCULE A :

10,0 grammes de caféine

H CH₃

C N N O

O C H₃

CH₃ N

C C

C N

C Formule chimique : C8H10N4O2

Masse molaire : 194,22 g/mole

Relation Démarche à suivre

Relation A Masse à mole Grammes moles

10, 0

0, 0515 51,5 194, 22

g caféine

moles mmoles de caféine

g mole = =

Relation B Mole à molécules

Moles Nbr de molécules

23

6, 022 10

51,5 X molécules 3,10 10

mmoles X molécules de caféine

• mole =

Relation C Nbr de molécules à

Nbr d’atomes _{22 23}

1 8

3,10 10 8 2, 48 10

1

molécule decaféine atomes de C atomes de C

X molécules X atomes deC

molécule

=

• =

39 Rapports de masse et de quantité de substance

Composition en pourcentage massique = % massique = %(m/m)

/

' 1

%

( ) 100

composé

masse del élément X dans mol du composé

X = M ×

Exemple :

Déterminez la composition en % massique des différents éléments pour la vitamine C.

Formule moléculaire : C6H8O6

6 8 6 176,14

C H O

M = gmol

Réponse :

%C = 40,91%

6 8 6 6 8 6

/

6 6 12,01

% ( ) 100 100 40,91%

176,14

C C

m m

C H O C H O

M m g

C M M g

× ×

= = × = × =

%H = 4,59%

%O = 54,50%

Total = 100%

Formules chimiques (Empirique ou moléculaire)

Relation entre les nombres d’atomes ou les nombre de molécules => RAPPORTS STOECHIOMÉTRIQUES Vitamine C (C6H8O6)

Rapports stœchiométriques Facteurs de conversion

1 mol C6H8O6 : 6 mol C

6 8 6

6 1

mol C mol C H O 1 mol C6H8O6 : 8 mol H

6 8 6

8 1

mol H mol C H O 1 mol C6H8O6 : 6 mol O

6 8 6

6 1

mol O mol C H O Exemple :

Déterminez la masse d’oxygène dans un comprimé de 300 mg de vitamine C (C6H8O6).

Option 1 _{Vitamine C} ^{MVitamine C} _VitamineC rapport stoechiométrique ^MO

O O

m  → n → n → m

Masse vitamine C: 300 mg Nombre de mol de vitamine C : 1,703 mmol Nombre de mol de O : 10,22 mmol

Masse O : 164mg d’oxygène dans un comprimé de 300 mg Option 2

m



→ m

54,50

300 Vitamine C 164

100

mg g O mg O

g Vit C

× =

40 Détermination d’une formule chimique à partir de données expérimentales

Analyses au laboratoire (Détermination de la composition en % massique) => déduction de la formule chimique Méthode pour obtenir une formule empirique à partir de données expérimentales

1. Écrivez les données masses de chaque élément présent dans un échantillon du composé.

a. Si % massique. Supposez une masse de l’échantillon de 100 g.

2. Convertissez chaque masse en mol.

3. Écrivez une pseudoformule du composé avec en indice les nombres de mol calculés à l’étape précédente.

4. Divisez tous les indices par l’indice le plus petit

5. Multipliez au besoin tous les indices pour un petit nombre entier afin d’obtenir des entiers pour tous les indices.

6. Déterminez la formule moléculaire si on connaît la masse molaire du composé.

Formule moléculaire = Formule empirique × n

expérimentale formuleempirique

n M

= M

Exemple :

a) Déterminez la formule empirique de l’ibuprofène, un substitut de l’aspirine. Ce composé contient du carbone, de l’hydrogène et de l’oxygène. Un échantillon est décomposé au laboratoire et génère 1,775 g de carbone, 0,206 g d’hydrogène et 0,364 g d’oxygène.

ÉTAPE #1 Données :

1,775 g C - 0,206 g H - 0,364 g O

Information recherchée.

- Formule empirique

ÉTAPE #3 (Conversion en mol)

1,775 0,1478

12, 01

0, 206 0, 2040

1,01

0,364 0,02275

16, 00

C

H

O

mol C

n gC mol C

g mol H

n gH mol H

g mol O

n gO mol O

g

= × =

= × =

= × =

0,1478 0,2040 0,02275

0,1478 0,2040 0,02275 6,50 8,97 1

0,02275 0,02275 0,02275

# 4

C H O

ÉTAPE

C H O = C H O

ÉTAPE #5

(

)

b) Soit une masse molaire expérimentale de 206,2 g/mol. Quelle est la formule moléculaire?

expérimentale

206, 2 206,31 1

formuleempirique

n M

= M = =

n=1 Donc la formule moléculaire = formule empirique = C13H18O2

41 Détermination de la masse molaire expérimentale

1) Donnée du problème

2) Spectre de masse (dernier pic à doite) 3) Détermination avec la loi des gaz parfait

• PV = nRT

• PM

ρ = RT

Principe de fonctionnement de la spectrométrie de masse

22Ne= Ginette Renaud

20Ne= Petite personne

Intensité signal détecteur

Intensité champ magnétique 20 21 22

Détecteur

% d’abondance isotopique

42 Formule empirique : Formule dont les nombres relatifs d’atomes dans le composé sont les plus petits entiers possible

Spectre de masse du l’éthanol

Formule moléculaire??? Propriétés de l’éthanol

C H O

Molecular Formula = Formula Weight =

Composition = C(52.14%) H(13.13%) O(34.73%)

Molar Refractivity = 12.84 ± 0.3 cm³ Molar Volume = 59.0 ± 3.0 cm³

Parachor = 128.4 ± 4.0 cm³ Index of Refraction = 1.354 ± 0.02 Surface Tension = 22.3 ± 3.0 dyne/cm Density = 0.780 ± 0.06 g/cm³

Dielectric Constant = Not available Polarizability = 5.09 ± 0.5 10^-24cm³ Monoisotopic Mass = 46.041865 Da Nominal Mass = 46 Da

Average Mass = 46.069235 D Comment arrive-t-on à obtenir la formule empirique et moléculaire?

On a besoin du % massique ou la fraction massique de chaque atome. %

100

g atome massique

g composé

=

Atomes %massique

masse molaire atome⁼ Nbr moles/ plus petit nbr FORMULE EMPIRIQUE

C 52,14 g / 12,01g/mole 4,341 moles / 2,171 moles 2

H 13,13 g / 1,01 g/mole 13,00 moles / 2,171 moles 6

O 34,74 g/ 16,00 g/mole 2,171 moles / 2,171 moles 1

Possibilités : C2H6O (46,07) – C4H12O2 (92,14) – C6H18O3 (138,21) CH2OH⁺

(31) CH3CH2O⁺

(45)

CH3CH2OH⁺

(46)

Dernier pic= M masse molaire

43 Analyse par combustion

- Analyse élémentaire C, H et O

- Détermination de la formule empirique

- Si masse molaire expérimentale => Formule moléculaire (Analyse #1)

(Analyse #2)

Spectre de masse avec un dernier pic à 180 g/mole. Déterminer la formule moléculaire.

Méthode pour obtenir une formule empirique à partir de données expérimentales 1. Écrivez les masses de chaque produit de combustion

2. Convertissez la masse de CO2 en C et la masse de H2O en H avec les compositions en pourcentage massique respectives.

3. Si le composé contient un élément autre que C et H, trouvez la masse de l’autre élément en soustrayant la somme des masses de C et de H de la masse de l’échantillon.

4. Convertissez chaque masse en mol.

5. Écrivez une pseudoformule du composé avec en indice les nombres de mol calculés à l’étape précédente.

6. Divisez tous les indices par l’indice le plus petit

7. Multipliez au besoin tous les indices pour un petit nombre entier afin d’obtenir des entiers pour tous les indices.

8. Déterminez la formule moléculaire si on connaît la masse molaire du composé.

CxHyOz

méch=1,125g

2 0, 675

mH O = g m_CO2 =1, 649g

Mg(ClO4)2 NaOH

2 18,02

H O

M = gmole

2 44, 01

CO

M = gmole

44 ÉTAPES 1-2-3

Déterminer la masse de chaque élément dans l’échantillon.

2 2

12, 01

1, 649 0, 450

44, 01

C O

m asse C

m asse C m asse C O gC

M

   

= × = • =

2

2

2 2 , 0 2

0 , 6 7 5 0 , 0 7 5 7 1 8, 0 2

1,1 2 5 0, 4 5 0 0 , 0 7 5 7 0, 5 9 9

H O

m a sse H

m a sse H m a sse H O g H

M

m a sse O g g

   

= × = × =

= − − =

ÉTAPE #4 (Conversion en mol)

0, 450 0, 03747

12, 01

0, 0757 0, 07495

1, 01

0,599 0, 03744

16, 00

C

H

O

mol C

n g C mol C

g mol H

n g H mol H

g mol O

n g O mol O

g

= × =

= × =

= × =

ÉTAPE #5

0,03747 0,07495 0,03744

C H O

ÉTAPE #6

1 2 1

C H O

ÉTAPE #7

Coefficients entiers. Ne pas faire.

ÉTAPE #8

expérimentale

180 30, 03 6

formuleempirique

n M

= M = =

n=6 Donc la formule moléculaire = formule empirique × 6 = C6H12O6

Aide

2

2

/

2 /

12, 01

% ( ) 100 27, 29%

44, 01 / 2, 02

% ( ) 100 11, 21%

18, 02 /

C m m

CO

H m m

H O

m g

C M g mol

m g

H M g mol

= = × =

= = × =

45 Calculs en milieux gazeux

La pression

1 Pascal = Newton₂ force m = surface Pa = kPa (kilopascals)

Ex : Baromètre

Calcul de conversion

757,2 ± 0,1 mmHg

757, 2

101,325 100,95 760

mmHg kPa kPa

mmHg

 

× =

 

 

Conversion I.A.

0,1 100,95 0,01 757, 2

 

× = ±

 

 

DONC 100,95 ± 0,01 kPa

Conditions TPN ? Température et Pression Normale

Température = 0°C ou 273,15 K et une pression de 101,325 kPa TPAN (Température et pression ambiante normale)

Température = 25°C ou 298,15 K et une pression de 101,325 kPa

46 La loi des gaz parfaits

Impacts sur volume d’un gaz (Variation d’une variable)

nel proportion t

inversemen

nel proportion t

directemen P

V = nRT =

R = constante des gaz

8,314 kPa L 0,08206 L atm R = K mol i = K mol i

i i

RÉARRANGEMENTS POSSIBLES

PV m RT

= M

m = masse du gaz (g) M = masse molaire (g/mole)

1) mRT RT

M PV P

= = ρ

2) PM

masse volumique

ρ= RT =

Loi de Boyle-Mariotte (VP) Loi de Charles (VT) Loi d’Avogadro (Vn) P1V1 = P2V2

A température constante et pour une qté donnée de gaz, le produit

P•V est constant P↑ V ↓

1 2

1 2

V V

T =T

A une pression constante et pour une qté donnée de gaz, le volume est proportionnel à sa température

1 2

1 2

V V

n = n

Des volumes égaux de gaz différents à la même température et pression ont le même nombre de

moles

47 Exercices où conditions 1 ≠ conditions 2 (Si n = constant)

1 1 2 2 1 1 2 2

1 1 2 2 1 2

PV PV PV PV

devient

n RT = n RT T = T

Évolution de la pression avec l’altitude.

Pourquoi a-t-on de la difficulté à respirer en altitude? Pourtant, la [O2] est toujours de 21% et celle de [N2] de 78%

Moins de pression, moins de molécules de O2(g)

Altitude Pression

(atm)

Avion 0,6

Mont Bellevue 0,9

Niveau du sol 1,0

Plongeur à 10 mètre de

profondeur 2,0

Loi de Dalton (Loi des pressions partielles)

Ptotale = Somme des Ppartielles de chacun des gaz Ptotale = PA + PB + PC + PD + ………

Ex : 756,3 mmHg Composition de

l’atmosphère Pressions partielles

78% N2

P

= P

= P

× proportion

= 756,3 0, 78 589,91 × = mmHg

21% O2

P

= P

= 756,3 0, 21 158,82 × = mmHg

1% Ar

P

= P

= 756,3 0,01 7,56 × = mmH

589,91 158,82 7,56 756,3

tot A B C

P = P + P + P = + + =

48 Problèmes sur les gaz

Problème #1 Plongée sous-marine Danger #1 : Poumons

Conditions #2 : (A LA SURFACE = 0 mètre)

V2=_________

P2 = 100 kPa

☺

Conditions #1 : (45 mètres de profondeur) V1 (poumons) = 5 litres

P1=250 kPa

Danger #2 : « Ivresse des profondeurs » Pgaz=kc c = [N2]sang α P

k Donc la concentration dans le sang est proportionnelle à la pression Plus le temps de plongée est ↑ et plus la pression est ↑, plus la [N2]sang ↑. Donc, sensation d’euphorie, état d’ébriété.

Danger #3 : Embolie gazeuse « Effet Pepsi »

En ouvrant une canette de boisson gazeuse, la pression à l’intérieur chute rapidement pour devenir égale à la Patm

et il y a formation de bulles.

CO2(aq) → CO2(g) ↑ dégagement de bulles

Lors d’une plongée, il y a accumulation des gaz de l’atmosphère (N2, O2, Ar, CO2, etc) dans le sang. Suite à une remontée rapide (sans paliers de décompression), la pression augmente rapidement et des bulles se formeront.

Cerveau (Pas bon). Surtout les articulations.

Accident => Chambre hyperbare

Expliquer comment effectuer une remontée par palier de décompression.

Prendre l’avion après une plongée, quels sont les risques ?

1 1 2 2

1 2

PV PV T = T

Température constante. Donc

1 1 2 2

PV = PV

1 1 2

2

250 5

100 12,5

PV kPa L

V L

P kPa

= = • =

risque d’«éclatement» des poumons 12,5L

49 Problème #2

a) Une personne consomme environ 400 grammes d’oxygène (O2(g)) pour les différentes réactions

biochimiques du corps humain par jour. Quel volume de O2(g) cette personne doit-elle consommer à TPAN par jour? (Température Pression Ambiante Normale). T= 25°C

2

32, 00

O

g

M = mole

32,00

nbr moles g moles O

gmole

= = où T= 298,15K

2

8,314

12,50 298,15

305,8 101,325

O

kPa L

moles K

nRT K mole litres

V P kPa jour

× ×

= = =

i i

b) Cette personne passe 24 heures à 1500 mètres d’altitude où la pression atmosphérique est de 425 mmHg et la température moyenne de 5°C. La consommation (Litres O2(g) / journée) va-t-elle changer à la hausse ou à la baisse? Calculer la nouvelle consommation.

A la hausse.

1 1 2 2

PV = PV

P1= 101,325 kPa P2= 56,662 kPa

V1= 305,8 L V2=______L

T1=298,15 K T2= 278,15 K

P2= 425

101,325 56, 662

760 kPa

 

× =

 

 

1 1 2 2

1 2

101,325 305,8 278,15

510,2 298,15 56,662

PVT kPa L K L

V T P K kPa jour

× ×

= = =

×