LIVRE CHIMIE 1ERE ANNEE

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Centre National Pédagogique Auteurs: Dhaha Fadhel : Inspecteur Principal Ajili Mohamed Tahar : Professeur principal hors classe Kerrou Mongi : Professeur principal hors classe Kilani Karima : Professeur Evaluateurs Mosbah Béchir : Inspecteur Ardhaoui Ahmed : Inspecteur CHIMIE1ére Année de l’enseignement secondaire REPUBLIQUE TUNISIENNE MINISTERE DE L’EDUCATION

Cet ouvrage , conforme au programme de chimie de la première année secondaire, est organisé en quatre parties : • la première partie, consacrée à la matière, étudie sa constitution et ses structures à l’échelle microscopique et à l’échelle macroscopique. • la deuxième partie de l’ouvrage traite des solutions. • la troisième partie est consacrée à la réaction chimique. • la quatrième partie, consacrée à la chimie organique, étudie les hydrocarbures. Tous les chapitres suivent le même plan : √ un cours, illustré de nombreux documents (schémas, photographies….), expose de façon concise mais claire les différents points du programme. √ une série d’exercices variés permettant à l’élève de faire le point sur ses acquis. √ un document portant sur le chapitre. Il est choisi en fonction d’une actualité scientifique, d’une réalisation industrielle importante ou un problème d’avenir. Il retrace parfois quelques moments de l’histoire des sciences. √ éventuellement des travaux pratiques. En élaborant ce manuel, nous avons souhaité réaliser un ouvrage agréable et attrayant, qui donne aux élèves l’envie d’apprendre la chimie. Nous serions heureux d’atteindre ce but. Nous accueillerons volontiers toutes les suggestions, remarques et critiques de la part de nos collègues. Par avance, nous les en remercions. Avant-ProposAvant - Propos Les Auteurs Chimie 3

Chimie 5 La Matière Cours T. P. Exercices Recherche documentaire Les Solutions Cours T. P. Exercices Recherche documentaire Réaction chimique Cours T. P. Exercices Recherche documentaire Chimie organique Cours T. P. Exercices Recherche documentaire 1-Constitution de la matière. 2-Structure de la matière. (à l’échelle microscopique) A-Discontinuité de la matière. B-Atomes et ions simples. C-Molécules et ions polyatomiques. Utilisation des modèles moléculaires. 3-Structure de la matière. (à l’échelle macroscopique) Détermination expérimentale du volume molaire d’un liquide ou d’un solide. Importance des alliages. Voir les atomes :rêve ou réalité Ions et santé. 1-La dissolution. Les effets thermiques de la dissolution. 2- Concentration d’une solution- Solubilité. Préparation d’une solution titrée Extraction du chlorure de sodium de l’eau de mer. Les nitrates dans les eaux destinées à la consommation humaine. 1- Notion de réaction chimique. 2- Etude qualitative d’une réac- tion chimique. 3- Etude quantitative d’une réac- tion chimique. Détermination expérimentale du volume molaire d’un gaz. Analyse de l’air par Lavoisier. Importance des catalyseurs L’évolution des idées en chimie au XIXe siècle. Les hydrocarbures. Pétrole et gaz naturel : pénurie à l’horizon. T A B L E D E S M A T I È R E S 9 18 26 31 34 43 44 60 72 94 104 117 135 138 152 155 130 113 100 102 116 134 91 86 71 68 70 90 54 56 39 20 24 15 17 33 42

Chimie 6 POUR BIEN UTILISER VOTRE MANUEL Dans chaque chapitre Deux pages d’ouverture Vous y trouvez : • une photographie qui devrait vous sensibiliser sur le thème étudié. • des questions. Saurez vous y répondre ? Revenez à ces questions quand vous aurez terminé le chapitre. • un plan détaillé du chapitre. • les prérequis (connaissances antérieures) bien identifiés. Des pages de cours Elles exposent de façon concise mais claire les différents points du programmes officiel. Vous y trouvez parfois un exercice d’application qui favorise l’assimilation des notions étudiées. Les résultats à retenir, sont bien mis en évidence tout au long du cours. Des pages d’exercices Elles comportent : • un exercice entièrement résolu avec des conseils méthodologiques. Faire l’exercice dans un premier temps, puis comparer votre solution à celle proposée par le manuel. • une série d’exercices variés (vrai/faux, Q. C. M., exercice documentaire). Ces exercices serviront à : – vérifier vos acquis. – utiliser vos acquis dans des situations simples. – utiliser vos acquis pour une synthèse. Des pages de documents – Le document donne un aperçu sur une actualité scientifique, une réalisation industrielle importante ou un problème actuel. Parfois il éclaire l’histoire des sciences. – Consultez le document. – Apprenez la recherche documentaire dans une bibliothèque et dans Internet. Des pistes vous sont indiquées. Recueillez d’autres informations pour approfondir la documentation du manuel. Eventuellement des pages de travaux pratiques Elles regroupent à la fin du cours les expériences réalisables en séances de travaux pratiques. En fin de manuel – Des indications sur la correction de certains exercices. – Un tableau de masses molaires atomiques.

1- Spatules : pour prendre un solide dans un flacon. 2- capsules (a) et verres de montre (b): Pour contenir les solides à peser. 3- Fioles jaugées avec bouchons: Pour préparer un volume bien déterminé (25,0 ml, 50,0 ml, 100,0 ml, 200,0 ml, 250,0 ml, 500,0 ml, 1,00 L, …) de solution. 4- Entonnoirs à solide et à liquide : Pour introduire un solide ou un liquide dans une fiole jaugée. 5- Pissettes d’eau distillée : Pour dis- soudre les solides, diluer les liquides, rin- cer les capsules et les entonnoirs,… 6- Béchers : Pour placer le liquide à pipe- ter pour un prélèvement. 7- Pipettes jaugées à un trait ou à deux traits : pour prélever un volume précis (1,00 ml, 2,00 ml, 25,0 ml, 50,0 ml, …) de solution. 8- Pipettes graduées : Pour prélever des volumes précis qui ne peuvent l’être avec des pipettes jaugées (6,7 ml par exemple). 9- Pipettes simples (a) et pipettes jaugées jusqu’au trait de jauge. 10- propipette (a) ou pipeteurs (b) : Pour pipeter un liquide en toute sécurité. 11- Éprouvettes graduées : Pour mesurer approximativement un volume de liquide 12- Erlenmeyers : pour placer les solu- tions à doser ou à pipeter pour un prélè- vement 13- Agitateurs en verre : Pour agiter des solutions contenues dans des béchers ou des tubes à essai. 14- Burettes graduées sur son support : Pour mesurer des volumes précis lors d’un dosage.

LA MATIERELA MATIERE

Quelle différence y a-t-il entre ce lingot d’or et ces bijoux en or 18 carats ? CONSTITUTION DE LA MATIÈRE CHAPITRE I 9

PLAN DU CHAPITRE Prérequis • Notion de matière. • Décantation. • Filtration. • Distillation. I- Notion de mélange I-1 De quoi est composée cette eau d’oued ? I-2 L’eau de robinet est-elle un mélange ? I-3 De quoi l’air est-il formé ? I-4 Quelle différence y a-t-il entre l’eau de l’oued et l’eau de robinet ? I-5 Comment extraire de l’huile à partir de la pâte d’olive? I-6 Pourquoi désigne-t-on l’alcool de pharmacie par l’alcool 95° ? II- Du mélange au corps pur II-1 L’eau distillée est-elle de l’eau pure ? II-2 Quelle différence y a-t-il entre : – un lingot d’or et un bijou en or «18 carats » ? – l’alcool à 95° et l’alcool absolu ? II-3 Conclusion. II-4 Qu’est-ce qu’un alliage ? III- Corps purs organiques et corps purs inorganiques III-1 Quelle différence y a-t-il entre le magnésium et un morceau de plastic ? III-2 Qu’est-ce qu’il y a de commun entre l’alcool absolu, l’acétone, le tétra- chlorure de carbone et le butane ? 10 CONSTITUTION DE LA MATIÈRE CHAPITRE I

CHIMIE 11 C O U R S I- Notion de mélange I-1 De quoi est composée cette eau d’oued ? Observer la photo ci-contre et constater que l’eau de l’oued contient des particules solides en suspension (grains de sable, débris végétaux...) L’eau d’oued, formée par plusieurs constituants, est un mélange. I-2 L’eau de robinet est-elle un mélange ? Pour répondre à cette question réalisons l’expérience suivante : un peu d’eau de robinet vaporisée par ébullition dans un tube à essais laisse un dépôt blanc sur les parois intérieures du tube. L’eau de robinet, formée par plusieurs constituants, est un mélange. I-3 De quoi l’air est-il formé ? Pour répondre à cette question réalisons l’expérience suivante:. une bougie, placée sur un morceau de liège, est allumée dans l’air. Le morceau de liège flotte à la surface de l’eau se trouvant dans un cristallisoir. On recouvre la bougie d’une éprouvette (voir schéma). La bougie continue à brûler. L’eau commence à monter dans l’éprouvette. Au bout de quelques instants la bougie s’éteint et le niveau de l’eau dans l’éprouvette se stabilise. La partie de l’air qui permet la combustion de la bougie est du dioxygène. La bougie s’éteint dans le gaz restant dans l’éprouvette précédente (voir schéma). Ce gaz restant est une partie de l’air qui ne permet pas la combustion de la bougie : c’est le diazote. L’air, formé par plusieurs constituants, est un mélange. I-4 Quelle différence y a-t-il entre l’eau de l’oued et l’eau de robinet ? • Dans l’eau de l’oued on peut distinguer à l’œil nu des parties d’aspects différents : un tel mélange est dit hétérogène. L’eau de l’oued décantée est formée par plusieurs parties différentes. Chaque partie est appelée phase. • Dans l’eau de robinet on ne peut pas distinguer à l’œil nu des parties d’aspects différents : un tel mélange est dit homogène. L’eau de robinet est constituée par une seule phase. I-5 Comment extraire de l’huile à partir de la pâte d’olive dans une huilerie ? Visiter une huilerie et observer les différentes opérations que subissent les olives pour obtenir de l’huile. La pâte d’olive, obtenue après broyage, est pressée. Le liquide obtenu est mélangé avec de l’eau chaude. L’ensemble est décanté. L’eau et l’huile forment un mélange hétérogène. Elles ne se mélangent pas et elles forment deux phases liquides. I-6 Pourquoi désigne-t-on l’alcool de pharmacie par l’alcool 95° ? L’alcool de pharmacie est un mélange homogène d’alcool et d’eau. 95° désigne le degré alcoolique. Le degré alcoolique est le volume (exprimé en cm3) d’alcool pur présent dans 100 cm3 du mélange. Dépôt blanc

Un mélange est dit hétérogène lorsque, à l’œil nu, on y distingue des parties d’aspects différents. Un mélange est dit homogène lorsque, à l’œil nu, on n’y distingue pas des parties d’aspects différents. II- Du mélange au corps pur II-1 L’eau distillée est-elle de l’eau pure ? Pour répondre à cette question réalisons l’expérience suivante: Un peu d’eau distillée vaporisée par ébullition dans un tube à essais ne laisse aucun résidu. L’eau distillée est une eau pure. II-2 Quelle différence y a-t-il entre : • un lingot d’or et un bijou en or «18 carats* » ? • l’alcool 95° et l’alcool absolu ? Un bijou en or 18 carats est un mélange homogène, à l’état solide, d’or et de cuivre. Le lingot d’or est de l’or pur. L’alcool 95° est un mélange homogène d’alcool et d’eau ; par contre l’alcool absolu est de l’alcool pur. II-3 Conclusion L’eau distillée, l’or et l’alcool absolu sont des exemples de corps purs. Remarque : Un corps pur possède un certain nombre de critères de pureté (température d’ébul- lition, température de fusion, masse volumique, densité...). Exemples : II-4 Qu’est ce qu’un alliage? • Dans la vie courante, on utilise rarement les métaux à l’état pur. La plupart des objets que l’on dit métalliques sont constitués d’alliages. * 18 carats : 18/24 de la masse du bijou en or et le reste en cuivre. * L’or à 24 carats est de l’or pur. CHIMIE 12 C O U R S Température d’ébullition en °C sous la pression normale 100 78 2600 3000 Nom du corps Eau Alcool absolu Or Fer Masse volumique en kg.m-3 à 20°C 1000 791 19300 7800 Température de fusion en °C 0 -117 1063 1535 Montage pour préparation de l’eau distillée vers l’évier Réfrigérant Eau froide Eprouvette graduée Support élévateur Ballon + chauffe-ballon Thermomètre

III- Corps purs organiques et corps purs inorganiques III-1 Quelle différence y a-t-il entre le magnésium et un morceau de plastique ? • Enflammons dans l’air un morceau de plastique. Il brûle avec une flamme bordée de fumée noire de carbone. • Le magnésium brûle dans l’air avec une flamme éclairante en donnant un solide blanc. La combustion du magnésium se fait sans fumée noire de carbone. Le plastique contient du carbone. Le magnésium ne contient pas du carbone. III-2 Qu’est-ce qu’il y a de commun entre l’alcool absolu, l’acétone, le tétrachlorure de carbone et le butane ? • Chacun de ces quatre composés brûle dans l’air avec une fumée noire. Ils contiennent du carbone. • L’alcool absolu donne avec l’eau un mélange homogène. • L’acétone et le tétrachlorure de carbone don- nent avec l’eau un mélange hétérogène(deux phases). • Le butane peut être transvasé par déplacement d’eau, c’est la preuve qu’il ne se mélange pas à l’eau. – Un corps organique contient du carbone. – Les corps purs organiques ne donnent pas généralement de mélanges homogènes avec l’eau. – Un corps pur inorganique ne contient pas généralement du carbone. Remarque : Les composés carbone, monoxyde de carbone, le dioxyde de carbone et les carbonates contiennent du carbone mais ils sont classés parmi les composés inorganiques. • Un exemple d’alliage 60 g d’étain et 40 g de plomb fondus ensemble dans un creuset donnent, après agitation et refroidissement, un solide homogène dont les propriétés diffèrent de celles du plomb et de l’étain. Ce solide est un alliage de plomb et d’étain. Cet alliage est plus fusible et plus dur que l’un et l’autre des métaux qui le constituent. Il sert pour la soudure électrique. • Un alliage est un solide homogène constitué généralement de deux métaux. CHIMIE 13 C O U R S 60 g d’étain 40 g de plomb Alliage plomb-étain alcool absolu acétone tétrachlorure butane de carbone Alcool + eau Acétone + eau Tétrachlorure de carbone + eau

L'ESSENTIEL DU COURS Un mélange est dit hétérogène lorsque, à l’œil nu, on y distingue des par- ties d’aspects différents. Un mélange est dit homogène lorsque, à l’œil nu, on n’y distingue pas des parties d’aspects différents. Un corps pur possède un certain nombre de critères de pureté (température d’ébullition, température de fusion, masse volumique, densité...). Un mélange est constitué de corps purs. Un alliage est un solide homogène formé généralement de deux métaux. Un corps organique contient du carbone. Les corps purs organiques ne donnent pas généralement de mélanges homogènes avec l’eau. Un corps pur inorganique ne contient pas généralement du carbone. CHIMIE 14

CHIMIE 15 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis Utiliser ses acquis dans des situations simples 1- Répondre par vrai ou faux 1) Un mélange est formé par au moins deux constituants. 2) Une eau hétérogène décantée est constituée par au moins deux phases. 3) Un mélange homogène est formé par au moins deux constituants. 4) Un mélange homogène est constituée par une seule phase. 5) Un corps dont la température de fusion est constante est un corps pur. 6) Un corps pur organique contient du carbone. 7) Un corps pur inorganique peut contenir du carbone. 8) Un corps pur organique et l’eau forment toujours un mélange hétérogène. 9) Un alliage est un mélange homogène à l’état solide. 10) Une eau limpide est une eau pure. 2- Q. C. M. Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 L’eau de robinet est un : a) mélange homogène. b) mélange hétérogène. c) corps pur organique. d) corps pur inorganique. Q. C. M. n° 2 Un mélange formé d’un solide et d’un liquide est : a) un mélange homogène. b) un mélange hétérogène. c) soit un mélange homogène soit un mélange hétérogène. Exercice n° 1 Reproduire le tableau suivant et indiquer à quelle catégorie appartient chaque substance en cochant la case appropriée. Mélange air acier eau de mer eau de robinet Homogène Hétérogène Mélange soupe aux légumes minerai de fer eau de Javel jus d’orange Homogène Hétérogène

Exercice documentaire Les traitements de l’eau Traiter des eaux, c’est maîtriser les corps organiques et inorganiques qui y sont contenus de façon à rendre l’eau propre à l’usage que l’on veut en faire (eau d’irrigation, eau potable). Les différents traitements qu’on fait subir à une eau usée dans une station d’épuration sont : • le dégrillage dans lequel les eaux passent sur des grilles qui retiennent les plus gros détritus en suspension. • une aération pour augmenter la teneur en dioxygène et permettre l’écumage, qui consiste en l’éli- mination des matières flottantes (huiles...). • la filtration sur un lit de sable. • la stérilisation par le dichlore ou ses dérivés afin d’éliminer les organismes parasites ou patho- gènes. Questions 1) Une eau usée est-elle hétérogène ou homogène ? Justifier la réponse. 2) L’eau obtenue, après les traitements de dégrillage, d’aération et de filtration, est-elle une eau homo- gène ? Est-elle une eau potable ? Justifier la réponse. Exercice n° 2 Reproduire le tableau suivant et indiquer à quelle catégorie appartient chaque substance en cochant la case appropriée. Substance eau distillée encre dioxygène sucre Mélange Corps pur Substance sel de table tige d’aluminium fer jus de raisins Mélange Corps pur UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE SITES INTERNET A VISITER http://www.eau-rhin-meuse.fr/patrimoine/alimeau/alim03.htm http:// grenoble.eau.pure.free.fr/process.htm CHIMIE 16

Nom de l’alliage Les laitons (alliages de cuivre et de zinc). Les cuproaluminiums (alliages de cuivre et d’aluminium). Les zamaks (alliages de zinc et d’aluminium). Compositions La proportion du zinc varie de 10 à 40%. La proportion de l’aluminium varie de 6 à 12%. 4% d’aluminium et moins de 1% de magnésium (ou de cuivre). Propriétés Le laiton est plus fusible et plus dur que le cuivre. Il se moule bien et n’est pas dété- rioré par l’air humide. Le cuproaluminium a une bonne résistance à la corro- sion. Le zamak se prête bien au moulage. Il sert à la fabrica- tion de pièces minces et légères. Domaine d’utilisation Quincaillerie et b i j o u t e r i e fantaisie. Fabrication de pièces de monnaies ou d’hélices de navires I n d u s t r i e automobile. DOCUMENT Dans la vie quotidienne on utilise rarement les métaux à l’état pur. La plupart des objets que l’on dit métalliques sont en fait constitués d’alliages. En faisant varier le nombre, la nature et les proportions des constituants d’un alliage on modifie ses propriétés pour l’adapter aux besoins. Voici quelques exemples : Importance des alliages RECHERCHE DOCUMENTAIRE 1) Qu’est-ce qu’un acier ? Qu’est-ce qu’un acier inoxydable ? Dans quels domaines est utilisé l’acier inoxydable ? 2) Qu’est-ce que le duralumin ? Dire pourquoi il est très employé dans la construction aéronautique. SITES INTERNET À VISITER http://fr.encyclopedia.yahoo.com/articles/do/do_4194_p0.html http://www.ugine.fr/2100.html http://www.yfolire.net/sais/scien_a1.htm http://www.chimimeca.com/aciers_inoxydables.html CHIMIE 17

STRUCTURE DE LA MATIERE CHAPITRE II 18 Lorsqu’on voit de loin, on ne peut pas distinguer les grains de sable qui constituent cette dune. On peut les voir seulement en s’approchant de très près. Peut-on imaginer que la matière est divisible indéfiniment ? (à l’échelle microscopique)

PLAN DU CHAPITRE Prérequis • Puissances entières de dix. • Phénomène d’électrisation. • Notion de charge électrique. • Les deux espèces d’électricité. CHAPITRE II 19 STRUCTURE DE LA MATIERE A-Discontinuité de la matière I- Divisibilité de la matière II-La divisibilité de la matière est-elle limitée ? III-Les molécules sont-elles toutes identiques ? IV-Quels sont les ordres de grandeur de la dimension et de la masse d’une molécule ? V-Comment expliquer les différences de propriétés physiques de l’eau liquide, de la glace et de la vapeur d’eau ? B-Atomes et ions simples I-La matière est-elle toujours formée par des molécules ? II-Quels sont les ordres de grandeur de la dimension et de la masse d’un atome ? III-De quoi est formé un atome ? IV-Comment symboliser un atome ? V-De l’atome à l’ion. C-Molécules et ions polyatomiques I-De quoi est formée une molécule ? II-Comment modéliser une molécule ? III-Qu’est-ce qui différencie les molécules ? IV-Comment représenter une molécule ? V-Qu’est-ce qu’un ion polyatomique ? VI-Comment représenter un corps pur à structure ionique ? (à l’échelle microscopique)

CHIMIE 20 C O U R S I- Divisibilité de la matière I-1 D’où provient le gravier utilisé en béton ? D’où provient le sable ? • Le gravier est obtenu par broyage des roches d’une montagne à l’aide d’un concasseur. Le gravier se trouve selon son utilisation sous différentes tailles. • Le sable provient de la démolition des roches sous l’action de l’érosion provoquée par le vent, l’eau, etc... Les roches sont divisibles. Cette divisibilité explique la formation du sable et l’obtention du gravier. I-2 A quoi sert un pulvériseur de parfum ? Le pulvériseur de parfum sert à diviser le parfum sous forme de gouttelettes très fines qui se dispersent aux alentours. Le parfum est divisible en gouttelettes très fines. I-3 Comment expliquer l’odeur d’éther dans un milieu hospitalier ? L’éther est un liquide volatil, c’est à dire qu’il s’évapore facilement. La perception de son odeur particulière dans un milieu hospitalier prouve que ce dernier donne, en s'évaporant, des particules invisibles qui se dispersent dans tout le volume du milieu. L’éther est divisible en de petites particules invisibles. I-4 Conclusion La matière est divisible, cette divisibilité peut être très grande. II- La divisibilité de la matière est-elle illimitée ? Les expériences précédentes et d’autres expériences mettent en évidence la très grande divisibilité de la matière. Les théories chimiques et physiques modernes montrent et l’expérience vérifie que la divisibilité de la matière est limitée. Des divisions successives aboutissent à des grains très petits, identiques pour un corps pur, appelés molécules. La divisibilité de la matière est limitée, on dit que la matière est discontinue. Les particules très petites qui constituent la matière peuvent être des molécules. Presque tous les gaz (dioxygène, dioxyde de carbone...), la plupart des liquides (eau, alcool,...) et quelques solides (sucre, glace, ...) sont formés par des molécules. III- Les molécules sont-elles toutes identiques ? III-1 Expérience A- DISCONTINUITE DE LA MATIERE (a) (b) (c) Enflammons l’extrémité d’une bûchette de bois et éteignons la flamme en soufflant dessous (a), lorsque l’extrémité de la bûchette ne présente qu’un point rouge, introduisons-la dans un flacon contenant du dioxygène (b), puis dans un flacon contenant du dioxyde de carbone (c).L’extrémité incandescente de la bûchette s’enflamme dans le dioxygène et s’éteint dans le dioxyde de carbone.

CHIMIE III-2 Interprétation Le dioxygène et le dioxyde de carbone ne se comportent pas de la même façon vis-à-vis de la com- bustion de la bûchette. Le dioxygène et le dioxyde de carbone étant formés par des molécules, on peut donc affirmer que seules les molécules de dioxygène permettent la combustion. Donc les molécules de dioxygène et les molécules de dioxyde de carbone ne sont pas identiques. III-3 Conclusion • Les molécules ne sont pas toutes identiques. • Des molécules identiques constituent un corps pur. • Des molécules différentes constituent un mélange. IV- Quels sont les ordres de grandeurs de la dimension et de la masse d’une molécule ? IV-1 Exercice n° 1 Enoncé La figure ci-contre représente un cheveu agrandi 2600 fois par un microscope électronique. 1) Mesurer l’épaisseur du cheveu agrandi. 2) Calculer l’épaisseur réelle de ce cheveu. 3) Sachant qu’il faudrait aligner 135000 (1,35 x 10 5) molécules de dihy- drogène pour obtenir l’épaisseur d’un cheveu, calculer un ordre de grandeur de la dimension D d’une molécule de dihydrogène. Solution 1) La mesure de l’épaisseur du cheveu agrandi donne : e = 3,5 cm = 3,5 x 10 -2 m. 2) L’épaisseur réelle de ce cheveu est : ε = e = 3,5 . 10 -2 = 13,5.10 -6 m = 13,5.10 -3 mm 2600 2600 3) D = 13,5.10 -6 = 10 -10m. 13500 La dimension d’une molécule étant extrêmement faible, le mètre devient donc une unité trop grande et c’est pour cela que les physiciens et les chimistes préfèrent le sous-multiple Angström (1 Å = 10-10m). IV-1 Exercice n° 2 Enoncé Une goutte d’eau a une masse moyenne égale à 0,02 g. Sachant qu’une goutte d’eau est formée de 6,66.10 20 molécules ; calculer la masse d’une molécule d’eau. Solution : m : masse d’une molécule d’eau. masse de la goutte = (masse d’une molécule) x (nombre de molécules) m = masse d’une goutte = 0,02 = 3.10 -23g nombre de molécules 6,66 x 10 20 m = 3 . 10 -26 kg 21 C O U R S Un cheveu vu au microscope électro- nique

CHIMIE 22 C O U R S IV-1 Conclusion : La molécule est une particule extrêmement petite. Les dimensions d’une molécule sont de l’ordre de quelques Angström (1Å = 10-10 m). La masse d’une molécule est de l’ordre de 10-26 kg. V- Comment expliquer les différences de propriétés physiques de l’eau liquide, de la glace et de la vapeur d’eau? V-1 Cas de la glace • L’eau liquide, la glace et la vapeur d’eau sont des états physiques différents du même corps pur (l’eau). On peut donc facilement admettre que l’eau liquide, la glace et la vapeur d’eau sont formées par les mêmes molécules, c’est à dire des molécules d’eau. • Pour expliquer que la glace ne coule pas et possède une forme propre on doit admettre que les molécules qui la constituent occupent des positions fixes et sont en contact les unes avec les autres donnant ainsi à la glace sa rigidité. La glace a une structure moléculaire condensée et ordonnée. V-2 Cas de l’eau liquide Pour expliquer que l’eau liquide coule et ne possède pas une forme propre, on doit admettre que les molécules qui la constituent ne sont pas fixes, elles se déplacent d’un mouvement désordonné dans tous les sens. L’eau liquide a une structure moléculaire condensée et désordonnée. V-3 Cas de la vapeur d’eau Pour expliquer que la vapeur d’eau est expansible, c’est à dire qu’elle occupe tout le volume qu’on lui offre, on doit admettre que les molécules qui la constituent sont animées d’un mouvement désordonné et sont relativement plus éloignées les unes des autres que celles de l’eau liquide. On peut aussi dire que les molécules dans la vapeur d’eau ne s’attirent pratiquement pas. La vapeur d’eau a une structure moléclaire non condensée et désordonnée. V-4 Conclusion – Un solide a une structure condensée et ordonnée. – Un liquide a une structure condensée et désordonnée. – Un gaz correspond à une structure non condensée et désordonnée. Les molécules dans la glace Les molécules dans l’eau liquide Les molécules dans la vapeur d’eau

CHIMIE L'ESSENTIEL DU COURS – La divisibilité de la matière est limitée, on dit que la matière est discontinue. Les particules très petites qui constituent la matière peuvent être des molécules. – Les molécules ne sont pas toutes identiques. – Des molécules identiques constituent un corps pur. – Des molécules différentes constituent un mélange. – Un solide a une structure condensée et ordonnée. – Un liquide a une structure condensée et désordonnée. – Un gaz correspond à une structure non condensée et désordonnée. 23

CHIMIE 24 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis Utiliser ses acquis dans des situations simples 1- Répondre par vrai ou faux 1) Presque tous les gaz sont constitués par des molécules. 2) Tous les solides sont faits de molécules. 3) Les molécules sont toutes identiques. 4) Un corps pur a une structure moléculaire. 5) Un corps pur moléculaire est formé de molécules identiques. 6) Les molécules différentes constituent un mélange. 2- Q. C. M. Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 Un solide a une structure : a) condensée et désordonnée. b) condensée et ordonnée. c) non condensée et désordonnée. d) non condensée et ordonnée. Q. C. M. n° 2 Un mélange, constitué de molécules différentes, est : a) homogène. b) hétérogène. c) homogène ou hétérogène. Exercice n° 1 2 g de dihydrogène contiennent environ 6.1023 molécules. Pour avoir une idée sur la petitesse de ces molécules, supposons que nous plaçons côte à côte, de façon à obtenir une file de 6.1023 molécules de dihydrogène. 1) Calculer la longueur de cette file sachant que la dimension d’une molécule de dihydrogène est de l’ordre de 10-10 m. 2) Combien cette file ferait-elle le tour de la terre suivant l’équateur (40 000 km) ? Exercice n° 2 Les gouttelettes d’eau dans un nuage, assimilées à des sphères, ont des diamètres de l’ordre de 0,2.10-6 m. 1) Calculer le volume d’une gouttelette d’eau (le volume V d’une sphère de diamètre D est V = π . D3 ). 6 2) Sachant que 18 g d’eau contiennent environ 6.1023 molécules, calculer le nombre de molécules contenues dans la gouttelette d’eau. On donne : 1 cm3 d’eau a une masse égale à 1 g.

CHIMIE 25 Exercice n° 3 1) Choisir parmi ces deux schémas, celui qui représente la structure microscopique d’un gaz. Justifier. 2) Les gaz ont certaines propriétés particulières : – ils se mélangent facilement. – ils sont expansibles c’est à dire qu’ils occupent tout le volume qu’on leur offre. – ils sont compressibles c’est à dire qu’ils occupent un volume plus réduit. Proposer une interprétation microscopique de ces différentes propriétés des gaz. UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Grain de matière SITES INTERNET À VISITER www.ac-rouen.fr/pedagogie/equipes/math_science/ressources/sciences/ odyssee21/index.html

CHIMIE 26 C O U R S B- ATOMES ET IONS SIMPLES I- La matière est-elle toujours formée par des molécules ? I-1 De l’or vu au microscope électronique. • La figure ci-contre montre la surface d’une lamelle d’or agrandie plusieurs millions de fois. Les petites taches alignées visualisent des rangées de grains extrêmement petits serrés les uns contre les autres et liés entre eux. On montre que ces grains de matière qui constituant l’or ne sont pas des molécules. On les appelle des atomes. • L’or est constitué par des atomes. On dit qu’il a une structure atomique. I-2 Conclusion II- Quels sont les ordres de grandeurs de la dimension et de la masse d’un atome ? II-1 Exercice Enoncé Pour compter le nombre d’atomes contenus dans un échantillon de fer de masse 0,1 mg, il faudrait 34,1 milliards d’années en comptant jour et nuit et à raison d’un atome par seconde. 1) a) Calculer le nombre d’atomes de fer contenus dans cet échantillon. b) Calculer la masse d’un atome de fer. 2) Si on met bout à bout ces atomes on obtiendrait une file de longueur 2,53.105 km (environ 6 fois le périmètre de la terre au niveau de l’équateur). Calculer le diamètre de l’atome de fer. Solution : 1) a) Le nombre d’atomes contenus dans l’échantillon de fer est égal au nombre de secondes dans 34,1 milliards d’années (on suppose que dans une année on a 365 jours) : n = 34,1 x 365 x 24 x 3600 = 1,1.1018 atomes. b) La masse d’un atome de fer (mFer) est égale au rapport de la masse de l’échantillon de fer (m) par le nombre d’atomes de fer (n) contenus dans cet échantillon. mFer = m = 0,1 = 9,3.10-20 mg = 9,3.10-26 kg. n 1,1.1018 2) Le diamètre de l’atome de fer est : D = longueur de la file = 2,53.108 = 2,3.10-10 m = 2,3 Å nombre d’atomes de fer 1,1.1018 II-2 Conclusion L’or vu au microscope électroniqueLes particules très petites qui constituent la matière peuvent être des atomes. Les métaux et les gaz rares (argon, hélium...) sont formés par des atomes. On dit qu’ils ont une structure atomique. • La dimension d’un atome est de l’ordre de l’Angström. • La masse d’un atome est de l’ordre de 10-26 kg.

CHIMIE 27 C O U R S II-3 Exemples III- De quoi est formé un atome ? Les phénomènes d’électrisation, vus dans le cours de physique, ont mis en évidence la présence de charges électriques dans la matière. Comme la matière est formée à partir d’atomes, ces charges électriques ne peuvent provenir que de ces atomes. Les charges négatives sont portées par des particules extrêmement petites et légères : les électrons. L’expérience montre que tous les électrons sont identiques. Un électron est une particule chargée négativement. Sa charge vaut -1,6.10-19 C. Sa masse, extrême- ment faible, vaut 9.10-31 kg. La valeur absolue de la charge de l’électron (1,6.10-19 C) est la plus petite quantité d’électricité qui puisse exister. On l’appelle pour cela charge élémentaire et on la note e. • Chaque atome possède un nombre d'électrons bien déterminé. • L’atome d’hydrogène a un seul électron. L’atome d’aluminium a 13 électrons. • Le nombre d’électrons caractérise un atome. La matière, non électrisée, est électriquement neutre. Les atomes qui la constituent sont aussi électriquement neutres. L’atome, électriquement neutre, renferme nécessairement des charges posi- tives pour compenser les charges négatives portées par les électrons. Les charges positives se trouvent dans la partie centrale de l’atome : le noyau. Le noyau est environ cent mille fois plus petit que l’atome. Sa masse varie selon le type d’atome. Elle vaut environ des milliers de fois la masse d’un électron. La masse d’un atome est pratiquement concentrée dans son noyau. Les électrons gravitent autour du noyau à des distances diverses, mais toujours grandes par rapport au noyau. Il n’y a pas de matière entre les électrons et le noyau, c’est du vide. On dit que l’atome a une structure lacunaire. L’ensemble des positions des électrons donne l’image d’un nuage enveloppant le noyau : c’est le nuage électronique. • L’atome est constitué par un noyau chargé positivement autour duquel gra- vitent des électrons chargés négativement. • L’atome est électriquement neutre : il possède autant de charges négatives portées par les électrons que de charges positives portées par le noyau. • Tous les électrons sont identiques. • Un atome est caractérisé par son nombre d’électrons. ATOME Hydrogène Carbone Oxygène Soufre Fer Or DIMENSION (Å) 1,0 1,4 1,5 2,0 2,3 1,5 MASSE(10-23g) 0,17 2 2,7 5,3 9,3 33 Nuage électronique de l’atome d’hydrogène

CHIMIE 28 C O U R S IV- Comment symboliser un atome ? Comme il existe dans la nature plus d’une centaine d’atomes différents, on attribue un symbole à chaque atome. Ce symbole est généralement la première lettre majuscule de son nom français. Ainsi l’atome d’hy- drogène est représenté par la lettre H, celui de l’atome de carbone par la lettre C , celui de l’atome d’azote par la lettre N (nitrogène autre nom de l’azote). Parfois, la première lettre du nom est commune à deux ou plusieurs atomes, dans ce cas nous ajou- tons une deuxième lettre minuscule. Ainsi l’atome de cuivre est représenté par Cu, l’atome de calcium par Ca. Pour mieux visualiser les atomes courants, invisibles à notre œil, on utilise souvent un modèle qui représente ces atomes sous forme de boules colorées. A chaque atome correspond une couleur. V-De l’atome à l’ion V-1 Que représentent les indications “anions” et “cations” sur l’étiquette d’une bou- teille d’eau minérale ? Les indications précédentes signifient que l’eau minérale renferme des ions (anions et cations). Qu’est ce qu’un ion simple ? Comme la matière est formée à partir d’atomes, les ions ne peuvent prove- nir que de ces atomes. Le phénomène d’électrisation, vu dans le cours de physique, s’explique par un transfert d’électrons des atomes d’un corps vers les atomes d’un autre. Cela permet facilement d’admettre qu’un atome peut perdre ou gagner des électrons et donne un édifice électriquement chargé appelé ion simple. Si l’atome perd un ou plusieurs électrons, il donne un ion simple chargé positivement appelé cation. Si l’atome gagne un ou plusieurs électrons, il donne un ion simple chargé négativement appelé anion. Un atome donné ne peut gagner ou perdre qu’un nombre bien déterminé d’électrons. L’atome d’hy- drogène peut perdre un seul électron et se transformer en un ion hydrogène portant une charge posi- tive (égale à la charge élémentaire). L’atome de calcium peut perdre deux électrons et se transformer en ion calcium portant deux charges positives (chacune égale à la charge élémentaire). L’atome de chlore peut gagner un électron et se transformer en ion chlorure portant une charge négative. Lorqu’un atome gagne ou perd un ou plusieurs électrons, il se transforme en un ion simple. • Un ion chargé positivement est appelé cation. • Un ion chargé négativement est appelé anion. ATOME Carbone Hydrogène Oxygène Chlore Fer Azote (Nitrogène) SYMBOLE C H O Cl Fe N MODÈLE Etiquette d’une bouteille d’eau minérale

CHIMIE 29 C O U R S V-2 La matière est-elle toujours formée par des atomes ou par des molécules ? L’expérience montre que certains corps purs (le sel de cuisine, l’oxy- de de magnésium...) sont formés par un assemblage d’ions positifs et d’ions négatifs. On dit que ces corps purs ont une structure ionique. Malgré la présence de ces ions dans ces corps, ces derniers sont élec- triquement neutres. V-3 Comment symboliser un ion simple ? Un ion simple est représenté par le symbole de l’atome correspondant. Sa charge électrique (expri- mée en charge élémentaire) est porté en haut et à droite du symbole. SYMBOLE DE QUELQUES ATOMES ET D’IONS SIMPLES CORRESPONDANTS Un ion simple est représenté par le symbole de l’atome correspondant. Sa charge électrique, exprimée en charge élémentaire, est portée en haut et à droite du symbole. ATOME Nom Hydrogène Oxygène Chlore Cuivre Sodium Fer Aluminium Soufre Nombre d’électrons 1 8 17 29 11 26 13 16 Symbole H O Cl Cu Na Fe Al S Ion simple correspondant Nom Ion hydrogène Ion oxygène Ion chlorure Ion cuivre (I) Ion cuivre (II) Ion sodium Ion fer (II) Ion fer (III) Ion aluminium Ion sulfure Nombre d’électrons 0 10 18 28 27 10 24 23 10 18 Charge électrique +1 -2 -1 +1 +2 +1 +2 +3 +3 -2 Symbole H+ O2- Cl- Cu+ Cu2+ Na+ Fe2+ Fe3+ Al3+ S2- Ion chlorure Ion sodium Chlorure de sodium

CHIMIE 30 L'ESSENTIEL DU COURS – Les particules très petites qui constituent la matière peuvent être des atomes. – La dimension d’un atome est de l’ordre de l’angström. – La masse d’un atome est de l’ordre de 10-26 kg. – L’atome est constitué par un noyau chargé positivement autour duquel gravitent des électrons chargés négativement. – L’atome est électriquement neutre. – Un atome est caractérisé par son nombre d’électrons. – Lorsqu’un atome gagne ou perd un ou plusieurs électrons, il se transforme en un ion simple. – Un ion chargé positivement est appelé cation. – Un ion chargé négativement est appelé anion.

CHIMIE 31 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis 1- Répondre par vrai ou faux 1) L’atome est électriquement neutre : il ne contient donc pas de charges électriques. 2) Dans un atome les charges positives sont portées par le noyau et les charges négatives sont por- tées par les électrons. 3) Les électrons de l’atome de fer sont différents de ceux de l’atome d’oxygène. 4) Tous les électrons ont la même masse et la même charge. 5) Le noyau d’un atome de fer est identique au noyau d’un atome d’hydrogène. 6) Un corps formé par des ions a une structure ionique. 7) Un corps formé par des atomes a une structure atomique. 8) Tous les corps sont formés à partir d’atomes. 9) Il n’y a pas d’atomes dans un corps à structure moléculaire. 2- Q. C. M. Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 L’atome est électriquement neutre : a) toutes les particules qui la constituent ne sont pas électriquement chargées. b) il contient autant de charges positives que de charges négatives. c) les charges négatives portées par le noyau compensent les charges positives des électrons. Q.C.M. n° 2 Un ion simple est l’édifice obtenu lorsqu’un atome : a) gagne un ou plusieurs électrons ; b) perd un ou plusieurs électrons ; c) gagne ou perd un ou plusieurs électrons ; d) perd un ou plusieurs charges positives portées par son noyau. Q.C.M. n° 3 Le symbole de l’atome de potassium ( ancien nom Kalium) est : a) P b) K c) Po

Exercice n° 1 Voici la représentation qu’utilisaient les alchimistes pour représenter des métaux. Représenter chacun de ces symboles par celui utilisé de nos jours. Exercice n° 2 Le noyau de l’atome d’aluminium a un diamètre d = 2.10 -15 m. L’atome d’aluminium a un diamètre D = 3.10 -10 m. 1) Calculer le quotient D__ . d 2) Le résultat trouvé confirme-t-il la structure lacunaire de l’atome ? Justifier. Exercice n° 3 Un atome possède 13 électrons. 1) Quel est cet atome ? Ecrire son symbole. 2) Calculer la charge totale de ses électrons. 3) Déterminer la charge de son noyau. 4) Cet atome peut perdre 3 électrons et se transformer en un ion simple a) Cet ion est-il un cation ou un anion ? Justifier la réponse. b) Ecrire le symbole de cet ion. On donne : la charge élémentaire e = 1,6.10 -19 C Le tableau suivant : CHIMIE 32 Utiliser ses acquis dans des situations simples UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Atome Oxygène Argon Aluminium Magnésium Nombre d’électrons 8 10 13 12 Or Argent Cuivre Fer Nickel Zinc Plomb Mercure

CHIMIE 33 D’autres techniques sont utilisées de nos jours pour voir l’arrangement des atomes dans un métal. Ainsi, avec un microscope à champ ionique, on a pu obtenir une image (fig. 2) agrandie quatre millions de fois d’une pointe de tungstène dirigée perpendiculairement à cette page. Les petites taches de forme sensiblement sphérique indiquent les positions des atomes. Voir les atomes : rêve ou réalité ? Hier. On sait, depuis 1873, que la plus petite distance entre deux points vus séparément au microscope optique est environ 0,000025 cm soit 250 nm. Grâce aux brillants travaux du physi- cien français Louis de Broglie (prix Nobel de physique en 1929), on envisagea d’utiliser des électrons à la place de la lumière afin d’obtenir une image considérablement agrandie de l’objet obser- vé. Le premier microscope électronique fut construit en 1932. Aujourd’hui, les constructeurs proposent sur le marché des micro- scopes électroniques (fig.1) permettant de voir séparément deux points distants de 0,2 nm. On pense, en raison de phénomènes physiques particuliers, qu’il sera difficile de faire mieux avec cet appareil. Demain. S’il est actuellement possible de distinguer deux atomes voisins, il ne faut pas croire que chaque petite tache (fig. 2) représente la photographie d’un atome. Des chercheurs ont obtenu en 1986 un cliché (fig. 3) où l’on peut voir avec plus de détail un atome. Les progrès dans les techniques d’explora- tion de la matière permettent d’espérer que dans un proche avenir on pourra peut-être “voir” l’intérieur d’un atome. Document Fig 1: Un microscope électronique. Cet appareil uti- lise des jets d’électrons au lieu de rayons lumineux. L’image est formée sur un écran identique à celui d’un téléviseur. Il permet un agrandissement de plus de 500 000 fois de la dimension réelle Fig 2: Image agrandie quatre millions de fois, d’une pointe de tungstène vue au microscope à champ ionique Fig 3: Atomes vus par effet tunnel. SITES INTERNET À VISITER http://www.cite-sciences.fr/francais/web_cite/voir/invisibl/droit_fs.htm http://www.unil.ch/sc/pages/bazar/articles/phys/electricite/atome.htm

CHIMIE 34 I- De quoi est formée une molécule ? La théorie montre et l’expérience affirme qu’une molécule est formée par un assemblage d’atomes. La photo ci-contre représente des molécules de phtalocyanine de cuivre vues au microscope électronique. On voit qu’une molécule de ce composé est formée d’un assem- blage d’atomes de chlore, de carbone, d’azote et d’un atome de cuivre. La molécule est un édifice électriquement neutre. Les molécules d’un corps pur sont identiques. Si les atomes qui constituent les molécules sont identiques le corps pur est dit simple : exemples le dihydrogène, le dioxygène, le trioxygène (ozone)…. Si les atomes qui constituent les molécules sont différents le corps pur est dit composé : exemples l’eau, le dioxyde de carbone... • Une molécule est un assemblage électriquement neutre d’atomes. • La molécule d’un corps simple est formée d’atomes identiques. • La molécule d’un corps composé est formé d’atomes différents. II-Comment modéliser une molécule ? Pour mieux visualiser les molécules, invisibles à l’œil nu, on utilise deux modèles appelés modèles moléculaires : • le modèle compact dans lequel les atomes sont représentés par des boules qui s’interpénètrent. Ce modèle montre comment les atomes sont disposés dans la molécule. • le modèle éclaté dans lequel les centres sont représentés par des boules plus petites que celles qui représentent les atomes dans le modèle compact. Ces petites boules sont reliées les unes aux autres par des tiges qui matérialisent les liaisons. Ce modèle montre comment les atomes sont liés entre eux. Dans les deux modèles, les angles formés par les directions des liai- sons sont respectés et les distances (rayons des atomes, longueurs des liaisons) sont reproduites à une échelle convenable. Une molécule est représentée par un modèle compact et un modèle éclaté. C- MOLÉCULES ET IONS POLYATOMIQUES Molécule de phtalocyanine de cuivre. atome d’oxygène modèle compact de la molécule d’eau modèle éclaté de la molécule d’eau atomes d’hydrogène C O U R S

CHIMIE 35 C O U R S III- Qu’est-ce qui différencie les molécules ? Pour répondre à cette question, analysons le tableau suivant : Nous pouvons y constater facilement que les molécules peuvent différer par : • la nature des atomes. • le nombre des atomes appelé atomicité de la molécule. • la disposition des atomes dans l’espace c’est à dire la géométrie de la molécule. Une molécule est caractérisée par : • la nature des atomes qui la constituent • son atomicité • sa géométrie. IV- Comment représenter une molécule ? Devant le nombre impressionnant de molécules naturelles ou de synthèse, les chimistes attribuent à chaque molécule une formule. Cette formule permet de simplifier l’écriture et permet de rendre compte de la composition en atomes dans la molécule. La formule d’une molécule comporte les symboles des atomes qui la constituent. Le nombre de chaque type d’atomes est écrit en bas à droite du symbole correspondant (en indice). L’indice 1 ne s’écrit pas, on écrit juste le symbole de l’atome. Exemples Molécule dioxygène trioxygène (ozone) dichlore eau ammoniac dioxyde de carbone saccharose Composition en atomes 2 atomes d’oxygène 3 atomes d’oxygène 2 atomes de chlore 2 atomes d’hydrogène et 1 atome d’oxygène 1 atome d’azote et 3 atomes d’hydrogène 1 atome de carbone et 2 atomes d’oxygène 12 atomes de carbone, 22 atomes d’hydrogène et 11 atomes d’oxygène Formule O2 O3 Cl2 H2O NH3 CO2 C12H12O11 Substance moléculaire Dihydrogène Dioxygène Diazote Eau Dioxyde de carbone Méthane Constitution de la molécule 2 atomes d’hydrogène 2 atomes d’oxygène 2 atomes d’azote 1 atome d’oxygène 2 atomes d’hydrogène 1 atome de carbone 2 atomes d’oxygène 4 atomes d’hydrogène 1 atome de carbone Modèle compact

• La formule d’une molécule indique la composition en atomes de cette molécule. • Un corps pur à structure moléculaire a la même formule que la molécule qui le constitue. V- Qu’est-ce qu’un ion polyatomique ? V-1 Que représentent les indications nitrate, sulfate et bichromate sur l’étiquette d’une bouteille d’eau minérale ? Ces indications signifient que l’eau minérale renferme, en plus des ions simples, des ions polyatomiques. Qu’est-ce qu’un ion polyatomique ? Un ion polyatomique est une entité chimique électriquement chargée for- mée de plusieurs atomes liés. Exemples : • L’ion nitrate est un ion formé par 1 atome d’azote, 3 atomes d’oxygè- ne ; l’ensemble porte une charge négative. • L’ion ammonium est un cation formé par 1 atome d’azote et 4 atomes d’hydrogène ; l’ensemble porte une charge positive. V-2 Comment représenter un ion polyatomique ? Un ion polyatomique est représenté par une formule. Elle comporte les symboles des atomes qui constituent l’ion. Le nombre de chaque type d’atomes est écrit en bas et à droite du symbole correspondant. La charge de l’ion est portée en haut et à droite de la formule. Exemples : La formule d’un ion polyatomique indique la charge et la composition en atomes de cet ion. VI- Comment représenter un corps pur à structure ionique ? Un corps pur à structure ionique est formé par des anions et des cations. On le représente par une for- mule, appelée formule statistique, qui tient compte de la composition du corps en ions et de sa neutrali- té électrique. Exemples CHIMIE 36 C O U R S Ion polyatomique Ion ammonium Ion carbonate Ion sulfate Ion hydronium Formule NH4+ CO32- SO42- H3O+ Corps pur Chlorure de sodium Chlorure d’ammonium Bicarbonate de sodium Composition en ions 1 ion sodium pour 1 ion chlorure 1 ion ammonium pour 1 ion chlorure 2 ions sodium pour 1 ion carbonate Formule statistique NaCl NH4Cl Na2CO3 Etiquette d’une bouteille d’eau minérale

CHIMIE 37 C O U R S L'ESSENTIEL DU COURS – Une molécule est un assemblage électriquement neutre d’atomes. – La molécule d’un corps simple est formée d’atomes identiques. – La molécule d’un corps composé est formée d’atomes différents. – L’atomicité d’une molécule est le nombre d’atomes qui constituent cette molécule. – Un corps pur, à structure moléculaire, a la même formule que la molécule qui le constitue. – Un ion polyatomique est une entité chimique électriquement chargée, formée de plusieurs atomes liés.

CHIMIE 38 Solution 1) L’étiquette indique la présence d’ions différents dans cette eau minérale. Alors cette l’eau minérale est un mélange. L’eau minérale est un mélange constitué par une seule phase : c’est un mélange homogène. 2) Une petite quantité de cette eau minérale est vaporisée dans un tube à essais. A la fin de la vaporisation il reste, au fond du tube et sur les parois internes, un dépôt solide. Donc on justifie que l’eau minérale est un mélange. 3) A partir de l’étiquette on lit la liste d’anions et de cations : bicarbonates, sulfates, chlorures, nitrates, fluorures, calcium, magnésium, sodium, potassium. 4) a) Un atome de magnésium est électriquement neutre. En perdant deux électrons il se transforme en un ion magnésium portant une charge électrique q=2 x e = 2 x 1,6.10-19 c ; soit q = 3,2.10-19C. b) q = +2 (charges élémentaires) c) Symbole : Mg 2+. 5) a) L’ion hydrogènocarbonate est un ion polyatomique car il est formé par plusieurs atomes liés. b) L’ensemble comporte 1 électron supplémentaire donc il porte 1 charge négative. ==> la formule de l’ion est : HCO3- . EXERCICE RESOLU Une bouteille d’eau minérale porte une étiquette dont une partie est repré- sentée dans la figure ci-contre. 1) L’eau minérale contenue dans cette bouteille est-elle un mélange ? Si oui préciser sa nature. Justifier. 2) Décrire une expérience simple qu’on peut réaliser pour montrer que cette eau est un mélange. 3) Relever, à partir de l’étiquette, les noms des anions et des cations présents dans cette eau minérale. 4) L’ion magnésium provient d’un atome de magnésium qui a perdu deux électrons. a) Calculer en coulomb la charge électrique portée par cet ion. b) Exprimer cette charge électrique en charge élémentaire e. c) Ecrire le symbole de l’ion magnésium. 5) L’ion hydrogénocarbonate (ou ion bicarbonate) présent dans cette eau minérale, est formé par un atome d’hydrogène, un atome de carbone et trois atomes d’oxygène. L’ensemble comporte un élec- tron supplémentaire. a) Cet ion est-il simple ou polyatomique ? Justifier. b) Ecrire sa formule. On donne : la charge élémentaire e = 1,6.10-19C Conseils * Lire attentivement les indications portées sur l’étiquette. * Utiliser la relation reliant la charge élec- trique d’un ion et la charge élémentaire. * Appliquer la règle qui donne le symbole d’un ion simple. * Appliquer la règle qui donne la formule d’un ion polyatomique. Etiquette d’une bouteille d’eau minérale

CHIMIE 39 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis 1- Répondre par vrai ou faux 1) La molécule est une entité chimique non chargée. 2) La molécule est un ensemble limité d’atomes. 3) La molécule est un ensemble limité d’atomes liés. 4) Les molécules d’un corps pur sont identiques. 5) Les molécules d’un corps composé sont différentes. 6) La molécule d’un corps simple est formée par des atomes identiques. 7) La molécule d’un corps composé est formée par des atomes différents. 8) L’atomicité d’une molécule est le nombre d’atomes qui constituent cette molécule. 9) Un ion polyatomique est une molécule qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. 10) Un ion polyatomique est un édifice, formé d’un nombre limité d’atomes liés, qui porte une charge électrique. 2- Q. C. M. Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 L’atomicité d’une molécule est : a) le nombre des espèces d’atomes qui constituent la molécule ; b) le nombre d’atomes qui constituent la molécule ; c) toujours égal à un nombre pair. Q.C.M. n° 2 Si toutes les molécules qui constituent un corps sont identiques, il s’agit d’un : a) corps pur b) corps composé c) mélange d) corps simple. Q.C.M. n° 3 La formule d’une molécule renseigne sur : a) la géométrie de la molécule; b) les liaisons entre les atomes qui constituent la molécule; c) la nature et le nombre des atomes qui constituent la molécule.

CHIMIE 40 Utiliser ses acquis dans des situations simples UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHÈSE Exercice n° 1 : La photo ci-contre représente les modèles compacts de cinq molécules. En s’aidant du tableau du paragraphe III : 1) trouver la composition en atomes de chacune de ces molécules. Donner l’atomicité de chaque molécule. 2) écrire la formule de chaque molécule. Exercice n° 2 Reproduire et compléter le tableau suivant : Exercice n° 3 L’eau minérale renferme, entre autres, du bicarbonate de magnésium dissous. Ce dernier est un composé ionique formé par l’ion hydrogénocarbonate (ou ion bicarbonate) et l’ion magnésium. 1) L’ion magnésium porte deux charge positives. a) L’ion magnésium est-il simple ou polyatomique ? Justifier. b) Ecrire son symbole. 2) L’ion bicarbonate est formé par un atome d’hydrogène, un atome de carbone et trois atomes d’oxygène, l’ensemble porte une seule charge négative. a) L’ion bicarbonate est-il un ion simple ou polyatomique ? Justifier. b) Ecrire sa formule. 3) Sachant que la matière est électriquement neutre, écrire la formule du bichromate de magnésium. Molécule Ammoniac Dihydrogène Trioxyde de soufre Trioxygène (ozone) Méthane Composition en atomes 1 atome d’azote et 3 atomes d’hydrogène 1 atome de soufre et 3 atomes d’oxygène 3 atomes d’oxygène Atomicité Formule H2 CH4 Corps simple Corps composé

CHIMIE 41 EXERCICE DOCUMENTAIRE En 1807 John Dalton (physicien, chimiste et naturaliste anglais 1766-1844) publia sa théorie atomique. Il proposa un certain nombre de lois simples appuyées par une série d’expériences soigneusement repérées et vérifiées. Les idées de Dalton peuvent être résumées par les affirmations suivantes : • la matière est formée à partir d’atomes. • les atomes différents ont des masses différentes. • tous les corps simples existent à l’état d’atomes. • pour former des corps composés, les nombres des atomes qui se combinent sont dans des rapports simples. La figure ci-dessous résume les symboles des atomes que Dalton a utilisés et quelques modèles de molécules qu’il croit vraies. 1) L’une des affirmations de Dalton est fausse. Laquelle? 2) Faire correspondre aux molécules utilisées par Dalton, les symboles utilisés de nos jours. 3) a) Parmi les molécules que Dalton croit vraies, deux sont fausses. Lesquelles? b) Proposer les modèles corrects de ces deux molécules. 4) Ecrire les formules des molécules d’eau, de monoxyde d’azote, de méthane et de dioxyde de carbone. H N C O P S Fe Zn Cu Pb Ag Or (lead) (silver) (gold) eau monoxyde méthane monoxyde dioxyde d’azote de carbone de carbone

CHIMIE 42 Document Ions et santé Les eaux et les aliments que nous consommons contiennent des ions variés. – Le sel de cuisine est constitué d’ions sodium Na+ et d’ions chlorure Cl- d’où son nom : chlo- rure de sodium. – Les eaux minérales contiennent des ions magnésium Mg2+, des ions calcium Ca2+, des ions potassium K+, des ions fluorure F -, etc... – Les produits laitiers renferment des ions calcium Ca2+. – La plupart des légumes contiennent des ions fer. Les ions sont nécessaires à notre organisme. –> Les oligo-éléments, en très faibles quantités dans le corps humain, correspondent aux ions chrome, cobalt, cuivre, fluor, fer, iode, calcium... Leur rôle est essentiel pour maintenir l’équi- libre de la santé. L’ion chrome, participe au maintien du métabolisme du glucose. L’ion cobalt est un compo- sant de la vitamine B12. L’ion cuivre participe au fonctionnement de nombreuses enzymes. Les effets des ions fluor sur les dents et les os sont connus. L’ion iodure contribue au fonctionnement normal de la glande thyroïde... –> On fera particulièrement attention à : – une consommation excessive d’ions sodium qui pourrait provoquer l’hypertension. – un excès en ions potassium qui engendrerait des problèmes rénaux. – une trop forte consommation d’ions fluor qui ferait disparaître son effet bénéfique. Par contre une insuffisance en ions fer provoquerait une anémie. Une carence aigue en ions calcium aurait pour conséquence, le rachitisme chez l’enfant et le ramollissement des os chez l’adulte.

CHIMIE 43 UTILISATION DES MODELES MOLECULAIRES I- BUT • Construire les modèles (éclatés et compacts) de quelques molécules connaissant leurs composi- tions en atomes. • Préciser la géométrie ( linéaire , plane ou spatiale) de chaque molécule. • Ecrire les formules de ces molécules. • Classer les corps purs correspondants à ces molécules en corps simples et corps composés II- MATERIEL : • Une boite de modèles moléculaires. III- MANIPULATION • Construire les modèles ( éclatés et compacts) des molécules suivantes : molécules d’eau , de dihydrogène , de dioxygène , de dioxyde de carbone et d’ammoniac. • Reproduire et compléter le tableau suivant : Molécule Composition Modèle Modèle Géométrie Formule Corps simple en atomes éclaté compact (L-P-S)* ou corps composé Eau 1 atome d’hydrogène et 2 atomes d’oxygène Dihydrogène 2 atomes d’hydrogène Dioxygène 2 atomes d’oxygène Dioxyde de carbone 1 atome de carbone et 2 atomes d’oxygène Ammoniac 1 atome d’azote et 3 atomes d’hydrogène TRAVAUX PRATIQUES * L: linéaire , P: plane et S : spatiale

STRUCTURE DE LA MATIERE CHAPITRE III 44 Amedeo Avogodro (Chimiste italien 1776-1856) Un nombre utilisé en chimie porte le nom de ce savant. Que représente le nombre d’ Avogodro ? (à l’échelle macroscopique)

PLAN DU CHAPITRE Prérequis • Atome, molécule et ion. • Ordres de grandeur des masses de l’atome et de la molécule. • Symboles et formules. CHAPITRE III 45 STRUCTURE DE LA MATIERE I- Qu’est ce qu’une quantité de matière ? II-Quelle est l’unité de la quantité de matière ? III- Nombre d’Avogadro - Mole IV- Masse molaire atomique et masse molaire moléculaire. V- Volume molaire. VI- Signification macroscopique des symboles et des formules. (à l’échelle macroscopique)

I-Qu’est-ce qu’une quantité de matière ? I- 1-Exercice Enoncé Le fer et le soufre ont une structure atomique. Calculer les nombres d’atomes contenus dans deux échantillons de fer et de soufre de même masse m = 1g. On donne : masse d’un atome de fer mFe = 9,3.10-23 g ; masse d’un atome de soufre ms = 5,3.10-23g Solution Le nombre d’atomes de fer est : nFe = m = 1 = 1,08.10 22 . mFe 9,3.10 -23 Le nombre d’atomes de soufre est : ns = m = 1 = 1,69.10 22 . ms 5,3.10 -23 I- 2-Constation La même masse de fer et de soufre ne contient pas le même nombre d’atomes. On pourrait prendre d’autres exemples de corps purs (moléculaires ou ioniques) et on peut aboutir au même résultat. La masse n’est pas une grandeur caractéristique du nombre de particules pour des corps purs différents. I- 3-Par quoi peut-on caractériser un nombre de particules identiques ? Pour caractériser un nombre de particules identiques (atomes, molécules ou ions ...) ,on introduit une nouvelle grandeur appelée quantité de matière. Un ensemble de particules identiques constitue une quantité de matière. II-Quelle est l’unité de la quantité de matière ? II-1 Peut-on prendre l’atome ou la molécule ? Si on veut réaliser une expérience quantitative de chimie mettant en jeu, par exemple, du fer ou de l’eau, va-t-on essayer de manipuler en considérant un atome de fer ou une molécule d’eau. On pourrait penser pour cette opération utiliser une balance. Mais la masse d’un atome de fer ou d’une molécule d’eau est extrêmement faible et il n’existe, bien sûr, aucune balance qui permet de réaliser de telles pesées. Donc il est impossible de faire des expériences quantitatives à l’échelle de l’atome ou de la molécule. Il n’est pas pratique de prendre l’atome ou la molécule comme unité de quantité de matière. CHIMIE 46 C O U R S

III- Nombre d’Avogadro - Mole • D’après ce qui a précédé, faut-il renoncer à faire des expériences quantitatives de chimie? Certes non. Il suffit de prendre un très grand nombre d’atomes, de molécules ou d’ions. Ce nombre est tou- jours le même, il sert à constituer des ensembles d’atomes, de molécules ou d’ions qui, à notre échel- le, peuvent être par exemple pesés. • Ce nombre porte le nom de nombre d’Avogadro. Le nombre d’Avogadro est défini comme étant égal au nombre d’atomes contenus dans 0,012 kg de carbone. On le note N. Exercice Enoncé Déterminer la valeur du nombre d’Avogadro N sachant que la masse d’un atome de carbone est mc = 19,93.10 -27 kg. Solution D’après la définition du nombre d’Avogadro N, la masse de N atomes de carbone est m = 0,012 kg alors N = m = 0,012 = 6,02.10 23 . mc 19,93.10 -27 N = 6,02.1023 La quantité de matière constituée de N particules identiques (atomes , molécules ou ions....) est appelée mole. Exemples : Une mole de soufre, formée par N atomes de soufre, a une masse égale à 32g. Une mole de molécules d’eau, formée par N molécules d’eau, a une masse égale à 18 g. • Ces masses peuvent être pesées à l’aide d’une balance. Ce qui permet de réaliser des expériences de chimie à l’échelle de la mole (échelle macroscopique). Donc il est pratique de prendre la mole comme unité de quantité de matière. Le nombre d’Avogadro N est égal au nombre d’atomes contenus dans 0,012kg de carbone N = 6,02.1023. L’unité de la quantité de matière est la mole. La mole est la quantité de matière d’un ensemble contenant N particules identiques. IV-Masse molaire atomique et masse molaire moléculaire. IV- 1 Masse molaire atomique Définition La masse molaire atomique est la masse d’une mole d’atomes. Elle s’expri- me en gramme par mole soit g.mol-1. CHIMIE 47 C O U R S

CHIMIE C O U R S Exemples - Une mole d’atomes d’hydrogène aura une masse égale à N fois la masse d’un atome d’hydrogène = 6,02.1023x 0,17.10-23=1g - Une mole d’atomes de carbone aura une masse égale à N fois la masse d’un atome de carbone = 6,02.1023x 1,99.10-23= 12 g IV-2 Masse molaire moléculaire Définition : La masse molaire moléculaire est la masse d’une mole de molécules. Elle s’exprime en gramme par mole soit g. mol-1 . Comment calculer une masse molaire moléculaire à partir des masses molaires atomiques ? Exercice Enoncé : Calculer la masse molaire moléculaire du dioxygène et celle de l’eau. On donne : les masses molaires atomiques de l’oxygène et de l’hydrogène M(O)=12 g. mol-1 ; M(H) = 1g. mol-1 Solution : La masse molaire moléculaire du dioxygène est égale à la masse d’une mole de molécules de dioxy- gène. Une mole de dioxygène est formée à partir de deux moles d’atomes d’oxygène alors la masse molaire du dioxygène M(O2) est égale à 2 fois la masse molaire atomique de l’oxygène M(O) : M(O2) = 2.M(O) = 2 x 16 = 32g.mol-1 De même la molécule d’eau étant formée à partir de deux atomes d’hydrogène et d’un atome d’oxy- gène alors la masse molaire moléculaire de l’eau est : M(H2O) = 2. M(H) + M (O) = 2 x 1 + 16 = 18 g. mol-1 Règle : La masse molaire moléculaire est égale à la somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent la molécule. IV-3 Comment relier la masse et la quantité de matière d’un échantillon de corps pur ? Exercice Enoncé : Quelles masses de sucre, de cuivre, d’oxyde de plomb et de soufre faut-il prendre pour avoir une quan- tité de matière égale à 0,10 mol de chacune de ces substances ? On donne les masses molaires : Cuivre : 63,5 g. mol-1 oxyde de plomb : 223 g. mol-1 soufre : 32g. mol-1 sucre : 342 g. mol-1 Solution Soit m : masse de la substance M : masse molaire de la substance n : la quantité de matière de cette substance (n=0,1 mol). m = n. M 48

V-Volume molaire V-1 Définition Le volume molaire est le volume occupé par une mole de corps pur. On le note Vm. V-2 Volumes molaires des solides et des liquides Détermination expérimentale Cas des solides A l’aide d’une balance mesurer 56g de fer (1 mole de fer) et 207,2g de plomb (1mole de plomb) Le volume occupé par chacune des substances est le volume molaire. On déterminera ce volume par déplacement de liquide (eau par exemple). SOLIDE fer plomb VOLUME MOLAIRE (cm3) 7,2 18,3 Le volume molaire n’est pas le même pour le fer et le plomb. Cas des liquides A l’aide d’une balance, mesurer 18 g d’eau (1 mole d’eau) et 46 g d’alcool éthylique (1 mole d’alcool éthy- lique). Le volume occupé par chacune des substances est le volume molaire. On déterminera le volume directe- ment à l’aide d’une éprouvette graduée. LIQUIDE eau alcool éthylique Vm (cm3) 18 57,5 L’eau et l’alcool éthylique n’ont pas le même volume molaire. Les solides et les liquides n’ont pas les mêmes volumes molaires. msucre = n.Msucre = 0,1 x 342 = 34,2 g mcuivre = n.Mcuivre = 0,1 x 63,5 = 6,35 g msoufre = n.Msoufre = 0,1 x 32 = 3,2 g moxyde de plomb = n . Moxyde de plombe = 0,1 x 222 = 22 g La quantité de matière (n) et la masse (m) d’un échantillon d’un corps pur de masse molaire M sont reliées par : m exprimée en g m = n . M n exprimée en mol M exprimée en g. mol-1 CHIMIE 49 C O U R S clous de fer plomb tare m1 m1- 18g eau alcool m1- 46g tare tare V1 V1’ V2’ V2

V-3 Volume molaire des gaz. Si l’on considère 1 litre de dihydrogène, 1 litre de dioxygène et 1 litre de méthane, pris dans les mêmes conditions de température et de pression, on montre expérimentalement qu’ils contiennent la même quantité de matière c’est à dire le même nombre de moles. Il en résulte la loi suivante appelée loi d’Avogadro : Des volumes égaux de gaz différents, pris dans les mêmes conditions de température et de pression, contiennent la même quantité de matière. Il en découle la loi d’Avogadro-Ampère : Dans les mêmes conditions de température et de pression, tous les corps purs pris à l’état gazeux ont le même volume molaire Vm . Ainsi par exemple: • à 0°C, sous la pression atmosphérique normale, Vm (gaz) = 22,4 L. mol-1 • à 20°C, sous la pression atmosphérique normale, Vm (gaz) = 24 L. mol-1 V-4 Comparaison des volumes molaires des solides, des liquides et des gaz. Regroupons, dans un même tableau, les résultats trouvés dans (V-2 et V-3). Tous les corps purs sont pris à 20°C et sous la pression atmosphérique normale. Les volumes molaires des solides et des liquides sont très faibles devant celui des gaz. V-5 Comment relier le volume à la quantité de matière ? Exercice Enoncé Déterminer la quantité de matière que renferme un volume V = 120 cm3 de dioxygène gaz . Ce gaz est pris dans les conditions où le volume molaire vaut Vm = 24 L. mol-1 . Solution Le volume molaire Vm est le volume occupé par une mole de dioxygène. La quantité de dioxygène n contenue dans le volume CHIMIE 50 C O U R S Etat physique Corps pur Volume molaire (cm3) Solide fer 7,2 plomb 18,3 Liquide eau 18 alcool éthylique 37,5 Gaz dihydrogène, 24000 dioxygène .... H2 O2 CH4

V est alors n = V Vm AN : n = 12 000 = 5.10-3 mol 24 Le volume V et la quantité de matière n d’un échantillon de corps pur de volume molaire Vm sont reliés par : V = n. Vm ou n = V Vm VI- Signification macroscopique des symboles et des formules. On convient de représenter : ❑ une mole d’atomes par le symbole de l’atome. ❑ une mole de molècules par la formule de la molécule. ❑ une mole d’ions par le symbole de l’ion s’il est simple ou par la formule s’il est polyatomique. Exemples : ✍ Pour représenter un atome ou une mole d’atomes on utilise le symbole de l’atome. ✍ Pour représenter une molécule ou une mole de molécules on utilise la formule de la molécule. ✍ Pour représenter un ion simple ou une mole d’ions simples on utilise le symbole de l’ion. ✍ Pour représenter un ion polyatomique ou une mole d’ions polyatomiques on utilise la formule de l’ion. CHIMIE 51 C O U R S Une mole de : Représentée par hydrogène H oxygène O carbone C sodium Na dihydrogène H2 dioxygène O2 eau H2O dioxyde de carbone CO2 ion sodium Na+ ion chlorure Cl- ion ammonium NH4 + ion sulfate SO42-

CHIMIE 52 L'ESSENTIEL DU COURS - Un ensemble de particules identiques constitue une quantité de matière. - Le nombre d’Avogadro N est égal au nombre d’atomes contenus dans 0,012kg de carbone N = 6,02.1023. - L’unité de la quantité de matière est la mole. - La mole est la quantité de matière d’un ensemble contenant N particules identiques. - La masse molaire atomique est la masse d’une mole d’atomes. Elle s’exprime en gramme par mole soit g. mol-1 . - La masse molaire moléculaire est la masse d’une mole de molécules. Elle s’exprime en gramme par mole soit g. mol-1 . - La masse molaire moléculaire est égale à la somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent la molécule. - La quantité de matière (n) et la masse (m) d’un échantillon d’un corps pur de masse molaire M sont reliées par : m = n . M. - Le volume molaire est le volume occupé par une mole de corps pur. On le note Vm . - Les solides et les liquides n’ont pas les mêmes volumes molaires. - Des volumes égaux de gaz différents, pris dans les mêmes conditions de température et de pression, contiennent la même quantité de matière . - Dans les mêmes conditions de température et de pression, tous les corps purs pris à l’état gazeux ont le même volume molaire Vm (loi d’Avogadro-Ampère). - Le volume V et la quantité de matière n d’un échantillon de corps pur de volume molaire Vm sont reliés par : V = n . Vm . - Pour représenter un atome ou une mole d’atomes on utilise le symbole de l’atome. - Pour représenter une molécule ou une mole de molécules on utilise la formule de la molécule. - Pour représenter un ion simple ou une mole d’ions simples on utilise le symbole de l’ion. - Pour représenter un ion polyatomique ou une mole d’ions polyatomiques on utilise la formu- le de l’ion.

CHIMIE Exercice résolu Les gaz considérés dans cet exercice sont pris dans les mêmes conditions pour lesquelles le volume molaire vaut 24 L .mol-1 . Un ballon vide a une masse m1 = 84,60g . 1) Ce ballon, rempli de dioxygène, a une masse m2 = 84,76g . a) Calculer la quantité de dioxygène contenu dans le ballon. b) En déduire le volume intérieur V du ballon. 2) On vide le ballon puis on le remplit par un gaz noté G. L’ensemble (ballon + gaz G) a une masse m3 = 85,00g a) Trouver, sans calcul, la quantité de gaz (G) contenu dans le ballon. b) Quelle est parmi les formules suivantes (H2 ; CO2 et SO3) celle qui correspond au gaz (G) ? Justifier. On donne : M (H2) = 2g mol-1 ; M (CO2) = 44g mol-1 ; M (SO3) = 80g. mol-1 Conseils * Il faut lire tout l’énoncé et souligner les données. * Ne pas confondre masse et quantité de matière. * La connaissance de la masse , d’un corps pur donné, peut permettre de déterminer sa quan- tité de matière. * La connaissance de la quantité de matière d’un gaz pur peut permettre de calculer le volume occupé par ce gaz. * La connaissance de la masse molaire moléculaire d’un corps pur peut donner une idée sur sa formule. Solution 1) a) La masse de dioxygène contenu dans le ballon est m02 = m2 - m1 m02 = 84,76 - 84,60 = 0,16 g à cette masse de dioxygène correspond une quantité de dioxygène n02 = m02 : M02 est la masse molaire du dioxygène MO2 soit n02 = 0,16 = 5.10-3 mol. 32 b) Le volume V02 occupé par cette quantité de matière n02 est relié au volume molaire Vm des gaz par : V02 = n02 . Vm d’autre part, un gaz occupe tout le volume qui lui est offert. Donc le volume V02 est aussi égal au volume intérieur V du ballon. Alors : V = n02 .Vm V = 5.10-3 x 24 soit V = 0,12 L 2)Le ballon est vidé puis rempli par le gaz (G). Sa masse devient m3 = 85 g a) Le gaz (G) et le dioxygène contenus, chacun à part dans le ballon, dans les mêmes conditions occupent le même volume V. Alors ils renferment le même nombre de mole d’après la loi d’Avogadro. Par suite : n(G)= n02 = 5.10-3 mol b) Pour choisir la formule du gaz G on cherche sa masse molaire moléculaire M(G) à partir de sa masse m(G) et de sa quantité de matière n(G) d’autre part m(G) = m3 - m1 = 85- 84,60 m(G) =0,40g or M(G) = mG = 0,40 soit M(G) = 80g.mol-1 nG 5.10-3 c’est la masse molaire moléculaire de (SO3). Donc le gaz (G) a pour formule : SO3 53

CHIMIE 54 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis 1- Répondre par vrai ou faux 1) La mole est un ensemble de particules identiques. 2) Une mole d’atomes est la quantité de matière qui renferme N particules identiques. 3) Le nombre d’Avogadro est égal au nombre d’atomes contenues dans 1g de carbone. 4) Le nombre d’Avogadro est égal au nombre de molécules contenues dans 18 g d’eau. 5) Deux volumes égaux de gaz différents pris dans les mêmes conditions renferment le même nombre de molécules. 6) Le volume molaire Vm d’un corps pur est le volume occupé par une mole de ce corps. 7) La masse de n moles d’un corps pur est obtenue en divisant sa masse molaire par n. 8) Le volume de n moles d’un corps pur est obtenu en divisant son volume molaire par n. 2- Q. C. M. Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 Une mole est : a) la quantité de matière constituée par 6,02.1023 particules. b) la quantité de matière constituée par 6,02.1023 particules identiques. c) l’ensemble de 6,02.1023 particules identiques. Q. C. M. n° 2 Si deux gaz, pris dans les mêmes conditions de température et de pression, occupent le même volu- me : a) ils renferment la même quantité de matière. b) ils ont la même masse. c) il s’agit du même gaz. Q.C.M n° 3 Le volume molaire d’un gaz dépend de : a) la température et de la pression. b) la masse molaire du gaz. c) la nature du gaz. Q.C.M n° 4 A l’échelle macroscopique H2 O représente : a) une molécule d’eau. b) une mole de molécules d’eau. c) une masse d’eau égale à 20 g.

CHIMIE 55 Utiliser ses acquis dans des situations simples UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice n°1 Calculer la quantité de matière correspondant à mille milliards de particules identiques. On donne N = 6,02.1023 . Exercice n°2 Reproduire et compléter le tableau suivant : Corps pur Formule Masse molaire (g.mol-1) eau H2O dioxyde de carbone CO2 chlorure de sodium NaCl alcool éthylique C2H6O acide phosphorique H3PO4 On donne M(H)=1g.mol-1 M(O) = 16g.mol-1 M(C) = 12g.mol-1 M(Na) = 23 g.mol-1 M(Cl) = 35.5g. mol-1 M(P) = 31g.mol-1 Exercice n°3 Dans le tableau ci-dessous, m représente la masse d’un échantillon de corps pur et n la quantité de matière qu’il renferme. Reproduire et compléter le tableau suivant : Corps pur Formule m (g) n (mol) Trioxygène (ozone) O3 4,8 dioxyde de soufre SO2 0,2 ammoniac NH3 1,5 méthane CH4 3,2 On donne M(H)=1g.mol-1 M(O)=16 g.mol-1 M(C)=12g.mol-1 M(N)=14 g.mol-1 M(S)=32 g.mol-1 Exercice n°4 On recueille un volume de dihydrogène égal à 32,6 cm3, volume mesuré dans les conditions pour lesquelles le volume molaire vaut 22,4 L. Calculer la quantité de matière et la masse de dihydrogène recueilli. Exercice n°5 Les gaz produits par certaines usines chimiques et par les foyers domestiques ou industriels contiennent du dioxyde de soufre dont la présence dans l’air est l’une des causes les plus impor- tantes de la pollution atmosphérique. On considère que l’air est pollué si la teneur en dioxyde de soufre dépasse 3x10-5 mole par mètre cube (m3) d’air . On prélève dans une ville 50L d’air ; l’analyse révèle la présence de 0,012g de dioxyde de soufre. Cet air est-il pollué ? Justifier.

CHIMIE 56 TRAVAUX PRATIQUES DETERMINATION EXPERIMENTALE DU VOLUME MOLAIRE D’UN LIQUIDE OU D’UN SOLIDE I- BUT. • Déterminer expérimentalement les volumes molaires de l’eau et du fer. II- MATERIEL. • Une balance • Une boite de masses marquées. • Une éprouvette graduée (100mL). • Une pissette d’eau distillée. • 100g de clous de petites tailles ( utilisés par les cordonniers ). III- MANIPULATION. 1) Détermination du volume molaire de l’eau . A l’aide de la balance mesurer par double pesée une masse d’eau égale à 18g (1mole d’eau). - Pour cela : • réaliser l’équilibre suivant. Remarque : La tare est choisie de telle sorte que m1 soit supérieure à 18g. • retrancher 18g de la masse m1 et rétablir l’équilibre précédent en ajoutant de l’eau dans l’éprouvette - lire la valeur du volume Vm d’eau contenue dans l’éprouvette. Ce volume est égal au volume molaire de l’eau. m2 = m1 -18g m1 m2

CHIMIE 57 2) Détermination du volume molaire du fer A l’aide de la balance , mesurer par double pesée une masse de fer (clous) égale à 56g ( 1mole de fer ). - Pour cela, • réaliser l’équilibre suivant : • remplacer les masses marquées m1 par des masses marquées m2 telles que : m2 = m1 – 56g • rétablir l’équilibre en ajoutant des clous de fer. La masse des clous de fer est égale à 56g, soit une mole de fer - mesurer par déplacement d’eau le volume Vm occupé par les clous de fer Vm est le volume molaire du fer . Vm = V2 - V1 m1 m2 V2 V1 clous de fer clous de fer

LES SOLUTIONSLES SOLUTIONS

LA DISSOLUTION CHAPITRE I 60 - Comment expliquer l’apparition de bulles quand on verse une boisson gazeuse dans un verre? - D’où provient le dioxygène que respirent les poissons? - De quoi est formé le vinaigre 7°? - Comment préparer l’alcool iodé?

PLAN DU CHAPITRE Prérequis • Les états physiques de la matière. • Mélange hétérogène. • Mélange homogène. CHAPITRE I 61 LA DISSOLUTION I-Le phénomène de dissolution I-1 Cas des solides I- 2 Cas des liquides I- 3 Cas des gaz I- 4 Conclusion II Les effets thermiques de la dissolution II-1 Expérience II-2 Conclusion

I- Le phénomène de dissolution I-1 Cas des solides I-1-a Comment extraire du sel de cuisine à partir de l’eau de mer? L’eau de mer est déplacée vers de grands bassins peu profonds appelés salines ( ou tables salantes). L’eau s’évapore lentement et laisse un dépôt de sel .Le sel pro- vient donc de l’eau de mer. Il forme avec cette eau un mélange homogène.On dit que le sel est dissous dans l’eau de mer ou soluble dans l’eau. L’eau de mer est formée par de l’eau et du sel dissous. • L’eau est appelée solvant. • Le sel est appelé soluté. • L’eau de mer , formée par de l’eau et du sel dissous, est appelée solution. I-1-b Comment expliquer le dépôt d’un solide blanc sur les parois d’une casserole quand on vapori- se complètement l’eau qu’elle contient ? Le solide ne peut provenir que de l’eau de robinet. Quand cette dernière s’évapore, elle laisse un dépôt blanc.Ce solide, essentiellement du calcaire, est dissout dans l’eau de robinet. L’eau de robinet contient du calcaire dissous. • Le calcaire est le soluté. • L’eau est le solvant. • L’eau de robinet, contenant du calcaire dissous, est la solution. I-1-c Peut-on dissoudre n’importe quel solide dans l’eau ? Expérience Introduisons ,une cuillerée de sel, de sucre, de semoule et de poudre de fer respectivement dans quatre bêchers contenant chacun 100 cm3 d’eau. Agitons puis observons. Conclusion Certains solides ne sont pas solubles dans l’eau. Sel Sucre Semoule Poudre de fer CHIMIE 62 C O U R S Le sel et l’eau forment un mélange homo- gène. Le sel est soluble dans l’eau Observations Le sucre et l’eau forment un mélange homogène. Le sucre est soluble dans l’eau. La semoule et l’eau forment un mélange hétérogène. La semoule n’est pas soluble dans l’eau. La poudre de fer et l’eau forment un mélange hétérogène. La poudre de fer n’est pas soluble dans l’eau.

Conclusion Certains liquides ne sont pas miscibles à l’eau. I-1-d Qu’utilise-t-on pour éliminer les tâches de peinture, de graisses, de vernis à ongles ? Un vêtement, par exemple, portant l’une de ces tâches, ne peut pas être nettoyé avec de l’eau. L’eau ne peut pas dissoudre la peinture, les graisses et le vernis à ongles. Par contre on peut éliminer ces tâches à l’aide de l’acétone ou de l’essence de térébenthine ( diluant). Donc l’acétone et le diluant peuvent dissoudre la peinture, les graisses et le vernis. • Le solvant n’est pas toujours l’eau. Il existe d’autres solvants. • Lorsque le solvant est l’eau, la solution est dite solution aqueuse. I- 2 Cas des liquides I-2-a De quoi est formé le vinaigre 7° ? Le vinaigre 7° est constitué de 7g d’acide éthanoïque pour 100g de mélange . Le vinaigre est un mélange homogène d’eau et d’acide éthanoïque.Donc l’acide éthanoïque est un liquide soluble dans l’eau. C’est le soluté. L’eau est le solvant. Le vinaigre est une solution aqueuse. Remarques • Lorsqu’un liquide est soluble dans un autre liquide on dit qu’ils sont miscibles. • Le liquide ayant le volume le plus grand est le solvant. • L’acide éthanoïque est miscible à l’eau. I-2-b Peut-on dissoudre n’importe quel liquide dans l’eau ? Experience Versons, à l’aide d’une pipette graduée, 1cm3 de pétrole, d’acide éthanoïque, d’alcool et d’huile res- pectivement dans quatre tubes à essais contenant chacun 5cm3 d’eau. Agitons puis observons. CHIMIE 63 C O U R S Acide éthanoïque Alcool Huile Pétrole L’acide éthanoïque et l’eau forment un mélange homogène. L’acide éthanoïque se dissout dans l’eau. Observations L’alcool et l’eau forment un mélange homogè- ne. L’alcool se dis- sout dans l’eau. L’huile et l’eau forment un mélan- ge hétérogène. L’huile ne se dis- sout pas dans l’eau. Le pétrole et l’eau forment un mélange hétérogène. Le pétrole ne se dissout pas dans l’eau.

CHIMIE C O U R S I-2-c Peut-on dissoudre l’huile ,le pétrole dans l’essence de térébenthine ? L’huile et le pétrole ne sont pas miscible à l’eau .Essayons de les faire dissoudre dans l’essence de térébenthine. Le pétrole et l’huile sont miscibles à l’essence de térébenthine . I-3 Cas des gaz I-3-a Comment expliquer l’apparition de bulles quand on verse une boisson gazeu- se dans un verre ? Une boisson gazeuse renferme entre autres de l’eau et un gaz dissous .Quand on la verse dans un verre, une partie de ce gaz s’échappe sous forme de bulles. • Le gaz est le soluté. • L’eau est le solvant. • La boisson gazeuse est une solution aqueuse. I-3-b D’ou provient l’air que respirent les poissons ? Les poissons respirent l’air dissous dans l’eau. • L’air est le soluté. • L’eau est le solvant. • L’ensemble (eau, air dissous) est la solution. I-3-c Peut-on dissoudre n’importe quel gaz dans l’eau ? Le chlorure d’hydrogène est-il soluble dans l’eau ? Retournons un ballon rempli de chlorure d’hydrogène sur un cristallisoir contenant de l’eau . Retirons le petit bouchon ,l’eau s’élève lentement puis jaillit dans le ballon.Le chlorure d’hydrogène se dissout dans l’eau laissant un vide qui provoque la formation du jet d’eau . Certains liquides , non miscibles à l’eau ,sont miscibles à d’autres liquides . 64 Pétrole Mélange homogène Mélange homogène Essence de térébenthine Essence de térébenthine Huile

Le chlorure d’hydrogène est très soluble dans l’eau. • Le chlorure d’hydrogène est le soluté. • L’eau est le solvant. • L’ensemble (eau , chlorure d’hydrogène dissous) est la solution appelée solution aqueuse de chlo- rure d’hydrogène. Le butane est-il soluble dans l’eau ? Refaisons la même expérience avec le ballon rempli de butane gaz . Le butane n’est pas soluble dans l’eau I-4 Conclusion Certains gaz ne sont pas solubles dans l’eau . • La dissolution est un phénomène qui met en jeu un solvant et un ou plusieurs solutés. • Le solvant est le liquide où se fait la dissolution. • Le soluté est un corps qui se dissout dans un solvant. • La solution est le mélange formé par le solvant et le soluté dissous. • Lorsque le solvant est l’eau la solution est dite aqueuse. CHIMIE 65 C O U R S Chlorure d’hydrogène Caoutchouc souple Eau Bouchon Butane Caoutchouc souple Eau Bouchon

CHIMIE 66 II LES EFFETS THERMIQUES DE LA DISSOLUTION II-1 Expérience Considérons trois bêchers contenant chacun 50 cm3 d’eau distillée. A l’aide d’un thermomètre rele- vons la température de l’eau. Ajoutons dans les trois bêchers respectivement une petite quantité de soude, de sel et de nitrate de potassium et agitons. Relevons les températures des trois solutions obtenues juste à la fin de la dissolution. o La dissolution de la soude dans l’eau est dite exothermique ( ou exoergique) . o La dissolution du nitrate de potassium dans l’eau est dite endothermique (ou endoergique). o La dissolution du sel de cuisine dans l’eau est dite athermique. Soude Sel de cuisine Nitratede potassium La dissolution de la soude dans l’eau se fait avec une élévation de la température. Observations La dissolution du sel dans l’eau se fait pratiquement sans changement de la température La dissolution du nitrate de potassium dans l’eau se fait avec une diminution de la température II-2 Conclusion • Une dissolution est dite exothermique quand elle s’accompagne d’une élévation de température. • Une dissolution est dite endothermique quand elle s’accompagne d’une diminution de température. • Une dissolution est dite athermique quand elle se fait sans varia- tion de température.

CHIMIE 67 L'ESSENTIEL DU COURS La dissolution est un phénomène qui met en jeu un solvant et un ou plusieurs solutés. Le solvant est le liquide où se fait la dissolution . Le soluté est un corps qui se dissout dans un solvant. La solution est le mélange formé par le solvant et le soluté dissous . Lorsque le solvant est l’eau la solution est dite aqueuse. Une dissolution est dite exothermique quand elle s’accompagne d’une élévation de tem- pérature. Une dissolution est dite endothermique quand elle s’accompagne d’une diminution de température. Une dissolution est dite athermique quand elle se fait sans variation de température.

Exercice n°1 Reproduire et compléter le tableau suivant : Solution Soluté Solvant glucose eau Alcool iodé Solution aqueuse de chlorure d’hydrogène CHIMIE 68 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis Utiliser ses acquis dans des situations simples 1- Répondre par vrai ou faux 1) Un soluté est tout corps qui peut être dissous dans un solvant. 2) Un soluté est tout solide qui peut être dissous dans un solvant. 3) Un solvant est tout liquide qui peut dissoudre certains corps. 4) Un soluté ne peut pas être un liquide. 5) Tous les corps sont solubles dans l’eau. 6) Les gaz sont insolubles dans l’eau. 7) Une solution est un mélange formé par un soluté et un solvant. 8) Une solution est un mélange formé par un soluté dissous et un solvant. 9) Une solution est un mélange homogène. 10) Si le solvant est l’eau, la solution est dite solution aqueuse 2- Q. C. M. Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 Dans une solution aqueuse de sel le solvant est : a) le sel . b) l’eau. c) le sel ou l’eau. Q. C. M. n° 2 La dissolution de la chaux vive dans l’eau s’accompagne d’une élévation de température. Elle est dite: a) endothermique. b) exothermique. c) athermique . Q.C.M n° 3 L’alcool et l’eau sont miscibles en toute proportion. En dissolvant 20mL d’eau dans 100mL d’alcool, le solvant est : a) l’alcool. b) l’eau. c) l’alcool ou l’eau .

CHIMIE 69 UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice n°2 Dans trois tubes à essais A, B et C, contenant le même volume d’eau, faisons dissoudre respective- ment la même quantité d’acide sulfurique , de nitrate de potassium et de saccharose. 1) Définir le phénomène de dissolution. 2) Quel est le solvant ? Préciser le soluté dans chaque cas. 3) Préciser dans chaque cas l’effet thermique ( exothermique, endothermique , athermique) de la dissolution. Exercise n°3 1) Un aquarium est un réservoir en matière plastique transparente ou en verre dans lequel on élève certaines espèces de poissons. a) D’où provient le dioxygène que respirent les poissons ? b) Peut-on dire que l’eau de l’aquarium est une solution ? Justifier. 2) Pour maintenir un équilibre biologique favorable aux poissons d’un aquarium, celui-ci doit être muni d’un filtre pour éliminer les substances polluantes , d’un éclairage et d’une pompe à air. Il peut contenir des algues vertes. a) Quel est le rôle de la pompe à air ? b) En se référant à la photosynthèse, expliquer l’utilité des algues vertes et de l’éclairage. Acide sulfurique Nitrate de potassium Saccharose La température s’élèveConstatation Expérience La température diminue La température reste constante A B C

CHIMIE 70 EXTRACTION DU CHLORURE DE SODIUM DE L’EAU DE MER LE CHLORURE DE SODIUM est le sel de cuisine ou sel ordinaire. C’est un corps très répan- du dans la nature. On le trouve dissous dans l’eau de mer qui en consti- tue une réserve inépuisable (sel marin), et en gisements souterrains (sel gemme) dans certaines régions. Pour produire du sel, il faut de l’eau de mer, du soleil et du vent. On exploite le sel depuis 2000 ans (les romains). EXTRACTION L’eau de mer renferme de nombreuses substances dissoutes dont la plus importante est le chlorure de sodium (27 g par litre dans l’eau de la Méditerranée). Elle contient aussi, en plus petite quantité, d’autres sub- stances appelées également sels parce qu’elles présentent des analogies avec le sel ordinaire : carbonate de calcium, sulfate de calcium, chlorure de magnésium... On extrait le sel dans les marais salants par évaporation de l’eau sous l’action de la chaleur solaire (fig. 1 et 2). On fait arriver l’eau dans un premier bassin, la vasière V (fig. 2) où se déposent le sable et les matières ter- reuses en suspension. L’eau clarifiée passe ensuite dans les bassins de concentration C où se déposent les sels les moins solubles : carbonate de calcium, puis sulfate de calcium. L’eau est saturée en sel lorsque son volume n’est plus que le dixième du volume initial. Elle passe alors dans les tables salantes S où la couche d’eau n’a que quelques centimètres d’épaisseur. L’évaporation y est assez active en été et les cristaux de sel se déposent. Les eaux résiduaires appelées eaux-mères renferment des sels plus solubles que le chlorure de sodium : sulfate et chlorure de magnésium, bromure de sodium. Elles peuvent être recueillies et traitées pour en extraire le brome. Le sel est rassemblé en tas, il reste à l’air plusieurs mois ; on le fait rentrer lorsqu’il est sec. RECHERCHE DOCUMENTAIRE : 1) Quelles sont les principales régions en Tunisie où on extrait le chlorure de sodium de l’eau de mer? 2) Quelle est la production annuelle de la Tunisie en chlorure de sodium ? 3) Citer les principaux usages du chlorure de sodium en Tunisie. Fig. 1 Marais salantes DOCUMENT Site Internet à visiter : http:// www.belgachlor.be/fr/pdf_fr/210_fr.pdf Fig1- Marais salant V C S Eaux mères Vasière Bassins de concentration Tables salantes Tas de sel Mer

V- Conclusion • La dissolution de la soude dans l’eau s’accompagne d’une élévation de la température. Elle est dite exothermique . • La dissolution du chlorure d’ammonium dans l’eau s’accompagne d’une diminution de la température. Elle est dite endothermique . • La dissolution du sucre et du chlorure de sodium dans l’eau se fait pratiquement sans variation de température. Elle est dite athermique. LES EFFETS THERMIQUES DE LA DISSOLUTION I- BUT • Étudier la variation de la température qui accompagne la dissolution de certains solutés dans l’eau. II- PRINCIPE • Pour effectuer une comparaison significative entre ces dissolutions, il faut dissoudre la même quantité de soluté dans le même volume d’eau. On prendra, par exemple, une quantité n = 0,05mol et un volume d’eau égal à 50 cm3 . • La masse de soluté m est donnée par la relation m = n.M M étant la masse molaire du soluté. • Reproduire et compléter le tableau suivant : III- MATERIEL • Quatre bêchers. • Un agitateur. • Un thermomètre à mercure (-10°C , 110°C) . • Une balance et une boite de masses marquées. • Produits chimiques : soude en pastilles ; chlorure d’ammonium ; sucre ; chlorure de sodium (sel de cuisine). IV- MANIPULATION • Peser, à l’aide de la balance, les masses des solutés calculées • Relever ,à l’aide d’un thermomètre ,la température θ1 de l’eau . • Faire dissoudre dans ces bêchers les divers solutés et noter la température θ2 de chaque solution juste à la fin de la dissolution . • Reproduire et compléter le tableau suivant : Soluté Hydroxyde de Chlorure Sucre Chlorure de sodium (NaOH) d’ammonium(NH4Cl) ( C12H22O11) sodium( NaCl) Masse du soluté (m) Soluté Hydroxy de Chlorure Sucre Chlorure de de sodium d’ammonium sodium Expérience Variation de la tempé- rature (θ2 − θ1) (°C) CHIMIE 71 TRAVAUX PRATIQUES

CONCENTRATION D’UNE SOLUTION- SOLUBILITÉ CHAPITRE II 72 - Que représentent les résultats indiqués sur cette fiche d’analyse médicale ?

PLAN DU CHAPITRE Prérequis • Solvant - Soluté - Solution. • Notion de masse • Notion de volume. • Notion de quantité de matière. • Relation entre masse et quantité de matière. • Relation entre volume et quantité de matière. CHAPITRE II 73 CONCENTRATION D’UNE SOLUTION- SOLUBILITÉ I- Concentration massique I-1 Expériences I- 2 Définition de la concentration massique II-De la concentration massique à la concentration molaire II-1 Que représentent les indications de concentrations sur une fiche d’analyse de sang ? II-2 Concentration molaire III- Solution saturée III-1 Peut –on dissoudre autant de morceaux de sucre que l’on veut dans un verre d’eau ? III-2 Peut –on dissoudre autant de cristaux de sel que l’on veut dans un verre d’eau ? III-3 Conclusion IV- Solubilité. IV-1 Définition IV-2 Application IV-3 De quoi dépend la solubilité ? V- Notion d’équilibre V-1 Expérience V-2 Conclusion

I- Concentration massique I- 1 Expériences I-1a- Expérience n°1 • Préparer trois bêchers A, B et C contenant respectivement 50cm3 , 100cm3 et 250cm3 d’eau distillée. • Faire dissoudre du sucre dans chaque bêcher : 3g dans le premier, 9g dans le second et 12g dans le troisième. • Classer les trois solutions obtenues selon l’importance du goût sucré. On obtient le classement suivant : Le goût sucré a permis de classer ces solutions. I-1-b Experience n°2 • Préparer trois bêchers D,E,F contenant respectivement 50cm3, 150cm3 et 200cm3 d’eau distillée. • Faire dissoudre du sulfate de cuivre II dans chaque bêcher : 3,1g dans le premier, 1,9g dans le second et 1,3g dans le troisième. • Classer les trois solutions obtenues selon l’intensité de la couleur bleue. On obtient le classement suivant : L’intensité de la couleur bleue a permis de classer ces solutions. I-1-c Peut-on toujours utiliser nos sens pour classer des solutions ? • On ne peut pas utiliser nos sens pour classer certaines solutions à cause des dangers qu’elles pré- sentent.A titre d’exemple des solutions d’acides ne peuvent pas être goûtées. • Nos sens ne sont pas assez sensibles pour détecter des légères différences de goût , d’odeur ou de couleur entre diverses solutions. Les sens sont insuffisants pour classer des solutions. CHIMIE 74 C O U R S C A B F E D goût sucré croissant intensité de la couleur bleue croissante

I-2- Définition de la concentration massique I-2-a- De l’utilisation des sens à la concentration massique Regrouper les résultats des expériences (1) et (2) du paragraphe précédent dans le tableau suivant : L’analyse du tableau montre que : lorsque le goût sucré augmente le rapport m V ___ augmente aussi. Il en est de même pour l’intensité de la couleur. • Le rapport m V ___ permet de classer ces solutions. • Ce rapport est appelé concentration massique ( ou titre massique) I-2-b Définition I-2-c Application Un volume égal à 100cm3 de vinaigre contient à peu près 7g d’acide éthanoïque. Calculer la concen- tration massique de l’acide éthanoïque dans le vinaigre. La concentration massique de l’acide éthanoïque dans le vinaigre est : II- De la concentration massique à la concentration molaire. II-1 Que représentent les indications de concentrations sur une fiche d’analyse de sang ? Le résultat de l’analyse de sang figurant sur la fiche de la page suivante indique pour la glycémie : La concentration massique (C) d’un soluté dans une solution est égale au rapport de la masse (m) du soluté dissous au volume (V) de la solution. C= Solution C A B F E D Masse de soluté m (g) 12,0 3,0 9,0 1,3 2,0 3,0 Volume de la solution 0,250 0,050 0,100 0,200 0,150 0,050 V (L) 48 60 90 6,5 13,3 CHIMIE 75 C O U R Sm V m en g V en L C en g.L-1. } C = = = 70g.L-1.m V m V 7 0,100 (g.L-1)

CHIMIE 76 C O U R S La première valeur 2,79 g/l est celle de la concentration massique du glucose dans le sang. Que représente la seconde indication ? Pour cela , chercher la quantité de glucose n contenu dans un litre de sang : donc 1 litre de sang contient 15,48mmol de glucose. Le nombre de mole de glucose par litre de sang est appelé concentration molaire du glucose dans le sang. II- 2 Concentration molaire II- 2-a Définition II-2-b Application On dissout 1,03g de saccharose dans de l’eau pour obtenir une solution de volume V = 250mL. Calculer la concentration molaire en saccharose de cette solution. On donne la masse molaire du saccharose M = 342g.mol-1. La concentration molaire en saccharose de la solution est : masse de glucose masse molaire de glucosen = n = = 15,48.10-3 mol = 15,48 mmol 2,79 180 La concentration molaire (C) d’un soluté pur dans une solution est égale au rapport de la quantité de soluté dissous (n) au volume (V) de la solu- tion. C= n en mol V en L C en mol.L-1. }n V

CHIMIE 77 C O U R S III- Solution saturée III-1 Peut –on dissoudre autant de morceaux de sucre que l’on veut dans un verre d’eau ? III- 1-a Expérience Cette expérience est réalisée à la température ambiante . Faire dissoudre un morceau de sucre dans un verre contenant environ 50cm3 d’eau et constater que le sucre se dissout complètement. Ajouter progressivement dans cette solution un morceau de sucre, puis deux puis trois etc…..et agiter à chaque fois. Constater qu’à un certain moment le sucre ne se dissout plus même après une longue agitation. Le mélange obtenu, après décantation, présente deux phases : une phase liquide appelée solution aqueuse saturée et une phase solide constituée par du sucre non dissous ( dépôt de sucre) Au cours de l’ajout du sucre, la concentration C de la solution augmente. Cette concentration atteint sa valeur maximale lorsque la solution devient saturée. III-1-b Conclusion • Une solution dans laquelle le sucre ne se dissout plus est une solution saturée. • La concentration de la solution est maximale quand la solution devient saturée. quantité de saccharose dissous volume de la solution C = C = x = 1,2.10-2 mol.L-11,03 342 1 0,250 après agitation solution saturée (phase liquide) dépôt de sucre (phase solide)

CHIMIE 78 C O U R S III-2 Peut –on dissoudre autant de cristaux de sel que l’on veut dans un verre d’eau? III-2-a Expérience Refaire la même expérience que celle décrite dans le paragraphe (-III-1-a) en remplacent les mor- ceaux de sucre par des cristaux de sel. Constater que l’on obtient à un certain moment une solution saturée de sel. III-2-b Conclusion Une solution dans laquelle le sel ne se dissout plus est une solution saturée. La concentration de la solution est maximale quand la solution devient saturée. III- 3 Conclusion IV- Solubilité IV-1 Définition IV-2 Application A 20°C on peut dissoudre au maximum 36,0 g de chlorure de sodium (NaCl) dans 100cm3 d’eau. On suppose que la dissolution du chlorure de sodium dans l’eau se fait sans changement de volume. Calculer la solubilité (s) du chlorure de sodium en g.L-1 puis en mol.L-1. On donne M (NaCl) = 58,5g.mol-1. • Une solution dans laquelle le soluté ne se dissout plus est une solution saturée . • La concentration de la solution saturée est la concentration maximale La solubilité (s) d’un soluté dans un solvant est sa concentration dans la solution saturée. La solubilité s’exprime en g.L-1ou en mol.L-1. masse maximale de chlorure de sodium dissous volume de la solution s = = = 360g.L-136,0 0,100 quantité maximale de chlorure de sodium dissous volume de la solution s = = x = 6,15 mol.L-136,0 58,5 1 0,100

CHIMIE 79 C O U R S IV- 3 De quoi dépend la solubilité ? IV- 3- a La solubilité dépend- elle du soluté ? Expérience Prenons trois bêchers contenant chacun 10 mL d’eau distillée , ajoutons au premier bêcher du bichromate de potassium , au second du sel de cuisine et au troisième de l’iodure de potassium par masse de 1g en agitant à chaque fois. Nous constatons que : • la solution de bichromate de potassium devient saturée lorsqu’on ajoute 1g de ce soluté. • la solution de sel de cuisine devient saturée lorsqu’on ajoute 4g de ce soluté. • la solution d’iodure de potassium devient saturée lorsqu’on ajoute 16g de ce soluté. Exemples de solubilités, dans l’eau à 20°C, de quelques solutés. Soluté Solubilité(g.L-1) Chlorure de sodium 360 Iodure de potassium 1500 Sulfate de cuivre 207 Nitrate de sodium 900 Nitrate de potassium 310 Bichromate de potassium 49 Conclusion Dans les mêmes conditions les solutés ne sont pas égale- ment solubles dans l’eau. Ils ont des solubilités différentes. La solubilité dépend du soluté. 1g de bichromate de potassium 4g de sel de cuisine 16g d’iode de potassium Solution saturée de bichromate de potassium Solution saturée de sel Solution d’iodure de potassium dépôt d’iodure de potassium dépôt de seldépôt de bichromate de potassium

CHIMIE 80 C O U R S IV-3-b La solubilité dépend-elle de la température ? Comment expliquer la formation des dépôts de calcaire dans les chaudiéres ? L’eau des chaudières contient du calcaire dissous.Quand cette eau s’échauffe ,la dissolution du calcaire diminue.Donc du calcaire solide se dépose sur les parois des chaudières. Le calcaire est plus soluble dans l’eau à froid qu’à chaud. La solubilité du calcaire dans l’eau diminue lorsque la température augmente Expérience 1 Considérons les trois solutions saturées, à la température ambiante, obtenues dans le paragraphe précédent. Chauffons chacune de ces solutions en agitant. Nous constatons que les cristaux de bichromate de potassium et d’iodure de potassium en excès se dissolvent totalement alors que les cristaux de chlorure de sodium ne se dissolvent pratiquement pas. Laissons refroidir les solutions limpides obtenues . Nous voyons réapparaître des cristaux de bichromate de potassium et d’iodure de potassium dans les bêchers respectifs. • Le bichromate de potassium et l’iodure de potassium sont plus solubles dans l’eau à chaud qu’à froid .Leur solubilité augmente avec la température. • La solubilité du chlorure de sodium ne varie pratiquement pas avec la température. Conclusion solution saturée on chauffe on laisse refroidir solution saturée cristaux de bichromate de potassium cristaux de bichromate de potassium solution saturée on chauffe on laisse refroidir solution saturée cristaux d’iodure de potassium cristaux d’iodure de potassium solution saturée on chauffe solution saturée chlorure de sodiumchlorure de sodium

CHIMIE 81 C O U R S Expérience 2 Préparons une solution saturée d’hydroxyde de calcium ( eaux de chaux) .Filtrons cette solution et chauffons le filtrat. Nous constatons que le filtrat trouble à cause de l’apparition de grains blancs d’hydroxyde de calcium. Conclusion • L’hydroxyde de calcium est moins soluble dans l’eau à chaud qu’à froid. • La solubilité de l’hydroxyde de calcium diminue quand la température augmente. IV-3-c La solubilité dépend-elle du solvant ? Expérience Préparer deux tubes à essais (A) et (B) contenant respectivement 10 mL d’eau et 10mL d’alcool. Faire dissoudre dans le tube(A) 1g de diiode et 4g du même soluté dans le tube (B). Soluté Solubilité à 20°C (g.L-1) Solubilité à 60°C (g.L-1) Chlorure de sodium 360 365 Nitrate de potassium 330 1100 Nitrate de sodium 900 1250 Iodure de sodium 1500 1760 Sucre 2100 2870 La solubilité d’un soluté dépend de la température. solution saturée d’hydroxyde de calcium la solution devient trouble

CHIMIE 82 C O U R S Dans les mêmes conditions ,le diiode est plus soluble dans l’alcool que dans l’eau . V- Notion d’équilibre V-1 Expérience • Préparer dans un tube à essais 10mL d’eau distillée . Ajouter 1g de bichromate de potassium et agiter • Constater qu’on obtient une solution saturée ( la phase liquide) et un dépôt de cristaux de bichromate de potassium ( la phase solide) . La solubilité d’un soluté dépend de la nature du solvant . diiode dépôts solutions saturées A B agitation agitation 1g de bicromate de potassium solution saturée (phase liqude) cristaux de bichromate de potassium (phase solide)

CHIMIE 83 C O U R S Chauffer le tube et constater que les cristaux se dissolvent Laisser refroidir le tube et constater que les cristaux réapparaissent. • Une élévation de la température provoque la dissolution du bichromate de potassium dans l’eau. • Une diminution de la température provoque la formation d’un dépôt solide de bichromate de potassium : c ‘est la transformation inverse de la dissolution. • A une température donnée la composition du mélange ( solution saturée + cristaux de bichromate) est constante. On dit que le mélange est en équilibre. • A un état d’équilibre la dissolution et sa transformation inverse continuent à se produire simul- tanément avec des effets qui se compensent. Ce qui explique que la composition du mélange à l’équilibre reste constante. V- 2 Conclusion Tout mélange formé de la solution saturée et du soluté non dissous, pris à une température donnée, constitue un exemple d’équilibre. eau froide

CHIMIE 84 L'ESSENTIEL DU COURS La concentration massique (C) d’un soluté dans une solution est égale au rapport de la masse (m) du soluté dissous au volume (V) de la solution. C= La concentration molaire (C) d’un soluté pur dans une solution est égale au rapport de la quantité de soluté dissous (n) au volume (V) de la solution. C= Une solution dans laquelle le soluté ne se dissout plus est une solution saturée . La concentration de la solution saturée est la concentration maximale. La solubilité (s) d’un soluté dans un solvant est sa concentration dans la solution saturée. Elle s’exprime en g.L-1ou en mol.L-1. La solubilité dépend du soluté. La solubilité d’un soluté dépend de la température. La solubilité d’un soluté dépend de la nature du solvant . Tout mélange formé de la solution saturée et du soluté non dissous, pris à une température donnée, constitue un exemple d’équilibre. m V n V m en g V en L C en g.L-1 n en mol V en L C en mol.L-1

CHIMIE 85 EXERCICE RESOLU Pour un adulte , la dose journalière recommandée en vitamine C est de 80mg par jour. Les légumes et les fruits constituent, dans notre alimentation, la source naturelle de vitamine C. 1) Au cours d’une journée, une personne a consommé, comme seuls produits contenant de la vita- mine C,220g de pommes de terre cuites à l’eau et 80g d’orange. 100g de pommes de terre crues contiennent 20mg de vitamine C. La cuisson à l’eau provoque une perte de 60% de la masse de cette vitamine.100g d’orange contiennent 50mg de vitamine C. La dose journalière recommandée est-elle atteinte ? 2) En ne consommant que du jus d’orange de concentration en vitamine C de 30mg.L-1, quel volume faut-il en boire pour couvrir la dose journalière recommandée en vitamine C ? Conseils •Distinguer entre la masse de la vitamine C dans les pommes de terre crues et la masse de vitamine C qui reste dans les pommes cuites. • Relier ces masses à la perte de masse de la vitamine C dûe à la cuisson. • Comparer la masse de vitamine C absorbée par la personne à la masse de vitamine C corres- pondant à la dose jour- nalière recommandée. • Des échantillons de volumes différentes d’une même solution ont la même concentra- tion. Solution 1) m: masse de vitamine C dans les aliments consommés par la personne m1: masse de vitamine C dans 80g d’orange. m2 : masse de vitamine C dans 220g de pommes de terre cuites m = m1+ m2. m2 = 220 x 20 x 0,4 = 17,6mg 100 m = 40 + 17,6 = 57,6mg m < 80mg donc la dose journalière recommandée n’est pas atteinte. 2) V: volume de jus d’orange à boire pour couvrir la dose journalière recommandée en vitamine C. m0 : masse de vitamine C correspondant à la dose journalière recommandée. La concentration de jus d’orange en vitamine C est C= m0 ==› V0 = m0 V0 C A.N V0 = = 2,66L. 100g d’orange contiennent 50mg de vitamine C. 80g d’orange contiennent m1 (mg) de vitamine C. Donc m1 = 80 x 50 =40 mg 100 100g de pommes de terre crues contiennent 20mg de vitamine C. 220 g de pommes de terre crues contiennent 220 x 20 mg de vitamine C. 100 La cuisson provoque une perte de 60% de cette masse de vitamine C; donc la masse m2 de vitamine C restante est de 40 % de la masse de vitamine C dans 220 g de pommes de terre crues. 80 30

CHIMIE 86 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis 1- Répondre par vrai ou faux 1) La concentration massique d’un soluté dans une solution est égale au rapport de la quantité du soluté dissous au volume de la solution. 2) La concentration molaire d’un soluté dans une solution est égale au quotient de la quantité du solu- té dissous par le volume de la solution. 3) La concentration massique d’un soluté dans une solution s’exprime en g.mol-1. 4) Une solution aqueuse de sucre saturée est un mélange homogène. 5) La concentration massique d’un soluté dans une solution aqueuse augmente lorsqu’on ajoute à cette solution de l’eau. 6) La solubilité d’un soluté dans une solution augmente lorsque la température augmente. 7) La solubilité d’un soluté dans un solvant est sa concentration dans la solution. 8) La solubilité d’un soluté ne dépend que de la température. 9) La solubilité d’un soluté dépend de la température, de la nature du soluté et du solvant. 10) A une température donnée le mélange, formé par la solution saturée et le soluté non dissous, est en équilibre 2- Q. C. M. Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 On mélange deux solutions aqueuses d’un même soluté et de même concentration C. La consontra- tion de la solution obtenue est égale à : a) 2C. b) C 2 __ c) C. Q. C. M. n° 2 On considère une solution aqueuse de chlorure de sodium de volume V. On lui ajoute le même volu- me V d’eau distillée. La concentration de chlorure de sodium dans la solution obtenue : a) double b) est divisée par deux c) ne change pas Q. C. M. n° 3 A une température donnée , si la concentration d’une solution est égale à la solubilité, cette solution est: a) non saturée. b) saturée. c) un mélange hétérogène.

CHIMIE 87 Utiliser ses acquis dans des situations simples Exercice n°1 Le résultat d’une analyse de sang d’un patient porte les indications suivantes : 1) Calculer la masse molaire du cholestérol de formule brute C27H46O. 2) Calculer la concentration molaire du cholestérol dans le sang du patient. 3) Ce patient a-t-il un taux de cholestérol correct ? Justifier Exercice n°2 Un nouveau papa doit préparer une solution de lait pour son bébé. N'ayant pas lu les ins- tructions sur la boite de lait , il s'aperçoit que la solution obtenue, après dissolution de la poudre de lait , est beaucoup trop concentrée ( 100 g.L-1 ). Il est 4 heures du matin et la boite de lait ne contient plus de poudre.Comment ce papa va-t-il s'y prendre pour réparer sa gaffe et avoir 100 mL de lait à la bonne concentration, soit: 20 g.L-1 ? Exercice n°3 Voici les différentes indications portées sur les étiquettes de sept eaux minérales (l’eau minérale n° 7 est une eau gazeuse ) Utiliser ce tableau pour répondre aux questions suivantes. 1) Donner le numéro d’une eau dont la concentration en ions nitrates l’empêche d’être donnée aux nourrissons. La concentration en ions nitrates tolérée est supposée égale à 15 mg.L-1 Ions (mg.L-1) Eaux 1 2 3 4 5 6 7 Na + 37 25 24 12 2 ,8 28 1708 Mg 2+ 10 20 10 11 0,2 10 11 Ca 2+ 80 50 35 70 1 ,2 90 90 K + 2 3 4 3 0,4 1,17 132 Cl- 64 32 3 26 3,2 130 322 NO 3- 3 4 12 13 2,3 25 0 SO42- 24 32 14 24 3,3 13 174 HCO3- 244 229 170 232 4,9 122 4308 Résidu à sec 318 280 280 306 19 441 4774 (mg.L-1) Cholestérol : 1,81g.L-1. Valeurs limites : 3,89mmol.L-1 5,70mmol.L-1.

CHIMIE 88 2) Donner les numéros des eaux la plus minéralisée et la moins minéralisée. 3) Donner le numéro de l’eau à déconseiller fortement en cas de régime sans sel. 4) Donner le numéro d’une eau à conseiller aux enfants et adolescents. 5) a) Chercher le sens du mot spasmophilie. b) Donner le numéro d’une eau à conseiller aux personnes atteintes de spasmophilie. Exercice N° 4 Une boisson gazeuse peut être considérée comme une solution contenant entre autres 0,25 mol.L-1 de saccharose (C12H22O11). Sachant qu’un morceau de sucre pèse environ 6 g, combien de ces mor- ceaux ingère-t-on lorsqu’on consomme une boîte de 33 cL de cette boisson ? Exercice N° 5 La masse de nitrate de sodium qui sature 1 litre d’eau est m1 = 860 g à 20°C et m2 = 1600 g à 100°C. 1) Déduire les valeurs de la solubilité du nitrate de sodium à 20°C et à 100°C. 2) Comment varie cette solubilité avec la température ? 3) Quelle est la masse maximale de nitrate de sodium qu’on peut dissoudre à 20°C dans 200 mL d’eau ? 4) On prépare à 100°C 200 mL d’une solution aqueuse saturée en nitrate de sodium. Calculer la masse de nitrate de sodium dissous dans cette solution. 5) On laisse la solution précédente se refroidir de 100°C à 20°C. Calculer la masse de solide qui va apparaître dans la solution. Exercice N° 6 La vitamine C, ou acide ascorbique C6H8O6, est souvent prescrite en cas de grippe ou en période de convalescence. Elle peut se présenter en sachets contenant entre autres, une masse m1 = 1,00g de vitamine C et une masse m2=6,05g de saccharose de formule C12H22O11. 1) Déterminer les quantités de matière de vitamine C et de saccharose contenues dans un sachet. 2) On dissout le contenu d’un de ces sachets dans un verre d’eau. Sachant que le volume de la solu- tion obtenue est V=125mL, déterminer les concentrations molaires de ces soluté dans la solution. Exercice N° 7 Au laboratoire, on dispose d’une éprouvette graduée de 1 litre et d’une solution de saccharose de concentration molaire 0,100 mol.L-1. 1) On introduit 50mL de la solution de saccharose dans l’éprouvette graduée. Jusqu’à quelle gradua- tion de l’éprouvette doit-on ajouter de l’eau distillée pour que la concentration de la solution obtenue soit de 2,50.10-2mol.L-1 ? 2) On souhaite maintenant réaliser 500 mL d’une solution de saccharose de concentration 2,50.10-2 mol.L-1. Quel volume de la solution initiale faut-il introduire dans l’éprouvette graduée avant de compléter le volume à 500mL avec de l’eau distillée ? Exercice n° 8 La quantité moyenne de sel ingérée par un individu est de 2 mmol par jour. 20% de cette quantité est apportée par le sel ajouté à la cuisine ou à table. En considérant que ce sel provient uniquement de l’eau de mer, calculer le volume d’eau de mer à évaporer pour assurer la consommation annuelle d’un individu (on considérera que l’eau de mer contient 25g/L de chlorure de sodium).

CHIMIE 89 Exercice n°9 Un chimiste a préparé, dans des fioles jaugées de 100 mL quatre solutions différentes : 1) une solution de glucose : sachant que la concentration de la solution de glucose est de 2 mol.L-1, calculer la masse de glucose qui a été nécessaire à sa préparation. 2) une solution de chlorure de sodium : le chimiste a introduit 18 g de chlorure de sodium dans une des fioles correspondante et l’a complétée jusqu’au trait de jauge avec de l’eau distillée. Quelle est la concentration de la solution ainsi obtenue ? 3) une solution d’amidon : le préparateur a prélevé 10 mL de solution d’un flacon marqué «solution d’amidon de concentration 0,25 mol.L-1» ; il a introduit ces 10 mL dans une fiole jaugée de 100 mL puis l’a complétée jusqu’au trait de jauge avec de l’eau distillée. Quelle est la concentration de la solution ainsi obtenue ? 4) une solution de saccharose : quatre morceaux de sucre de 6 g chacun ont été introduits dans une autre fiole jaugée de 100 mL ; le chimiste l’a ensuite complétée jusqu’au trait de jauge avec de l’eau distillée. Quelle est la concentration de la solution ainsi obtenue ? Une fois toutes ces manipulations effectuées, le chimiste a voulu étiqueter ses fioles. Hélas, un ami est venu le distraire et il les a mélangées par inadvertance. Aidez-le à retrouver la composition de chacune des fioles. Exercice documentaire Mers et océans Un baigneur revient sur la plage crachant et grimaçant : il vient de « boire la tasse », l’eau est très salée. En Méditerranée, le taux de salinité, c’est à dire la masse de sel contenu dans un litre d’eau est envi- ron de 37 g, et dans la mer Baltique de 20 g. Le record de salinité est détenu par la mer morte, qui est située entre la Palestine et la Jordanie, avec 79 g.L-1. Le sel y est tellement abondant que les bai- gneurs flottent sans avoir à bouger. La salinité est nettement plus élevée dans les mers des zones tro- picales et équatoriales où l’évaporation due à la chaleur est plus forte. Dans les mers froides, où l’évaporation est faible et où se jettent les grands fleuves (et donc d’énormes quantités d’eau douce), le taux de salinité baisse considérablement. D’après l’Encyclopédie TOUT L’UNIVERS. 1) Classer les eaux des mers citées dans le texte par taux de salinité croissante. 2) Expliquer le fait que le taux de salinité des mers des zones équatoriales et tropicales est plus élevé que celui des mers froides. 3) La définition du taux de salinité proposée dans ce texte correspond à la définition d’une grandeur vue dans ce chapitre. Laquelle ? Justifier. 4) Quel volume d’eau faut-il ajouter à 1 litre d’eau de mer Morte pour obtenir une eau de même taux de salinité que la mer méditerranée ? Utiliser ses acquis pour une synthese

CHIMIE 90 Les nitrates dans les eaux destinées à la consommation humaine I. Les dangers des nitrates La contamination des eaux souterraines et superficielles par les nitrates est un problème rencontré de plus en plus fréquemment. Les effets sur la santé des nitrates sont liés à la transformation des nitrates en nitrites et éventuellement en nitrosamines au niveau du tube digestif : les nitrites, comme le monoxyde de carbone, peuvent se fixer sur l’hémoglobine du sang et provoquer un empoisonnement (méthémoglobinémie). Ce risque est particulièrement élevé chez les nourrissons et les personnes agées. Les nitrosamines sont actuellement soupçonnées d’être à l’origine de certains cancers. Le risque de méthémoglobinémie aigue impose une norme de qualité de l’eau destinée à la consom- mation humaine , c’est-à-dire une concentration maximale de nitrates égale à 50 mg . L -1 . II- Les causes de l’augmentation de la concentration des nitrates En l’absence de contamination la concentration en nitrates des eaux souterraines est de l’ordre de 0.1 à 1mg.L-1, Les valeurs de cette concentration dépassent désormais 50 mg. L-1 dans certaines régions. Ces concentrations élèvées sont liées à : - l’usage excessif des engrais pour l’agriculture - des épandages, notamment à des déjections animales - un dysfonctionnement de certains systèmes d’épuration des eaux usées, en particulier dans les zones d’habitat dispersées. III- Quelles solutions†? Pour limiter la pollution par les ions nitrates il faut : - assurer une eau de qualité destinée à la consommation humaine (concentration en ions nitrates ne dépassant pas 50 mg.L-1) - utiliser des quantités d’engrais selon les besoins réels des plantes et la nature exacte de chaque sol. DOCUMENT SITES INTERNET A VISITER http://www.cieau.com/junior/sommaire/5/index.htm http:// cyberscol.qc.ca/cyberpresse/v2/961105/do04.html http://cspq.qc.ca/cse/pub/doc/text10.htm http://www.etc.bc.ca/apase/scitech/fscitech/f93 07.html

CHIMIE 91 TRAVAUX PRATIQUES PREPARATION D’UNE SOLUTION TITREE I- BUT Préparer une solution aqueuse de chlorure de sodium de concentration donnée. II- PRINCIPE On peut procéder de deux manières : 1) à partir d’un soluté pur Soit à préparer un volume V d’une solution aqueuse d’un soluté pur de concentration C. La quantité de soluté à dissoudre pour obtenir le volume V de solution est : n = C. V La masse m du soluté à dissoudre pour obtenir le volume V de solution est : m = n.M (M : masse molaire du soluté ) 2) à partir d’une solution plus concentrée. Soit à préparer un volume V1 d’une solution aqueuse de concentration C1 à partir d’une solu- tion plus concentrée(solution mère) de concentration C (C > C1) On prélève un volume Vo de la solution mère, auquel on ajoute de l’eau pour obtenir le volume V1 de la solution de concentration C1. La quantité de soluté dans le volume Vo et dans le volume V est la même : C.V0 = C1. V1 ‹===›V0= C1.V1 C III- MATERIEL • Une balance et une boite de masses marquées. • Une spatule. • Deux fioles jaugées 100 mL et 200 mL. • Un bêcher. • Une éprouvette graduée. • Un entonnoir. • Quatre bêchers. • Eau distillée. • Chlorure de sodium . IV- MANIPULATION 1) Préparation de 100 mL d’une solution aqueuse de chlorure de sodium de concentration C = 2mol.L-1 a) Calcul de la masse m de chlorure de sodium m = C.V.M = 2 x 0,100 x 58,5 = 11,7g m = C.V. M C en mol.L-1 V en L M en g.mol-1{

CHIMIE 92 b) Mesure de la masse m à l’aide de la balance : c) Prendre une fiole jaugée de 100 mL à moitie remplie d’eau distillée. Introduire, dans la fiole, le sel pesé à l’aide d’un entonnoir. Boucher la fiole et agiter jusqu ‘à dissolution complète du sel introduit. Ajuster enfin le volume final de la solution en ajoutant de l’eau jusqu’au trait de jauge. 2) Préparation de 200 mL d’une solution aqueuse de chlorure de sodium de concentration C1 = 0,4 mol.L-1 à partir de la solution précédente (C =2 mol.L-1). • Calcul du volume Vo TARE TARE bêcher chlorure de sodium m m’ m’ V 0 = C 1. V 1 = 0 , 4 x 2 0 0 = 4 0 m L C 2 • Mesure du volume Vo : prélever à l’aide d’une éprouvette graduée 40 mL de la solution mère de chlorure de sodium. • Introduire ce volume dans une fiole jaugée de 200 mL. • Ajuster enfin le volume final de la solution en ajoutant de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.

REACTION CHIMIQUE REACTION CHIMIQUE

NOTION DE RÉACTION CHIMIQUE CHAPITRE I 94 Comment expliquer la formation de la rouille sur ce bateau abandoné ?

PLAN DU CHAPITRE Prérequis • Corps simple . • Corps composé. • Transformation physique NOTION DE RÉACTION CHIMIQUE CHAPITRE I 95 I- Exemples de réactions chimiques I-1 Qu’arrive-t-il à des clous de fer exposés à l’air humide ? I-2 Pourquoi un comprimé effervescent donne-t-il lieu à un dégagement gazeux au contact de l’eau ? I-3 Comment expliquer l’effervescence obtenue suite à l’utilisation d’un détartrant ? I-4 Qu’observe-t-on si on enflamme un mélange de fleur de soufre et de le limaille de fer ? I-5 Que se passe-t-il quand on brûle du butane dans un brûleur à gaz de cuisinière ? II- Définition d’une réaction chimique

I- Exemples de réactions chimiques I-1 Qu’arrive-t-il à des clous de fer exposés à l’air humide ? Observer des objets en fer (clous, plaque et poudre) exposés longuement à l’air humide. Ces objets se couvrent progressivement d’une couche rouille d’oxyde de fer.L’oxyde de fer résulte de le combinaison entre le fer,le dioxy- gène de l’air et de l’eau (humidité atmosphé- rique). L’oxyde de fer est un corps nouveau. Le fer, le dioxygène et l’eau se sont combinés pour donner un nouveau corps, l’oxyde de fer. Cette transformation est appelée réaction chimique. On schématise cette réaction par : I-2 Pourquoi un comprimé effervescent donne-t-il lieu à un dégagement gazeux au contact de l’eau? Pour répondre à la question, réaliser l’expérience suivan- te(voir schéma). Le comprimé, au contact de l’eau, dégage un gaz. On fait barboter ce gaz dans l’eau de chaux. Celle-ci se trouble. Ce gaz est donc le dioxyde de carbone. Le comprimé effervescent réagit avec l’eau pour donner des corps nouveaux : le dioxyde de carbone et une solution. Cette transformation est une réaction chimique. On schématise cette réaction par : I-3 Comment expliquer l’effervescence obtenue suite à l’utilisation d’un détartrant ? Un détartrant est utilisé pour éliminer le tartre ( dépôt de calcaire) des cuvettes de toilettes (w.c) et des conduites d’eau des chauffes-eaux….. Le produit actif dans un détartrant est l’acide chlorhydrique. Ce dernier réagit avec le calcaire (tartre) pour donner un dégagement de dioxyde de carbone.Ce qui explique donc l’effervescence observée lors de l’utilisation d’un détartrant. L’acide chlorhydrique réagit avec le calcaire pour donner des corps nouveaux : le dioxyde de car- bone et une solution. Cette transformation est une réaction chimique.On la schématise par : Fer + dioxygène + eau ------------› oxyde de fer Comprimé effervescent + eau --------› dioxyde de carbone + solution Acide chlorhydrique + calcaire -----------› dioxyde de carbone +solution CHIMIE 96 C O U R S tube à dégagement Comprimé éffervescent eau de chaux trouble

I-4 Qu’observe-t-on si on enflamme un mélange de fleur de soufre et de le limaille de fer ? Mélanger de la limaille de fer et du fleur de soufre dans les pro- portions 5,6g de fer pour 3,2g de soufre. Placer ce mélange sur une brique et chauffer, à l’aide d’un bec Bunsen , un point de ce mélange jusqu’à l’incandescence, celle-ci se propage à toute la partie du mélange. Il se forme un solide noirâtre, le sulfure de fer. Le sulfure de fer est-il un nouveau corps ? Pour cela faisons agir une solution d’acide chlorhydrique respec- tivement sur le fleur de soufre, la limaille de fer, le mélange (fer + soufre) et le sulfure de fer. le sulfure d’hydrogène peut être aussi caractérisé par le noircissement d’un papier imprégné d’acé- tate de plomb. Le sulfure de fer n’a pas le même comportement vis-à-vis de la solution d’acide chlorhydrique que le fer, le soufre et le mélange fer-soufre. C’est un corps nouveau. Le fer et le soufre réagissent pour donner un nouveau corps, le sulfure de fer. Cette transforma- tion est une réaction chimique. On peut la schématiser par : Le fer et le soufre sont appelés réactifs. Le sulfure de fer est appelé le produit de la réaction. Fer + soufre -------------› sulfure de fer CHIMIE 97 C O U R S gaz d’odeur désabréable: le sulfure d’hydrogène faible détonation fersoufre sulfure de fer mélange soufre-fer

CHIMIE 98 C O U R S I-5 Que se passe-t-il quand on brûle du butane dans un brûleur à gaz de cuisinière ? Le brûleur à gaz de cuisinière est alimenté par du gaz butane ou par du gaz de ville. Dans le brû- leur le butane réagit avec le dioxygène de l’air en donnant de la vapeur d’eau et du dioxyde de carbone. Ces deux produits peuvent être mis en évidence par l’expérience suivante : Le butane et le dioxygène de l’air se combinent pour donner du dioxyde de carbone et de l’eau. Cette transformation est une réaction chimique . On peut la schématiser par : Le butane et le dioxygène sont les réactifs. Le dioxyde de carbone et l’eau sont les produits de la réaction. butane+ dioxygène ------------› dioxyde de carbone + eau Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle des corps disparaissent et des corps nouveaux apparaissent. • Les corps qui disparaissent sont les réactifs . • Les corps qui apparaissent sont les produits de la réaction. II - Définition d’une réaction chimique buée (gouttelettes d’eau) entonnoir eau de chaux trouble bruler à gaz

CHIMIE 99 C O U R S L'ESSENTIEL DU COURS Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle des corps disparaissent et des corps nouveaux apparaissent. • Les corps qui disparaissent sont les réactifs . • Les corps qui apparaissent sont les produits de la réaction. Exemple : Fer + soufre ---------------› sulfure de fer • Le fer et le soufre sont les réactifs. • Le sulfure de fer est le produit de la réaction. La flèche indique le sens de la réaction et se lit « donne »

CHIMIE 100 C O U R S EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis Utiliser ses acquis dans des situations simples 1- Répondre par vrai ou faux 1) le passage de l’eau de l’état solide à l’état liquide est une réaction chimique. 2) L’action d’un détartrant sur le calcaire déposé sur une cuvette de toilette(w.c) est une réaction chimique. 3) Au cours d’une réaction chimique les produits disparaissent et les réactifs apparaissent. 4) Une réaction chimique fait intervenir toujours un seul réactif et donne toujours un seul produit. 5) Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle des corps purs disparaissent et de nouveaux corps purs apparaissent. 6) La vaporisation de l’eau est une transformation physique. 7) Le fer se rouille , dans l’air humide, suite à une réaction chimique. 8) Le schèma d’une réaction chimique nous permet de connaître les réactifs et les produits. 9) Au cours d’une réaction chimique les réactifs disparaissent et les produits apparaissent. 10) Une transformation chimique est différente d’une transformation physique. 2- Q. C. M. Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 Lorsque le fleur de soufre réagit avec la limaille de fer, il se forme : a) un mélange. b) un corps simple. c) un corps composé. Q. C. M. n° 2 Le carbone réagit avec le dioxygène pour donner le dioxyde de carbone. Le dioxyde de carbone est: a) le réactif. b) le produit . c) le réactif ou le produit. Q.C.M n° 3 Le fer et le soufre réagissent pour donner le sulfure de fer . Ce dernier a : a) les mêmes propriétés que le fer. b) les mêmes propriétés que le soufre. c) les mêmes propriétés que le mélange ( fer, soufre). d) des propriétés différentes que celles du fer, du soufre et du mélange (fer, soufre). Exercice n°1 Le dichlore réagit avec le sulfure d’hydrogène pour donner du soufre et du chlorure d’hydrogène. 1) Préciser les réactifs et les produits de cette réaction. 2) Ecrire le schèma de cette réaction.

CHIMIE 101 C O U R S UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice n°2 Le document ci-dessus présente deux détartrants avec leur étiquette qui porte des consignes de sécurité. 1) Lire l’étiquette puis citer : a) les dangers que peut présenter un détartrant. b) les consignes de sécurité relatives à l’utilisation de ce produit. c) la substance active contenue dans un détartrant. 2) La substance active dans ce détartrant réagit avec le calcaire (dépôt sur une cuvette de toilette) pour donner entre autres du dioxyde de carbone. a) Cette transformation est-elle une réaction chimique ? Justifier. b) Quels sont les réactifs ? Citer un produit de cette réaction. c) Ecrire le schéma de cette réaction.

CHIMIE 102 UN PEU D'HISTOIRE Une expèrience historique l’analyse de l’air par Lavoisier (1774) La vie et l’œuvre de Lavoisier Antonne Laurent de Lavoisier est né à Paris en 1743. Fils d’un homme de loi, il fait ses ètudes au collège des Quatre-Nations où il ètudie les humanitès puis la physique et les mathèmatiques. Adjoint à la Ferme Gènèrale chargèe du recouvrement des impôts, il a de gros revenus qui lui permettent de disposer, pour ses acti- vitès scientifiques, d’un laboratoire bien èquipé. Il s’intéresse principalement à la Chimie mais présente aussi à l’Acadèmie des Sciences des communications de physique ou d’èconomie. Il contribua à l’ètablissement du système métrique et rèalisa, en 1774, sa célèbre expérience de l’analyse de l’air. Il mourut sur la guillotine le 8 mai 1794. L’expérience de Lavoisier Le dispositif utilisé par Lavoisier pour réaliser l’analyse de l’air est schématisé à la figure 1 (la figu- re 2 est la reproduction légèrement modifiée d’un docu- ment d’époque). Lavoisier avait placé dans une cornue masse connue m1 de mercure ; bien entendu, un volume d’air V, connu lui aussi, était enfermé avec le mercure à l’intèrieur du dis- positif. Il Chauffa le mercure et le maintint à l’ébullition pendant douze jours! Il observa : • la formation de parcelles solides rouges à la surface du mercure, parcelles qui étaient apparues au deuxième jour et qui devinrent de plus en plus nombreuses et larges ; • l’ascension du mercure de la cuve à l’intèrieur de la cloche ; cette ascension démontrant que le volume du gaz enfermé dans l’appareil diminue (on peut dire égale- ment que cette ascension démontre qu’il s’est crée une dépression à l’intèrieur de l’appareil. La pression atmo- sphérique qui s’exerce sur la surface libre du mercure de la cuve provoquant alors l’ascension). Le mercure s’éleva au cours de l’expérience du niveau 1 au niveau 2 (fig 1). parcelles rouges cornue cloche graduée mercure fourneau cornue cloche cuve à mercure cuve à mercure fourneau Fig. 1 Schéma du dispositif utilisé par Lavoisier pour effectuer l’analyse de l’air. Fig. 2 Le dispositif de Lavoisier ; reproduction d’un document d’époque.

Laissons Lavoisier raconter les opérations : « … Les choses ainsi préparées, j’ai allumé du feu dans le fourneau et je l’ai entretenu presque continuellement pendant douze jours de manière que le mer- cure fût échauffé jusqu’au degré nécessaire pour le faire bouillir. Il ne s’est rien passé de remarquable pendant le tout premier jour… Le second jour, j’ai commencé à voir nager, sur la surface du mercure, de petites parcelles rouges qui, pendant 4 ou 5 jours, ont aug- menté en nombre et en volume, après quoi elles ont cessé de grossir et sont restées absolument dans le même état. Au bout de douze jours, voyant que la calcination du mercure ne faisait plus aucun pro- grès, j’ai éteint le feu et j’ai laissé refroidir les vaisseaux. Le volume de l’air contenu (…) était avant l’opération de 50 pouces cubiques (820 cm3). Lorsque l’opération a été finie, ce même volume à pression et température égales (c’est-à-dire dans les mêmes conditions qu’au départ) ne s’est plus trouvé que de 42 à 43 pouces (environ 688 cm3) ; il y avait eu par conséquent une diminution de volume d’un sixième environ…» Lavoisier pensa que ces parcelles rouges (rouille du mercure) résultaient d’une réaction chimique entre le mercure et un constituant « actif » de l’air. Questions Montrer qu’une partie de l’air enfermé dans l’appareil (cornue + cloche) à réagi avec le mercure. Quel est son nom ? Quel est le nom des parcelles solides rouges obtenues au cous de cette expérience ? Ecrire le schéma de la réaction qui a eu lieu au cours de cette expérience. Calculer, d’après l’expérience de Lavoisier, le pourcentage du dioxygéne dans l’air. CHIMIE SITES INTERNET A VISITER http://phys.free.fr/exlavoi.htm http://www.ac-nantes.fr/peda/disc/scphy/dochtml/doc_clg/matiere/lavois.htm#bal http://www.infoscience.fr/histoire/portrait/lavoisier.html 103

ETUDE QUALITATIVE D’UNE RÉACTION CHIMIQUE CHAPITRE II 104 Puits de pétrole en feu D’où provient l’énorme chaleur dégagée par ce puits de pétrole en feu ?

PLAN DU CHAPITRE Prérequis • Notion de réaction chimique. • Schéma d’une réaction chimique. • Réactifs et produits d’une réaction chimique. • Transformations exothermique et endothermique. ETUDE QUALITATIVE D’UNE RÉACTION CHIMIQUE CHAPITRE II 105 I-Réaction spontanée – Réaction amorcée I-1 Réaction amorcée I-2 Réaction spontanée II- Réaction exothermique – Réaction endothermique II- 1 Réaction exothermique II- 2 Réaction endothermique III- Réaction rapide – Réaction lente II-1 Réaction rapide II-2 Réaction lente

I-Réaction spontanée – Réaction amorcée I-1 Réaction amorcée I-1-a Quel est le rôle de la pierre à briquet dans un briquet à gaz ? Expérience n°1 Faire sortir du gaz du briquet sans produire une étincelle. Le gaz se mélange avec le dioxygène de l’air mais ne brûle pas. Expérience n°2 Faire frotter la mollette contre la pierre à briquet pour produire une étincelle et en même temps faire sortir le gaz. Constater maintenant que le gaz brûle et pro- duit une flamme. Dans cette expérience le gaz du briquet (essentiellement du propane) réagit avec le dioxygène de l’air pour donner de la vapeur d’eau et du dioxyde de car- bone. Le schéma de cette réaction est : Cette réaction n’était pas possible dans l’expérience n°1 à cause de l’absence d’une étincelle. La réaction du propane avec le dioxygène ne se fait pas d’elle-même. Le déclenchement de cette réaction nécessite une étincelle. Cette réaction est dite amorcée. I-1-b Quel est le rôle des bougies dans un moteur à essence ? Dans un moteur de voiture l’essence est pulvérisée puis injectée en même temps que l’air dans les cylindres. Dans les cylindres les bougies produisent des étincelles qui déclenchent la réaction entre l’essence et le dioxygène de l’air. Cette réaction est une réaction amorcée. I-1-c La réaction du soufre et du fer est -elle une réaction amorcée ? • Le mélange (fer-soufre) reste intact s’il est abandonné à lui –même. • Pour que cette réaction soit déclenchée, il faut porter à l’in- candescence un point de ce mélange. • Donc cette réaction est une réaction amorcée. I-1-d Conclusion propane + dioxygène ----------› dioxyde de carbone + eau Une réaction chimique est dite amorcée quand elle nécessite l’intervention d’une action extérieure . Remarque L’amorçage d’une réaction peut se faire de plusieurs façons : élé- vation locale de la température, exposition à la lumière, choc… Une fois amorcée, la réaction se poursuit d’elle-même. CHIMIE 106 C O U R S

I-2 Réaction spontanée I-2-a La réaction d’un détartrant avec le calcaire est-elle une réaction amorcée ? • Le détartrant réagit avec du calcaire pour donner un dégagement de dioxyde de carbone. • Le dégagement du dioxyde de carbone apparaît dès que le détartrant est mis en contact avec le calcaire. • Cette réaction, ne nécessitant pas l’intervention d’une action extérieure, n’est pas une réaction amorcée. Elle est dite spontanée. I-2-b La formation de la rouille est-elle une réaction spontanée ? Un barreau de fer, abandonnée à l’air humide, se recouvre à la longue d’une couche de rouille. La rouille est produite par la réaction entre le fer et l’air humide. Cette réaction se fait d’elle- même. Elle est spontanée. I-2-c Que se passe-t-il si on plonge une lame de zinc dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre II ? • Plonger une lame de zinc décapée dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre II. • La lame de zinc se couvre d’un dépôt rouge brique de cuivre. La couleur bleue de la solution de sulfate de cuivre s’atténue peu à peu. • Les observations prouvent qu’il s’agit d’une réaction chimique entre le sulfate de cuivre II et le zinc • Cette réaction se fait sans l’intervention d’une action extérieure. C’est une réaction spontanée. I-2-d Conclusion Une réaction est dite spontanée si elle se produit d’elle -même dès que les réactifs sont mis en présence. CHIMIE 107 C O U R S Lame de zinc couleur bleue de sulfate de cuivre II couleur bleue claire Dépôt rouge brique de cuivre

CHIMIE 108 C O U R S II- Réaction exothermique – Réaction endothermique II- 1 Réaction exothermique II-1-a- D’ou provient la chaleur dégagée par un brûleur à gaz ? Dans le brûleur à gaz , le dioxygène de l’air réagit avec le butane pour donner du dioxyde de car- bone et de la vapeur d’eau. Cette réaction chimique, en plus des produits formés, dégage de la cha- leur. Cette chaleur est utilisée, dans la vie de tous les jours, pour répondre à certains besoins ( chauffage domestique, cuisine……). La réaction du butane avec le dioxygène de l’air dégage de la chaleur, on dit qu’elle est exother- mique ( ou exoergique). II-1–b Que se passe t-il quand on verse une solution aqueuse d’acide chlorhydrique sur de la gre- naille de zinc ? Quand on verse la solution d’acide chlorhydrique sur de la grenaille de zinc, il se dégage un gaz qui détone en présence d’une flamme : c’est le dihydrogène. La solution d’acide chlorhydrique réagit avec le zinc pour donner le dihydrogène et une solution de chlorure de zinc. Touchons le tube, nous constatons qu’il est chaud. Cette réaction dégage donc de la chaleur, elle est exothermique (ou exoergique). II-1-c Conclusion Une réaction chimique est dite exothermique si elle dégage de la chaleur. Solution d’acide chlorhydrique + zinc -----------› le dihydrogène + solution de chlorure de zinc solution d’acide chlorhydrique dégagement de dihydrogène grenaille de zinc

CHIMIE 109 C O U R S II- 2 Réaction endothermique Expérience Dans un tube à essais, versons une solution d’acide chlorhydrique et notons la température θ1. Introduisons dans le tube à essais une petite quantité d’hydrogénocarbonate de sodium . Une vive effervescence se produit. Il se dégage un gaz qui trouble l’eau de chaux. La température finale θ2 est inférieure à θ1 . Le gaz dégagé trouble l’eau de chaux : c’est le dioxyde de carbone. L’hydrogénocarbonate de sodium réagit avec la solution d’acide chlorhydrique pour donner le dioxyde de carbone et une solution de chlorure de sodium. III- Réaction rapide – Réaction lente III-1 Que se passe-t-il quand on enflamme la mèche d’un pétard ? • Un pétard est formé par un tube cylindrique en carton contenant de la poudre noire (un mélan- ge de nitrates, de soufre et de carbone ) et une mèche. • Si on enflamme la mèche ,celle-ci transmet la flamme à la poudre noire.Les nitrates libèrent alors du dioxygène qui réagit, instantanément et violemment (explosion) avec le soufre et le carbone contenus dans la poudre noire. • Cette réaction chimique est de très courte durée .Elle est dite rapide. III-2 La formation de la rouille sur du fer est-elle une réaction rapide ? Des clous de fer,abandonnés à l’air humide,se recouvrent à la longue d’une couche de rouille. La rouille résulte de la réaction du fer avec le dioxygène de l’air humide. La formation de la rouille se fait progressivement au cours du temps.L’état final est atteint apès une longue durée. Cette réaction n’est pas donc rapide.Elle est dite lente. La température finale est inférieure à la température initiale . La réaction absorbe de la chaleur, elle est dite endothermique ( ou endoergique) Conclusion Une réaction chimique est dite endothermique si elle absorbe de la chaleur. Hydrogénocarbonate de sodium + solution d’acide chlorhydrique dioxyde de carbone + solution de chlorure de sodium----------› solution d’acide chlorhydrique hydrogénocarbonate de sodium eau de chaux trouble θ2 θ1

CHIMIE 110 C O U R S III-3 La réaction du chlorure d’hydrogène avec l’ammoniac est-elle lente ou rapide ? Approchons suffisamment l’une de l’autre les extrémités de deux agitateurs préalablement mouillées ,l’une d’une solution concentrée d’acide chlorhydrique ,l’autre d’une solution concen- trée d’ammoniac. Nous constatons l’apparition de fumées blanches constituées de petits grains solides de chlorure d’ammonium. Ce dernier résulte de la réaction entre le chlorure d’hydrogène et l’ammoniac. Cette réaction est de courte durée .Elle est donc rapide. III-4 La réaction du zinc avec une solution aqueuse de sulfate de cuivre II est-elle rapide ou lente ? Cette réaction a été étudiée dans le paragraphe (I-2-c) de ce chapitre. L’atténuation de la couleur bleue de la solution de sulfate de cuivre II et le dépôt rouge brique de cuivre sur la lame de zinc s’effectuent progressivement. L’état final est atteint au bout d’un temps assez long .Cette réaction est donc lente. III-5 Conclusion IV- Rôle d’un catalyseur ? IV-1 Comment expliquer l’obtention rapide du petit lait en versant quelques gouttes de citron dans du lait ? IV-1-a Comment caille le lait ? Sous l’action de ferments bactériologiques (la lactobacille par exemple ),le lait donne deux phases: une phase solide blanche et une phase liquide claire (le petit lait ).On dit que le lait caille. Au cours de cette transformation,le lactose du lait se transforme en acide lactique.Il s’agit d’une réaction chimique : fermentation Lactose ---------------› acide lactique Si la concentration en acide lactique dans le lait dépasse 5 g.L-1 ,le lait caille. • Une réaction chimique est dite rapide si sa durée est très courte. • Une réaction chimique est dite lente si l’état final est atteint au bout d’un temps assez long. agitateurs solution concentrée d’ammoniac solution concentrée d’acide chlorhydrique fumées blanches

IV-1-bQuel rôle joue le citron ? • Préparer deux verres identiques numérotés 1 et 2 contenant le même volume de lait . • Ajouter au verre 1 quelques gouttes de citron . • Constater que le lait caille plus vite dans le verre 1 que dans le verre 2. • Dans ces deux expériences , il se forme du petit lait .Donc la réaction chimique qui se produit est la même :le lactose se transforme en acide lactique. • Le lait caille plus vite dans le verre 1,donc cette réaction est plus rapide dans le verre 1.C’est le citron qui en est responsable. • On peut montrer expérimentalement que la quantité de citron dans le verre 1 reste inchangée au cours de cette réaction ;donc le citron n’est pas un réactif . • Le citron a accéléré la réaction sans être un réactif .Il est appelé catalyseur . IV-2 Quel rôle joue la salive dans la dégradation des aliments contenant de l’amidon ? • Les aliments ,contenant de l’amidon (le pain ,les pâtes…) et que nous consommons, subissent une première dégradation au niveau de la bouche .Au cours de cette dégradation l’amidon se trans- forme , sous l’action de la salive (plus précisément l’amylase salivaire ),en maltose (C12H22O11). Cette réaction chimique est schématisée par : salive Amidon ––––––––> maltose • On peut montrer expérimentalement que dans les mêmes conditions l’amidon ne se dégrade pra- tiquement pas en absence de salive. • La salive permet d’accélérer la dégradation de l’amidon sans subir de modification :c’est un catalyseur. IV-3 La décomposition de l’eau oxygénée . IV-3-a Comment expliquer l’effervescence observée lorsque l’on désinfecte une plaie avec de l’eau oxygénée ? L’eau oxygénée se décompose en eau et en dioxygène (gaz).Le dioxygène est la cause de cette effervescence . Cette réaction chimique, spontanée, est schématisée par : eau oxygénée ––––––––> dioxygène + eau IV-3-b Comment rendre la réaction de décomposition de l’eau oxygénée plus rapide ? Expérience • Préparer un bêcher contenant 10 cm3 d’eau oxygénée. • Constater qu’il n’y a pratiquement pas de dégagement de dioxygène. La décomposition de l’ eau oxygénée est très lente. • Ajouter à ce bêcher quelques gouttes d’une solution aqueuse chlorure de fer (III). • Observer l’apparition d’un abondant dégagement de dioxygène. Conclusion Le chlorure de fer (III) permet d’accélérer la réaction de décomposition de l’eau oxygénée sans subir de modification : c’est un catalyseur. IV-4 Conclusion Un catalyseur est un corps qui accélère une réaction chimique sans subir lui- même de modification . CHIMIE 111 C O U R S gouttes de citron lait petit lait petit lait + lait non caillé

CHIMIE 112 L'ESSENTIEL DU COURS Une réaction chimique est dite amorcée quand elle nécessite l’intervention d’une action exté- rieure . Une réaction chimique est dite spontanée si elle se produit d’elle-même dès que les réactifs sont mis en présence. Une réaction chimique est dite exothermique si elle dégage de la chaleur. Une réaction chimique est dite endothermique si elle absorbe de la chaleur. Une réaction chimique est dite rapide si sa durée est très courte . Une réaction chimique est dite lente si l’état final est atteint au bout d’un temps assez long. Un catalyseur est un corps qui accélère une réaction chimique sans subir lui- même de modifi- cation .

CHIMIE 113 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis 1- Répondre par vrai ou faux 1) Une réaction chimique est dite amorcée si elle se fait d’elle-même dès que les réactifs sont mis en présence. 2) Une réaction chimique est dite exothermique si elle dégage de la chaleur . 3) Une réaction chimique est dite spontanée quand elle nécessite l’intervention d’une action exté- rieure . 4) Une réaction chimique est dite endothermique si elle n’échange pas de chaleur avec le milieu extérieur . 5) Une réaction chimique est dite lente si l’état final est atteint au bout d’un temps assez long. 6) Une réaction spontanée est rapide. 7) Une réaction amorcée est endothermique. 8) Une réaction spontanée est exothermique. 9) Une réaction endothermique est une réaction amorcée. 10) L’utilisation d’un catalyseur rend la réaction moins lente . Q. C. M. 2- Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 Une réaction exothermique est une réaction qui : a) dégage de la chaleur . b) absorbe de la chaleur . c) ne dégage pas et n’absorbe pas de la chaleur . Q. C. M. n° 2 La formation d’une couche de rouille sur un portail de fer est une réaction : a) amorcée. b) rapide. c) lente. Q.C.M n° 3 Le pétrole peut brûler dans l’air . Il réagit alors avec le dioxygène de l’air . cette réaction est : a) endothermique. b) exothermique. c) spontanée. Q.C.M n° 4 Le monoxyde de carbone réagit avec le dioxygène et donne le dioxyde de carbone .Cette réaction devient plus rapide en présence d’alumine. L’alumine est un : a) réactif . b) produit de la réaction.. c) catalyseur.

CHIMIE 114 Utiliser ses acquis dans des situations simples UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice n°1 Au cours d’une séance de travaux pratiques ,un élève laisse tomber à l’aide d’un compte- gouttes, des gouttes de solution de nitrate d’argent sur une solution de chlorure de sodium contenue dans un tube à essais. Il se forme un précipité blanc de chlorure d’argent. L’un de ses voisins s’exclame : « c’est une réaction chimique amorcée ». Un autre réplique : « non c’est plutôt une réaction sponta- née et rapide ». Quel est parmi les deux intervenants celui qui a raison ? Exercice n°2 Le magnésium ne réagit pas de lui-même avec le dioxygène .Si on l’enflamme dans le dioxygène , il brûle avec une flamme éblouissante .La réaction est-elle : 1) spontanée ou amorcée ? 2) endothermique ou exothermique ? 3) rapide ou lente ? Exercice n°3 Une éprouvette à gaz, renversée sur une cuve à eau, contient un mélange de dihydrogène et de dioxy- gène .Aucune réaction ne se produit . Retirons l’éprouvette et approchons son ouverture à une flam- me. Une détonation se produit et des gouttelettes d’eau se forment sur les parois de l’éprouvette. 1) Montrer que cette expérience illustre une réaction chimique .Ecrire le schéma de cette réaction . 2) Cette réaction est-elle amorcée ou spontanée ? 3) Cette réaction est-elle exothermique ou endothermique ? Exercice n°4 La combustion est la réaction entre deux réactifs :l’un est le dioxygène appelé comburant , l’autre est appelé combustible. Une bougie brûle dans le dioxygène de l’air en donnant de la vapeur d ‘eau et du dioxyde de carbone. 1) Préciser pour cette combustion le comburant et le combustible. 2) Comment peut-on mettre en évidence la formation du dioxyde de carbone et celle de la vapeur d’eau ? 3) Cette réaction est-elle spontanée ou amorcée ? 4) Cette réaction est-elle exothermique ou endothermique ? Exercice n°5 Une des consignes de sécurité données par la Protection Civile est : 1) Justifier cette consigne . 2) Indiquer les précautions à prendre pour éviter les fuites de gaz . Lors d’une fuite de gaz ( gaz de ville ou gaz de bouteille ), il ne faut pas provoquer d’étincelles en allumant l’électricité par exemple, ni de flamme en fumant par exemple.

CHIMIE 115 Exercice n°6 Une lampe à incandescence comporte un filament de tungstène porté à l’ incandescence lorsqu’il est parcouru par un courant électrique. La température du filament en fonctionnement est de 2300°C . Pourquoi le filament de tungstène ne brûle-t-il pas à cette température ? Exercice documentaire Pour souder les rails de chemin de fer ,on réali- se une réaction chimique d’aluminothermie décrite ci-dessous : « Mélanger intimement de l’oxyde de fer III et de la poudre d’aluminium .Verser ce mélange dans un creuset. Piquer dans le mélange un ruban de magnésium. Enflammer le ruban : l’énergie dégagée par la combustion du magné- sium dans l’air enflamme le mélange. La réaction est très vive ; la température peut atteindre 2800°C. Des fumées blanches d’alu- mine se forment .On obtient du fer liquide dans le creuset .L’aluminium prend l’oxygène de l’oxyde de fer III pour donner de l’alumine ». 1) Donner le schéma de la réaction du magnésium avec le dioxygène de l’air sachant qu’elle donne l’oxyde de magnésium. 2) La combustion du magnésium n’intervient qu’au début de la réaction pour provoquer l’inflamma- tion du mélange (aluminium – oxyde de fer III ).Lors de l’inflammation du mélange : a) indiquer les réactifs et les produits de la réaction ; b) écrire le schéma de la réaction ; c) le dioxygène de l’air participe-t-il à la réaction ? 3) Préciser les caractères qualitatifs de la réction entre l’aluminium et l’oxyde de fer (III). L’ALUMINOTHERMIE creuset (Al+Fe2O3) rails à souder

CHIMIE 116 Importance des catalyseurs. 1- Dans l’industrie chimique Un grand nombre de réactions industrielles sont des réactions catalysées. En effet, un catalyseur bien choisi permet d’éviter les réactions parasites, de travailler à des températures moins élevées et d’augmenter le rendement horaire d’une installation, toutes choses qui contribuent à abaisser les coûts de production. Trois des produits chimiques les plus importants, l’acide sulfurique (H2SO4), l’acide nitrique (HNO3) et l’ammoniac (NH3), sont fabriqués industriellement à partir de réactions chimiques faisant intervenir des catalyseurs. L’importance économique des catalyseurs est telle que leur mise au point fait l’objet de nombreuses recherches, encore trés souvent empiriques. La composition précise d’un catalyseur est bien sur jalouse- ment tenue secrète par la firme qui l’exploite. 2- En biochimie Les réactions se produisant dans des organismes vivants - les réactions biochimiques - sont cata- lysées par des macromolécules organiques appe- lées enzymes (fig 1). Les enzymes sont des protéines produites dans les cellules des organismes vivants. Celles-ci sont de remarquables catalyseurs qui permettent à un trés grand nombre de réactions chimiques de se dérouler à une vitesse convenable à la température de l’organisme considéré. Le caractère exceptionnel de ces catalyseurs est souligné par le fait que l’on n’a pas pu trouver d’autres catalyseurs permettant d’effectuer, au laboratoire, les mêmes rèactions que celles qui ont eu lieu dans les cellules. En particulier à la même température. 3- Dans la vie courante Depuis des millénaires, les enzymes produites par diverses levures (champignons unicellulaires) servent à faire lever le pain, fermenter les jus sucrés, affiner les fro- mages… On les utilise actuellement dans l’industrie phar- maceutique et alimentaire, ainsi que dans les lessives. L’hydrogénation de certaines huiles végétales, pour obte- nir de la margarine, utilise les catalyseurs tels que le nic- kel. Dans le domaine de l’automobile, l’installation de pots catalytiques (Fig.2) permet d’épurer les gaz à la sortie du pot d’échappement ; des radiateurs catalytiques destinés au chauffage ont été également mis au point. DOCUMENT Fig.1 La structure de l’enzyme lui confère une forme particulière. Une région de celle-ci appelée site actif possède une géomètrie permettant à un seul réactif de s’y loger. Les réactions chimiques ont lieu lorsque le réac- tif est dans le site actif. Fig.2 Catalyseur à l’intérieur « d’un pot catalytique »

En 1774 Lavoisier énonça une loi concernant la réaction chimique ; de quelle loi s’agit-il ? Antoine Laurant de Lavoisier ( 1743-1794) CHAPITRE III ETUDE QUANTITATIVE D’UNE RÉACTION CHIMIQUE 117

PLAN DU CHAPITRE Prérequis • Atome - Molécule - Ion. • Symbole d’un atome et d’un ion simple. • Formule d’une molécule et d’un ion polyatomique. • La quantité de matière – La mole. • Double aspect du symbolisme . • Masse molaire et volume molaire. • Schéma d’une réaction chimique. I- Conservation de la masse. II- Conservation des atomes. III- Représentation d’une réaction chimique par une équation. IV- Double signification d’une équation chimique. V- Stœchiométrie et réactif limitant. ETUDE QUANTITATIVE D’UNE RÉACTION CHIMIQUE CHAPITRE III 118

I- Conservation de la masse I- 1 Au cours d’une réaction chimique, la masse est-elle conservée ? I-1- a Expérience n°1 • Sur l’un des plateaux d’une balance plaçons une tare, sur l’autre plaçons un bêcher contenant une solution de sulfate de cuivre (II) et un flacon contenant une solution d’hydroxyde de sodium (soude). • Réalisons l’équilibre en ajoutant des masses marquées . • Ajoutons une partie de la solution de soude à la solution de sulfate de cuivre (II) .Un précipité bleu d’hydroxyde de cuivre II se forme immédiatement et l’équilibre de la balance est conservé . • Il s’est produit une réaction chimique schématisée par : Solution de sulfate de cuivre (II) + solution de soude ----› hydroxyde de cuivre (II) + solution de sulfate de sodium • Au cours de cette réaction l’équilibre de la balance n’est pas rompu ; donc on peut déduire que la somme des masses des réactifs qui ont réagi est égale à la somme des masses des produits formés . On dit que la masse se conserve au cours de cette réaction chimique. I- 1- b Expérience n°2 •Versons une solution diluée d’acide chlorhydrique sur du marbre ( ou carbonate de calcium) ; il se dégage un gaz qui trouble l’eau de chaux : c’est le dioxyde de carbone CHIMIE 119 C O U R Starem solution de sulfate de cuivre (II) solution de soude précipité d’hydroxyde de cuivre (II) m tare solution d’acide chlorhydrique l’eau de chaux se trouble marbre

CHIMIE 120 C O U R S Il se produit une réaction chimique entre le carbonate de calcium et la solution d’acide chlorhydrique. On schématise cette réaction par : • Faisons la même expérience en utilisant une balance* et réalisons l’équilibre suivant : • Ajoutons la solution d’acide chlorhydrique sur du marbre. Il se forme du dioxyde de carbone qui s’échappe du flacon . Constatons que l’équilibre de la balance est rompu. Ce déséquilibre est-il dû à la non conservation de la masse au cours de cette réaction ou à la masse de dioxy- de de carbone échappé? Pour répondre à cette question ; réalisons la même expérience tout en fermant hermétiquement le flacon . * IL est préférable d’utiliser une balance à affichage numérique . Carbonate de calcium + solution d’acide chlorhydrique chlorure de clacium + + dioxyde de carbone eau---------------› solution d’acide chlorhydrique m marbre tare tube en caoutchouc m m tare tare

CHIMIE 121 C O U R S • Constatons que l’équilibre de la balance n’est pas rompu. La masse se conserve dans ce cas. • Le déséquilibre précédent est donc dû à la masse du dioxyde de carbone qui s’est échappé . I- 1-c- Conclusion Loi de Lavoisier. Cette loi fut énoncée en 1774 par le chimiste français Lavoisier. Elle est connue aussi sous le nom de « la loi de la conservation de la masse ». II- Conservation des atomes II-1 Au cours d’une réaction chimique, les atomes sont-ils conservés ? II-1-a Combustion du soufre Dans un têt à combustion plaçons quelques cristaux de soufre et chauffons-les dans la flamme d’un bec Bunsen . Le soufre brûle dans l’air avec une flamme bleue et se dégage un gaz suffo- cant, incolore : le dioxyde de soufre( SO2). Le soufre réagit avec le dioxygène de l’air pour donner du dioxyde de soufre. Le schéma de cette réaction chimique est : soufre + dioxygène ----› dioxyde de soufre A l’échelle microscopique cette réaction chimique peut être illustrée à l’aide des modèles ato- miques et moléculaires suivants : Une molécule de dioxygène se dissocie et donne deux atomes d’oxygène qui se combinent avec un atome de soufre pour donner une molécule de dioxyde de soufre. Nous pouvons constater qu’au cours de cette réaction : • la nature des atomes ne change pas. • le nombre d’atomes de chaque espèce ne change pas. On dit qu’il y a conservation des atomes au cours de cette réaction. II-1-b Combustion du méthane Le méthane (CH4) brûle dans le dioxygène ( O2) pour donner du dioxyde de carbone (CO2) et de la vapeur d’eau (H2O) . Le schéma de cette réaction est : méthane + dioxygène dioxyde de carbone + eau Illustrons cette réaction, à l’échelle microscopique, par des modèles moléculaires : Au cours d’une réaction chimique la somme des masses des réactifs qui ont réagi est égale à la somme des masses des produits formés Un atome de soufre Une molécule de dioxygène Une molécule de dioxyde de soufre une molécule de méthane une molécule de dioxygène une molécule de dioxyde de carbone deux molécules d’eau + +

CHIMIE 122 C O U R S Nous pouvons également constater qu’au cours de cette réaction : • la nature des atomes ne change pas. • le nombre d’atomes de chaque espèce ne change pas. Il y a donc conservation des atomes. II -2 Conclusion III- Représentation d’une réaction chimique par une équation. III-1 Du schéma à l’équation : Le schéma d’une réaction chimique nous renseigne sur la nature des réactifs et des produits mais ne traduit pas la conservation des atomes . Pour tenir compte de la conservation des atomes on représente une réaction chimique par une équation. Dans cette équation : • chaque corps ( réactif ou produit ) est représenté par son symbole ou sa formule. • on précède les symboles et les formules par des coefficients pour respecter la conservation des atomes. Considérons les schémas de certaines réactions précédemment étudiées . Réaction du fer avec du soufre . Fer + soufre ----› Sulfure de Fer Les symboles du fer et du soufre sont respectivement Fe et S. La formule du sulfure de fer est FeS. L’équation de cette réaction est : Fe + S ----› FeS Réaction du soufre avec le dioxygène. Soufre + dioxygène ----› dioxyde de soufre Le symbole du soufre est S .les formules du dioxygène et du dioxyde de soufre sont respective- ment O2 et SO2 . L’équation de cette réaction est : S + O2 ----› SO2 Remarque : La conservation des atomes en nombre, donc en masse, est à l’origine de la citation célèbre de Lavoisier : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » Au cours d’une réaction chimique il y a conservation des atomes.

CHIMIE 123 C O U R S IV-Double signification d’une réaction chimique Une équation chimique fait intervenir les symboles et les formules des réactifs et des produits,or un symbole ou une formule a une double signification : • une signification microscopique: ils représentent un atome ,un ion ou une molécule. • une signification macroscopique: ils représentent une mole d’atomes ,d’ions ou de molécules. L’équation chimique traduit dans les deux cas un bilan qualitatif ( nature des produits et des réac- tifs) et quantitatif ( quantités de matière des réactifs disparus et des produits formés) Une réaction chimique est représentée par une équation . Une équation chimique dans laquelle la conservation des atomes est respectée est dite équilibrée. Réaction du méthane avec le dioxygène. méthane + dioxygène ------› dioxyde de carbone + eau Les formules du méthane, du dioygène, du dioxyde de carbone et de l’eau sont respectivement CH4 , O2 , CO2 et H2O. L’équation de cette réaction est : CH4 + O2 CO2 + H2O Pour respecter la conservation des atomes ,on doit précéder : • CH4 par le coefficient 1 • O2 par le coefficient 2 • CO2 par le coefficient 1 • H2O par le coefficient 2 On convient de ne pas représenter le coefficient 1, ce qui donne : CH4 + 2 O2 --------› CO2 + 2 H2O 1 mole de molécules de méthane réagit avec 2 moles de molécules de dioxygène pour donner 1 mole de molécules de dioxyde de carbone et 2 moles de molécules d’eau. Les coefficients qui précèdent les formules et les symboles dans une équation chimique sont appelés coefficients stœchiométriques. Réaction d’une solution de sulfate de cuivre (II) avec une solution de soude . Les formules des réactifs sont CuSO4 et NaOH, celles des produits sont Cu(OH)2 et Na2SO4 L’équation de la réaction est : CuSO4 + NaOH ---------› Cu(OH)2 + Na2SO4 Pour respecter la conservation des atomes, on fait précéder NaOH par le coefficient 2.L’équation devient : CuSO4 + 2 NaOH ---------› Cu(OH)2 + Na2SO4 III- 2 Conclusion Solution de sulfate de cuivre (II) solution de soude hydroxyde de cuivre (II) solution de sulfate de sodium ---------------›+ +

CHIMIE C O U R S Exemples. Soit l’équation chimique : S + O2 -----------›SO2 Cette équation a une double signification : - une signification microscopique : un atome de soufre réagit avec une molécule de dioxygène pour donner une molécule de dioxyde de soufre. - une signification macroscopique : une mole d’atomes de soufre réagit avec une mole de molécules de dioxygène pour donner une mole de molécules de dioxyde de soufre. Soit l’équation chimique : CH4 + 2O2 ------------› CO2 + 2H2O Cette équation a une double signification : - une signification microscopique : 1 molécule de méthane réagit avec 2 molécules de dioxygène pour donner 1 molécule de dioxyde de carbone et 2 molécules d’eau. - une signification macroscopique : 1 mole de molécules de méthane réagit avec 2 moles de molécules de dioxygène pour donner 1 mole de molécules de dioxyde de carbone et 2 moles de molécules d’eau. V- stœchiométrie et réactif limitant V- 1 Les réactifs disparaissent-ils complètement à la fin d’une réaction chimique ? Pour répondre à cette question , réalisons les deux expériences suivantes : expérience n °1 Reprenons la réaction du fer et du soufre ( vue dans le chapitre notion de réaction chimique I-4). Le mélange initial renferme 4g de fleur de soufre et 7g de limailles de fer. A la fin de cette réaction, il se forme du sulfure de fer selon l’équation : Fe + S ------------› FeS Reste-il avec ce produit du fer ou du soufre ? Constatons que ce qu’on obtient à la fin de la réaction n’est pas attiré par un aimant ; donc il ne contient pas du fer . S’il reste du soufre ; celui-ci réagira à l’incandescence avec le dioxygène de l’air pour donner un gaz ( le dioxyde de soufre). La masse du résidu solide, obtenu à la fin de la réaction, serait infé- rieure à 11g. Or on peut vérifier expérimentalement que cette masse vaut 11g. Nous pouvons donc affirmer qu’il ne reste pas de soufre à la fin de cette réaction. Pour ce mélange initial ( fer-soufre) les réactifs disparaissent complètement à la fin de la réaction. 124

CHIMIE 125 C O U R S Dans ce mélange( fer-soufre) les réactifs sont-ils mis dans des proportions bien précises ? Pour cela , calculons les quantités de fer et de soufre dans le mélange précédent. La quantité de fer est : nFe = masse de fer = 7 = 0,125mol masse molaire du fer 56 La quantité de soufre est : nS = masse de soufre = 4 = 0,125mol masse molaire de soufre 32 Le mélange initial contient la même quantité de fer et de soufre. On dit que c’est un mélange équi- molaire. Comparons le rapport des quantités des réactifs au rapport de leurs coefficients stœchiométriques dans l’équation de la réaction nFe = 0,125 = 1 ns 0,125 coefficient stoechiométrique du fer = 1 = 1 coefficient stoechiométrique du soufre 1 Constatons que ces rapports sont égaux . nous disons que dans ce mélange les réactifs sont pris dans des proportions stœchiométriques. On peut vérifier sur d’autres exemples que lorsque les réactifs sont pris dans des proportions stœ- chiométriques , ils disparaissent complètement à la fin de la réaction. Expérience n°2 La solution d’acide chlorhydrique (HCl) réagit avec l’hydrogénocarbonate de sodium (NaHCO3) en donnant un dégagement de dioxyde de carbone , du chlorure de sodium et de l’eau. Lorsque les réactifs sont pris dans des proportions stœchiomé- triques , ils disparaissent complètement à la fin de la réaction. solution d’acide chlorhydrique l’eau de chaux se trouble hydrogénocarbonate de sodium

CHIMIE 126 C O U R S L’équation de la réaction est : HCl + NaHCO3 -------› CO2 + H2O + NaCl Les réactifs (HCl , NaHCO3 ) disparaissent-ils quelles que soient les proportions initiales ? Pour cela réalisons l’expérience précédente en prenant les réactifs dans des proportions diffé- rentes. Reste-il de l’acide chlorhydrique à la fin de la réaction ? • Pour le mélange n°1,il est évident qu’il ne reste pas d’acide chlorhydrique. sinon il réagirait avec le reste de l’hydrogénocarbonate de sodium . l’acide chlorhydrique , dans ce cas, limite la réac- tion : C’est le réactif limitant. • Pour le mélange n°2,ajoutons une quantité l’hydrogénocarbonate de sodium . constatons que le dégagement de dioxyde de carbone réapparait .C’est la preuve que pour ce mélange une quantité d’acide chlorhydrique reste à la fin de la réaction .Dans ce cas l’hydrogénocarbonate de sodium limite la réaction : c’est le réactif limitant. • Nous pouvons vérifier facilement que dans les mélanges n°1 et n°2, les réactifs ne sont pas pris dans des proportions stœchiométriques. Mélange n°1 n°2 Masse de NaHCO3 (g) 2,5 2,5 Quantité de NaHCO3 (mol) 0,03 0,03 Volume de solution 10 70 d’acide chlorhydrique (mL) Quantité de HCl(mol) 0,01 0,07 Résultat l’hydrogénocarbonate de l’hydrogénocarbonate sodium ne disparaît pas de sodium disparaît complètement à la fin complètement à la fin de la réaction de la réaction Lorsque les réactifs ne sont pas pris dans les proportions stœ- chiométriques, l’un des réactifs disparaît complètement à la fin de la réaction .il est appelé réactif limitant

CHIMIE 127 L'ESSENTIEL DU COURS Loi de Lavoisier : au cours d’une réaction chimique la somme des masses des réactifs qui ont réagi est égale à la somme des masses des produits formés. Au cours d’une réaction chimique il y a conservation des atomes. Une réaction chimique est représentée par une équation . Une équation chimique dans laquelle la conservation des atomes est respectée est dite équilibrée. Lorsque les réactifs sont pris dans des proportions stœchiométriques , ils disparaissent complètement à la fin de la réaction. Lorsque les réactifs ne sont pas pris dans les proportions stœchiométriques, l’un des réac- tifs disparaît complètement à la fin de la réaction, il est appelé réactif limitant.

CHIMIE 128 EXERCICE RESOLU On introduit 2,80 g de paille de fer porté au rouge dans un flacon de 1,2 L de dichlore gazeux. Il se forme des fumées rousses de chlorure de fer (III) FeCl3. 1) Ecrire l’équation de la réaction. 2) Quelles sont les quantités de matière initiales des réactifs ? 3) Les réactifs sont-ils dans les proportions stoechiométriques ? Sinon, lequel est le réactif limitant ? 4) Calculer à la fin de la réaction : a) la masse du produit formé. b) la quantité de matière et la masse de réactif restant . Données : dans les conditions de l’expérience ,le volume molaire des gaz est Vm= 24,0 L.mol-1 M(Fe)=56 g.mol-1 M(Cl)=35,5 g.mol-1 Conseils • Identifier les réactifs et les produits et équilibrer l’équation • Utiliser la relation liant masse et quantité de matière • Utiliser la relation liant volume et volume molaire • Comparer le rapport des quan- tités initiales des réactifs au rap- port des coefficients stœchiomé- triques Solution 1) L’équation de la réaction est : 2 Fe + 3 Cl2 --------› 2 FeCl3 2) • La quantité initiale de fer est : (nFe)i = mFe avec mFe :masse initiale de Fe M(Fe) (nFe)i = 2,8 = 0,05mol 56 • La quantité initiale de dichlore est : (nCl2)i = VCl2 avec VCl2 :volume initial de Cl2 Vm (nCl2)i = 1,2 = 0,05mol 24 3) Le rapport (nFe)i 0,05 = 1 des quantités initiales des (nCl2)i = 0,05 réactifs est différent du rapport 2 3 __ des coefficients stœchiomé- triques correspondants ; alors les réactifs ne sont pas dans les pro- portions stœchiométriques. Puisque (nFe)i › 2 3 __ (nCl2)i alors le fer est en excès et le dichlore est le réactif limitant. ( )

CHIMIE 129 Conseils • Prendre garde des coefficients stœchiométriques. Solution 4) a) D’après l’équation de la réaction : avec Comme le dichlore est le réactif limitant alors nCl2 = (nCl2 )i = 0,05 mol La quantité de chlorure de fer (III) formé est donc : La masse de chlorure de fer (III) formé est : mFeCl3 = nFeCl3 .M (FeCl3) = 3,33.10-2 x (56+3x35,5) = 5,41 g b) D’après l’équation de la réaction La quantité de fer restant est : n’ Fe = (n Fe)i -n Fe =1,67.10-2 mol La masse de fer restant est : m’Fe = n’ Fe M(Fe) = 9,35.10-1 g nCl2 = nFeCl3 3 2 nFe = nCl2 2 3 nFe = 2x nCl2 3 0,05 3 0,05 3 nFeCl3 = 2 = 2 x avec nFe : quantité de Fe disparu = 3,33.10-2 mol. = 3,33.10-2 mol nCl2 : quantité de Cl2 disparu nFeCl3 : quantité de FeCl3 formé{

CHIMIE 130 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis 1- Répondre par vrai ou faux 1) Au cours d’une réaction chimique la somme des masses des réactifs est toujours égale à la somme des masses des produits formés. 2) Au cours d’une réaction chimique le nombre des atomes de chaque espèce se conserve. 3) Au cours d’une réaction chimique les atomes ne disparaissent pas , ils se réarrangent seulement. 4) L’équation d’une réaction chimique s’écrit toujours de la même façon même si les quantité ini- tiales des réactifs sont différentes. 5) L’équation d’une réaction chimique s’écrit toujours de la même façon même s’il reste des réactifs n’ayant pas réagi. 6) Les coefficients stœchiométriques sont les nombres qui précèdent les formules ou les symboles dans l’équation d’une réaction chimique. 7) Lorsque les réactifs sont mis dans les proportions stœchiométriques, ils disparaissent complète- ment à la fin de la réaction. 8) les réactifs ne peuvent réagir que lorsqu’ils sont mis dans des proportions bien précises. 9) Le réactif limitant est le réactif qui n’est pas totalement consommé par la réaction. 10) Les coefficients stœchiométriques indiquent les proportions dans lesquelles les réactifs réagis- sent quelles que soient leurs quantités initiales. 2- Q. C. M. Choisir la bonne réponse. Q. C. M. n° 1 Dalton ( chimiste anglais, 1766-1844) a montré expérimentalement que 1g de dihydrogène réagit avec 8g de dioxygène pour donner 9g d’eau. On peut donc affirmer qu’au cours d’une réaction chimique il y a conservation : a) de la masse. b) du volume. c) de la masse et du volume. Q. C. M. n° 2 Soit la réaction chimique d’équation : C3H8 + 5O2 --------------› 3CO2 + 4H2O 2 moles C3H8 réagissent avec : a) 5 moles de O2 pour donner 3 moles de CO2 et 4 moles de H2O. b) 10 moles de O2 pour donner 6 moles de CO2 et 2 moles de H2O. c) 10 moles de O2 pour donner 6 moles de CO2 et 8 moles de H2O. Q.C.M n° 3 Soit la réaction chimique d’équation : 2S + 3O2 --------------› 2SO3 Si on fait réagir 0,3mole de soufre (S) avec 0,3mole de dioxygène (O2). A la fin de la réaction : a) il ne reste aucun réactif. b) il ne reste que 0,1 mole de soufre. c) il ne reste que 0,1 mole de dioxygène. d) il reste 0,1 mole de soufre et 0,1 mole de dioxygène.

Utiliser ses acquis dans des situations simples CHIMIE 131 Exercice n°1 Equilibrer les équations des réactions chimiques suivantes : N2 + H2 ------------------------› NH3 Fe + O2 ------------------------› Fe2O3 C2H6O + O2 ------------------------› CO2 + H2O NaOH + Cl2 ------------------------› NaClO + H2O + NaCl Al4C3 + H2O ------------------------› CH4 + Al(OH)3 MnO2 + HCl ------------------------› MnCl2 + H2O + Cl2 Exercice n°2 Soit l’expérience schématisée par : 1) D’après ce schéma, quels sont les réactifs et les produits ? 2) Ecrire l’équation de la réaction chimique qui se produit dans cette expérience . Exercice n°3 Soit l’experience schématisé par : Le magnésium est un métal de formule Mg disponible au laboratoire sous forme de ruban gris. Une fois enflammé, le ruban est introduit dans un flacon contenant du gaz dioxygène. Il brûle avec une flamme très vive et lorsque la combustion est terminée, on observe sur les parois du flacon une poudre blanche : l'oxyde de magnésium de formule MgO. cuivre métallique rouge oxyde de cuivre CuO et poudre de carbone eau de chaux troublée le magnésium est un métal inflammabe combustion du magnésium dans le dioxygène

CHIMIE 132 1) Donner le nom et la formule du (ou des) corps consommé(s) pendant la réaction décrite. Comment appelle-t-on les corps consommés par une réaction chimique ? 2) Ecrire l'équation de la réaction Exercice n°4 Soit la réaction dont l’équation s’écrit : C3H8 + 5O2 -----------›3 CO2 + 4H2 O Reproduire et compléter le texte ci-dessous. 1) 1 mole de C3H8 réagit avec _____ moles de O2 pour donner _____ moles de CO2 et _____ moles de H2O. 2) _____ mole de C3H8 réagit avec 0,2 mole de O2 pour donner _____ mole de CO2 et _____ mole de H2O. 3) _____ mole de C3H8 réagit avec _____ mole de O2 pour donner 0,36 mole de CO2 et _____ mole de H2O. 4) _____ moles de C3H8 réagissent avec _____ moles de O2 pour donner _____ moles de CO2 et 10 moles de H2O Exercice n°5 Soit l’équation suivante : 3 NO2 + H2O -------------------› 2 HNO3 + NO Reproduire et compléter le tableau suivant : Quantités de matière des réactifs avant réaction n(NO2) = 6 mol n(H2O) = 2 mol n(NO2) = 1 mol n(H2O) = 3 mol n(NO2) = 0,9 mol n(H2O) = 0,3 mol n(NO2) = 5 mol n(H2O) = 2 mol Proportions stoechio- métriques (barrer la réponse oui ou non) oui non oui non oui non oui non Réactif limitant Quantités de matiè- re des produits après réaction Quantités de matière des réac- tifs après réaction

Utiliser ses acquis pour une synthese Exercise n°6 La recharge d’un camping-gaz contient 90g de butane de formule C4H10. 1) Calculer la quantité de butane contenu dans la recharge. 2) Calculer le volume qu’occuperait cette quantité dans les conditions ordinaires de température et de pression où le volume molaire vaut 24L. 3) Calculer le volume d’air nécessaire, dans les même conditions de température et de pression, pour permettre la combustion complète de tout le gaz contenu dans la recharge. Exercise n°7 Exposées au soleil, les plantes vertes fabriquent du glucose C6H12O6 et du dioygène, à partir du dioxyde de carbone et de l’eau ; c’est la photosynthèse. Ces plantes fixent le glucose et libèrent le dioxygène dans l’atmosphère. 1) Préciser les réactifs et les produits. 2) Écrire l’équation de la réaction . 3) Chaque année 70 milliards de tonnes de carbone sont fixées par les plantes vertes. a)Calculer la masse de dioxyde de carbone éliminé de l’atmosphère. b) Calculer le volume de dioxygène, mesuré dans les conditions normales de température et de pres- sion, libéré par cette réaction. Exercice n°8 On réalise la combustion du magnésium dans un flacon contenant 250 mL de dioxygène . On obtient alors de l’oxyde de magnésium MgO . 1) Ecrire l’équation de la réaction . 2) Quelle masse de magnésium a été utilisée , sachant que les deux réactifs ont été entièrement consommés ? 3) Quelle masse d’oxyde de magnésium a -t-on obtenu ? Exercice n°9 On réalise , dans un ballon , un mélange gazeux avec 50 mL de propane C3H8 et 500 mL de dioxy- gène . La combustion de ce mélange donne de la buée sur les parois du ballon ; de l’eau de chaux versée dans le ballon , après la combustion , se trouble . 1) Ecrire l’équation de la réaction . 2) Quelle masse d’eau a-t-on obtenue ? 3) Déterminer la composition , en volume ,du mélange gazeux final . CHIMIE 133

UN PEU D'HISTOIRE L’ évolution des idées en chimie au XIX°siècle L’état des connaissances en chimie au début du XIX°siècle Au début du XIX° siècle, de nombreux corps simples sont connus. Le carbone et le soufre sont des substances familières, de même que les métaux comme le fer, le zinc, le cuivre, l’argent et l’or qui sont utilisés depuis très longtemps. Le dioxygène et le diazote ont été étudiés par Lavoisier dont sa fameuse expérience d’analyse de l’air qui date de 1774. D’autres métaux importants comme le sodium et le potassium sont découverts en 1807par Davy. Mais si l’on sait préparer un certain nombre de corps simples et de corps composés, les notions théoriques sont pratiquement inexistantes. On ne connaît pas les formules des corps. On n’a aucune théorie ( atomique ou moléculaire) pour comprendre la formation des composés chimiques. Les masses molaires atomiques et les masses molaires moléculaires sont inconnues. Bref, on a quelques rudiments pure- ment qualitatifs mais aucune connaissance sur les lois quantitatives de la chimie. La théorie atomique de Dalton En 1807 John Dalton ( physicien, chimiste anglais, 1766-1844) publie sa fameuse théorie atomique. On peut résumer les idées de Dalton par les affirmations suivantes : • la matière est formée à partir d’atomes indivisibles. • les atomes différents ont des masses différentes. • pour former des corps composés les nombres des atomes qui se combinent sont dans des rapports simples. • les corps simples sont formés d’un seul atome. La dernière idée de Dalton s’est avérée fausse puisque les corps simples ne sont pas for- cément monoatomiques. Avogadro –Dalton En 1811 Amédéo Avogadro ( chimiste italien 1776- 1856) énonça l’hypothèse fameuse qui porte son nom : «des volumes égaux de différents gaz contiennent, dans les mêmes conditions de température et de pression, le même nombre de molécules ». Il montra aussi que les corps simples peuvent être polyatomiques contrairement à ce que pensait Dalton. Les travaux de Cannizzaro C’est en 1858 que sont connus les résultats des travaux de Stanisiao Cannizzaro ( chimis- te italien 1826-1910). Ses travaux peuvent être résumés de la façon suivante : • après avoir admis pour masse molaire du dihydrogène la valeur 2 g Cannizzaro détermi- ne les masses molaires et les formules des principaux corps simples et composés. • il est le premier à mesurer le volume molaire d’un gaz dans les conditions normales. Malgré que l’hydrogène n’est plus la base des masses molaires ; on peut dire que la chi- mie que nous apprenons aujourd’hui est celle qui a été découverte ou précisée par Cannizzaro. SITES INTERNET A VISITER http://www/fr.encyclopedia.yahoo.com http://www2.sesame.hol.fr/02/0200.htm http://cyberscol.qc.ca/mondes/mendeleiev/chimisterie/listechimistes.html http://wwwdsa.upac.uquebec.ca/ CHIMIE 134

CHIMIE 135 DETERMINATION EXPERIMENTALE DU VOLUME MOLAIRE D’UN GAZ I- BUT On se propose de déterminer expérimentalement le volume molaire d’un gaz dans les conditions ordinaires ( température de la salle de classe et pression atmosphérique supposée normale). II- PRINCIPE DE LA METHODE UTILISEE Le magnésium Mg réagit avec l’acide chlorhydrique (HCl) en solution aqueuse pour donner entre autres un dégagement de dihydrogène H2. L’équation de la réaction est : Mg + 2HCl ----------------› MgCl2 + H2(gaz) On désignera par : M :la masse molaire du magnésium ( M= 24,3g.mol-1) m: la masse de magnésium qu’on fait réagir. Vm : le volume molaire du gaz (H2) V : le volume de dihydrogène formé. A partir de l’équation chimique précédente on a la relation de proportionnalité suivante : Connaissant les valeurs de m, M et si on détermine le volume V de dihydrogène formé, on pour- ra évidemment déterminer le volume molaire Vm. III- MATERIEL - 2 cristallisoirs. - 1 erlenmeyer ( 50mL) - 1 ampoule à brome. - 1 éprouvette graduée de 100mL - 1 bouchon à deux trous. - 1 tube à dégagement. - Une solution aqueuse d’acide chlorhydrique ( 0,5M) - 0,1g de magnésium ( soit un ruban de longueur 10cm) IV- MANIPULATION IV-1- Montage m = v ou Vm = M V M Vm m TRAVAUX PRATIQUES 25 ml d’une solution d’acide chlorhydrique (0,5 M) éprouvette graduée complétement remplie d’eau magnesium (0,1g) eau eau cristallisoir n° 1 cristallisoir n° 2

IV-2- Manipulation - Introduire dans l’erlenmeyer 0,1g de magnésium fragmenté. Cette masse pourrait être pesée à l’avance. Si l’on dispose d’un ruban de magnésium, sa masse par mètre ( masse linéique) est voi- sine de 1g.m-1, on prendra alors une longueur de 10 cm. - Verser , par l’ampoule à brome, à peu près 20mL de la solution d’acide dans l’erlenmeyer. La quantité d’acide ajoutée est largement suffisante pour que les 0,1g de magnésium réagissent com- plètement (réactif limitant) - La réaction entre l’acide et le magnésium commence dès que les réactifs sont en contact. Un dégagement de dihydrogène apparaît dans l’erlenmeyer. Ce gaz est recueilli par déplacement d’eau dans l’éprouvette graduée - Toucher l’erlenmeyer et constater qu’il s’échauffe. La réaction est alors exothermique. - Pour ramener la température du milieu réactionnel à la température de la salle de classe, on fait refroidir l’erlenmeyer en ajoutant de l’eau dans le cristallisoir n°1 - Lorsque le dégagement gazeux est terminé ( après environ une dizaine de minutes), ramener l’eau dans l’éprouvette graduée et dans le cristallisoir n°2 au même niveau afin que le gaz recueilli soit à la pression atmosphérique. Pour cela on peut soit ajouter de l’eau dans ce cristal- lisoir soit soulever un peu l’éprouvette graduée tout en la gardant partiellement immergée dans l’eau. - Lire alors la valeur du volume V du gaz dégagé. - Le volume molaire du gaz est Vm = M V = 24,3 V = 243.V .Le calculer. m 0,1 - Comparer le résultat trouvé aux valeurs du volume molaire à la pression atmosphérique norma- le et aux température suivantes : Température (°C) 15 20 25 Vm(L) 23,6 24,0 24,5 CHIMIE 136

CHIMIE ORGANIQUE CHIMIE ORGANIQUE

LES HYDROCARBURES CHAPITRE I 138 Quels sont les constituants essentiels du pétrole et du gaz natuel ? Exploitation du gisement pétrolier d’Hassi-Messaoud (sahara algérien). Du pétrole brut

PLAN DU CHAPITRE Prérequis • Corps simple- Corps composé – Formule. • Réaction chimique. • Combustion. • Réaction chimique exothermique. • Équation d’une réaction chimique. LES HYDROCARBURES CHAPITRE I 139 I - Définition et formule II - Principales sources d’ hydrocarbures III - Combustion d’un hydrocarbure. IV - Intérêts et dangers de la combustion.

CHIMIE 140 C O U R S I-Définition et formule I-1 Qu’est ce qu’il y a de commun entre le gaz de ville, le gaz de bouteille et une essence ? • Observons le fond extérieur d’une marmite ou d’une casserole fréquemment utilisée pour la cuisson. Constatons l’existence d’une couche noire de carbone. D’où provient ce carbone ? La cuisson est faite à l’aide d’un brûleur à gaz alimenté par du gaz de bouteille ou du gaz de ville. Le carbone ne peut provenir que de la combustion de ces gaz. Ces deux gaz contiennent du car- bone. • Observons la sortie d’échappement d’une voiture .Constatons l’existence d’une couche noire de carbone. Ce dernier provient de la combustion de l’essence dans le moteur. L’essence contient donc du carbone. • Le gaz de ville, le gaz de bouteille et l’essence contiennent-ils uniquement du carbone ? Pour répondre à cette question, réalisons les expériences suivantes. Expérience n°1 : combustion du gaz de bouteille ou du gaz de ville. Enflammons du gaz de bouteille ( ou du gaz de ville) placé dans un flacon. Observons sur le verre à pied sec et froid, placé au dessus de la flamme, de la buée et un dépôt de carbone. Expérience n°2 : combustion d’une essence Enflammons de l’essence contenue dans une soucoupe . Le gaz de bouteille, le gaz de ville et l’essence contiennent du carbone buée carbone essence flamme

CHIMIE C O U R S Observons sur le verre à pied sec et froid, placé au dessus de la flamme , de la buée (vapeur d’eau) et un dépôt de carbone. • D’où provient la vapeur d’eau H2O obtenue au cours de ces deux expériences ? Si l’oxygène de l’eau obtenue peut provenir de l’air qui contient du dioxygène (O2) ; son hydro- gène ne peut provenir que du gaz de bouteille, du gaz de ville ou de l’essence. Remarque Le dépôt de carbone, observé lors des deux expériences précédentes, confirme que les gaz de bouteille, de ville et l’essence contiennent du carbone. • Des analyses plus précises montrent que les gaz de bouteille, de ville et l’essence sont formés essentiellement de composés contenant uniquement du carbone et de l’hydrogène .Ces composés sont appelés hydrocarbures. I-2 Définition d’un hydrocarbure - Formule I-2-a Définition I-2-b Exemples Les gaz de bouteille, de ville et l’essence contiennent, en plus du carbone, de l’hydrogène. Un hydrocarbure est un corps composé formé uniquement de carbone et d’hydrogène. La formule générale d’un hydrocarbure s’écrit CxHy (x et y des entiers ). Nom Méthane (constituant principal du gaz de ville) Propane (constituant principal du gaz de bouteille) Butane (constituant principal du gaz de bouteille) Ethène Ethyne Octane ( constituant principal de l’essence auto) Formule CH4 C3H8 C4H10 C2H4 C2H2 C8H18 Utilisation Combustible de chauffage Combustible de chauffage Combustible de chauffage A la base de fabrication des matières plastiques Soudure oxyacétylénique Carburant pour les moteurs à explosion 141

CHIMIE C O U R S II Principales sources d’hydrocarbures. II-1 Du pétrole aux hydrocarbures. Le pétrole brut est un mélange de plus de deux cents sortes de composés, pour la plupart des hydrocarbures.Ces composés n’ont pas la même température d’ébullition. Afin de les séparer, on réalise une distillation fractionnée. Cette technique de séparation des différents consti- tuants du pétrole est mise en œuvre dans une raffinerie. On recueille des hydrocarbures sous diffé- rents états physiques : • des gaz ( méthane, éthane, propane, butane…) • des liquides ( essence avion, essence auto, White spirit ou diluant, kérosène ,gazole fuel domes- tique et fuel industriel). • des solides ( huile de graissage, bitumes et paraffines). II- 2 Les gaz naturels Les gaz naturels sont des mélanges dont le principal constituant est le méthane CH4 ( de 70 à 95°/o selon les gisements) . Le méthane est souvent associé à d’autres hydrocarbures ( éthane C2H6 , propane C3H8, butane C4H10 ,…) II-3 Conclusion Le pétrole et les gaz naturels sont les principales sources d’hydrocarbures. Tour de distillation du pétrole La distillation fractionnée du pétrole 142 gaz incondensables Butane ou propane Essence avion Essence auto White spirit Kérosène Gazoile Fuel domestique Fuel industriel Bitume Four

CHIMIE 143 C O U R S III-Combustion d’un hydrocarbure. III-1 D’où provient la flamme d’un brûleur à gaz ou d’un bec Bunsen ? Un brûleur à gaz et un bec Bunsen fonctionnent selon le même principe. Dans un brûleur à gaz ou un bec Bunsen, le gaz butane réagit avec le dioxygène. Cette réaction de combustion, très exothermique, est à l’origine de cette flamme. III-2 Quels sont les produits obtenus lors de la combustion d’un hydrocarbure ? III-2- a Cas des hydrocarbures courants. D’après les observations courantes et les expériences décrites dans le paragraphe I de ce chapitre la combustion du méthane ( gaz de ville), du propane ou du butane ( gaz de bouteille ) donne du car- bone et de la vapeur d’eau .. La combustion de ces hydrocarbures donne-elle toujours du carbone et de l’eau ? Pour cela réalisons les expériences suivants à l’aide d’un bec Bunsen. Le bec Bunsen ( voir fig1) est l’appareil de chauffage le plus utilisé au laboratoire. Il comporte trois parties ( fig2 ): • le pied, muni d’un ajutage qui amène le gaz combustible. • la cheminée, percée de deux trous pour l’entrée de l’air. • la virole, munie elle aussi de deux trous et dont le rôle est de régler la quantité d’air nécessaire à la combustion du gaz de chauffage. Fig. 1 airair gaz combustible Fig.2 Trous d’aération virolecheminée gaz combustible ajutage gaz combustible pied

CHIMIE 144 C O U R S Expérience n°1 La virole étant fermée, ouvrons le robinet de la conduite de gaz ( butane ou propane) et allumons le bec Bunsen . Constatons que la flamme obtenue est fuligineuse : une fumée noire de carbone surmonte sa par- tie jaune orangée . Dans ce cas la combustion du butane ( ou du propane) donne du carbone et de la vapeur d’eau. Cette combustion est dite incomplète. L’équation de cette combustion s’écrit dans le cas du: • méthane : CH4 + O2 ---------› C + 2 H2O • propane : C3H8 + 2 O2 ---------› 3 C + 4 H2O • butane : 2 C4H10 + 5 O2 ---------› 8 C + 10 H2O Expérience n°2 Reprenons l’expérience n°1 et ouvrons la virole jusqu’à ce que la flamme devienne bleue, peu visible, coiffons la flamme d’un verre à pied sec et froid et constatons l’apparition de buée (vapeur d’eau) sur ses parois. Versons de l’eau de chaux dans le verre à pied.. Constatons que celle-ci trouble. Dans ce cas, la combustion du butane ( ou du propane) donne de l’eau et du dioxyde de carbo- ne. Cette combustion est dite complète. L’équation de cette combustion s’écrit dans le cas du: • methane : CH4 + 2 O2 ---------› CO2 + 2 H2O • propane : C3H8 + 5 O2 ---------› 3 CO2 + 4 H2O • butane : 2 C4H10 + 13 O2 ---------› 8 CO2 + 10 H2O III-2-b Généralisation Les résultats des combustions des hydrocarbures courants peuvent être généralisés à tous les hydrocarbures. • La combustion incomplète d’un hydrocarbure donne du carbone et de l’eau Hydrocarbure + dioxygène -----------------› carbone + eau buée eau de chaux l’eau de chaux est troublée

CHIMIE 145 C O U R S • La combustion complète d’un hydrocarbure donne du dioxyde de carbone et de l’eau • La combustion d’un hydrocarbure est très exothermique ( voir tableau suivant) Remarque En réalité la combustion incomplète d’un hydrocarbure donne, en plus du carbone et de l’eau, du dioxyde de carbone(CO2) et du monoxyde de carbone (CO), gaz très toxique, aussi est-il toujours conseillé de prévoir plusieurs bouches d’aération dans tout local contenant un brûleur à gaz. IV- Intérêts et dangers de la combustion. IV-1 Intérêts. La combustion d’un hydrocarbure est une réaction rapide et fortement exothermique. Dans la vie quotidienne cette énergie de combustion est utilisée pour : • élever la température du milieu extérieur : c’est le rôle du chauf- fage au gaz, au pétrole lampant et au fuel. • déclencher ou accélérer des réactions chimiques : cuisson des aliments et des poteries… Hydrocarbure + dioxygène -------------› carbone + eau Hydrocarbure Énergie libérée par la combustion d’une mole d’hydrocarbure en (kJ) Méthane(CH4) 882 Propane(C3H8) 2200 Butane(C4H10) 2860 Octane(C8H18) 5512

CHIMIE 146 C O U R S • provoquer des changements d’état : fusion des métaux ; ébulli- tion des liquides. • produire de l’énergie mécanique utilisable dans des machines, des moyens de transport et dans les centrales productrices d’électricité. IV- 2 Dangers L’utilisation à grande échelle des carburants (for- més essentiellement d’hydrocarbures) pose deux sortes de dangers. - Premier danger Certains produits de la combustion de ces carbu- rants peuvent être à l’origine de problèmes de santé. * Le monoxyde de carbone Origine : combustion incomplète des carburants. Son rejet dans l’at- mosphère provient à 85% du trafic routier. Effets sur la santé : intoxication du sang c’est à dire perturbation du transport de l’oxygène par le sang. Coulée d’or

CHIMIE 147 C O U R S * Le dioxyde de carbone Il provoque l’asphyxie s’il est reje- té dans un milieu clos. * Le dioxyde de soufre Origine : combustion du soufre dans les carburants. Effets sur le santé : toux, gène res- piratoire. * Les hydrocarbures non brûlés origine : gaz d’échappement des véhicules et évaporation des carbu- rants. Effet sur la santé : irritation-dimi- nution de la capacité respiratoire * Particules en suspension origine : combustions industrielles et domestiques et échappement des voitures ( surtout diesel) . Effet sur la santé : irritation des voies respiratoires. * Les oxydes d’azote Origine : combustion du fuel et du gazole. Effet sur la santé : altération de la fonction respiratoire. - Deuxième danger L’augmentation du taux de dioxyde de carbone, due à la combustion des carburants , provoque un forçage de l’effet de serre .

CHIMIE 148 Qu’est ce que l’effet de serre ? La terre reçoit le rayonnement solaire et émet vers l’espace un rayonnement infrarouge. Dans l’atmosphère, la vapeur d’eau , le dioxyde de carbone et d’autres gaz retiennent une partie de ce rayonnement infrarouge : c’est l’effet de serre qui maintient la terre à une température moyenne favorable à la vie. Quelles sont les conséquences du forçage de l’effet de serre ? La température moyenne sur la terre augmente. Cela pourrait entraîner, à long terme, la fusion des glaciers, la montée des océans et la désertification de certaines régions. Remarque : ce paragraphe IV pourrait faire l’objet d’un dossier. Les activités humaines déversent chaque année plus de 6 milliard de tonnes de CO2 dans l’atmosphére SITES INTERNET A VISITER http://cesifs.emse.fr/BULLES/EX.20000530/air/pagesair/dioxyde.html#effetserre http://www.oma.be/BIRA-IASB/Project educatif/Effet serre/17-1.html http://www.union-fin.fr/natcog/at/publications/publications4.html

CHIMIE 149 L'ESSENTIEL DU COURS Un hydrocarbure est un corps composé formé uniquement de carbone et d’hydrogène. La formule générale d’un hydrocarbure s’écrit CxHy (x et y des entiers ). Le pétrole et les gaz naturels sont les principales sources d’hydrocarbures . La combustion incomplète d’un hydrocarbure donne du carbone et de l’eau Hydrocarbure + dioxygène carbone + eau La combustion complète d’un hydrocarbure donne du dioxyde de carbone et de l’eau Hydrocarbure + dioxygène dioxyde de carbone + eau La combustion des hydrocarbures est une réaction très exothermique. Certains produits de la combustion des hydrocarbures peuvent être dange- reux pour la santé. La combustion des hydrocarbures renforce l’effet de serre.

CHIMIE EXERCICE RESOLU Une essence d’automobile a une masse volumique ρ égale à 700kg.m−3.On la suppose constituée uniquement d’octane de formule C8H18. 1) Ecrire l’équation de la combustion de l’octane dans le moteur de l’automobile en supposant qu’il se forme du dioxyde de carbone et de l’eau. 2) Le réservoir d’une automobile contient V= 50L d’essence.Lorsque toute l’essence est consom- mée, calculer : a) La masse de vapeur d’eau et le volume de dioxyde de carbone rejetés dans l’atmosphère. b) La masse de dioxygène consommé. c) Le volume d’air qui a circulé dans les tubulures du moteur sachant que la composition de l’air en volumes est 80% de diazote (N2) et 20% de dioxygène (O2) Tous les volumes des gaz sont mesurés dans les conditions où le volume molaire vaut Vm= 24 L.mol-1 Conseils › Identifier les réactifs et les pro- duits et ajuster les coefficients stœchiométriques. › Utiliser la relation liant masse et quantité de matière › Etre attentif aux unités utilisées dans la relation donnant m0 › Utiliser le fait que les quantités de matière des réactifs disparus et des produits formés sont pro- portionnelles aux coefficients stœchiométriques. Solution 1°) L’équation de la combustion de l’octane est : 2C8H18 + 25O2 ----------------›16CO2 + 18H2O 2°/a) La masse d’octane contenu dans le réservoir est : m0 = ρ.V m0 = 700 x 50 x 10-3 = 35 kg La quantité d’octane est alors : (nC8H18)i = = = 307 mol - D’aprés l’équation de la réaction: avec nH2O = 9. nC8H18 -Lorsque toute l’essence contenue dans le réservoir est consommée : nC8H18 =( nC8H8 )i nC8H18 : quantité de C8 H18 qui disparaît. nH2O : quantité de H2O qui se forme 150 m0 M(C8H18) 35.103 8 x 12 + 18

CHIMIE Conseils › Utiliser la relation liant volu- me et volume molaire. Solution alors nH2O = 9 ( nC8H18 )i = 9 x 307 = 2763mol nH2O = 2763 mol -La masse d’eau rejetée dans l’atmosphère est : nH2O = nH2O .M(H2O ) = 2763 x (2x1 + 16) = 49,73.103g nH2O = 49,73 kg - D’après l’équation de la réaction : avec nCO2 : quantité de CO2 qui se forme nCO2 = 8 nC8H18 -Lorsque toute la quantité d’essence contenue dans le réservoir est consommée : nCO2 = 8 ( nC8H18 )i = 8 x 307 = 2456 mol -Le volume de dioxyde de carbone rejeté dans l’atmosphère: VCO2= nCO2 .VM VCO2 = 2456 x 24 = 58,94.103 L VCO2 = 58,94.103 L b)- D’après l’équation de la réaction : avec nO2 :quantité de O2 qui disparaît nO2 = 12,5 nC8H18 - Lorsque nC8H18 = (nC8H18)i alors nO2 = 12,5 x 307 = 3837,5mol -La masse du dioxygène consommé est : mO2 = nO2 . M(O2) = 3837,5 x (2 x 16) = 122,8.103 g mO2 = 122,8 kg c) – Le volume du dioxygène consommé est : VO2 = nO2 VM = 3837,5 x 24 = 92,1.103 L -Le volume d’air qui a circulé dans les tubulures du moteur pour que toute l’essence contenue dans le réservoir soit consommée est: Vair = . Vair = 46,05.103 L nC8H18 = nO2 2 25 100 x VO2 = 100 x 92,1.103 20 20 151

1- Répondre par vrai ou faux 1) Un hydrocarbure est un composé organique dont la molécule est formée uniquement d’atomes de carbone et d’hydrogène. 2) Une essence est formée essentiellement d’hydrocarbures 3) L’éthanol ou l’alcool éthylique de formule ( C2H6O), est un hydrocarbure. 4) Le pétrole et le gaz naturel sont les principales sources d’hydrocarbures. 5) Le méthane (CH4) est le principal constituant du gaz de ville. 6) La combustion des hydrocarbures est très exothermique et c’est pour cette raison que ces composés sont essentiellement utilisés comme combustibles ou comme carburants. 7) Le pétrole et le gaz naturel constituent les principales sources d’énergie. 8) La combustion incomplète d’un hydrocarbure donne du dioxyde de carbone( CO2) et de la vapeur d’eau (H2O). 9) La combustion incomplète d’un hydrocarbure produit uniquement du carbone et de la vapeur d’eau. 10) La combustion incomplète d’un hydrocarbure donne du carbone, de l’eau et éventuellement du monoxyde de carbone (CO) et du dioxyde de carbone (CO2). 2- Q.C.M Choisir la bonne réponse QCM n°1 Un hydrocarbure est un composé : a) inorganique. b) contenant uniquement du carbone et de l’hydrogène. c) contenant, en plus du carbone et de l’hydrogène, de l’oxygène. QCM n°2 La combustion d’un hydrocarbure est : a) athermique. b) endothermique. c) très exothermique. QCM n°3 La combustion des hydrocarbures renforce l’effet de serre parce qu’elle dégage dans l’atmosphère : a) de la chaleur. b) du monoxyde de carbone. c) du dioxyde de carbone. Exercice n°1 Quels sont, parmi les corps figurant dans le tableau ci-dessous, ceux qui sont des hydrocarbures? Justifier la réponse. Corps éthène éthanol sulfure de carbone pentane sulfure d’hydrogène Formule C2H4 C2H6O CS2 C5H12 H2S CHIMIE 152 EXERCICESEXERCICESEXERCICES Vérifier ses acquis Utiliser ses acquis dans des situations simples

CHIMIE Exercice n°2 La combustion incomplète du méthane (CH4) est un réaction industrielle utilisée pour la fabrication du noir de carbone nécessaire à l’industrie des pneumatiques. 1) Écrire l’équation de cette combustion sachant qu’elle donne uniquement du carbone et de la vapeur d’eau. 2) Calculer la masse de carbone obtenu lors de la combustion de 1m3 de méthane dans les conditions où le volume molaire des gaz vaut 24L. 3) Calculer, dans les mêmes conditions, le volume d’air nécessaire à cette combustion. On suppose que l’air contient en volume 20% de dioxygène et 80% de diazote. Exercice n°3 Le modèle de bec Bunsen le plus répandu consomme environ 100litres de gaz propane par heure. 1) Calculer le volume d’air consommé par 10becs Bunsen fonctionnant simultanément dans un laboratoire pendant une heure. On suppose que la combustion du propane est complète. 2) Quelle précaution, suggérée par le résultat trouvé, doit on prendre dans ce laboratoire ? Exercice n°4 Une bouteille à gaz contenant 13kg de butane, alimente votre chauffe-eau.Le tableau ci-dessous vous donne approximativement la consommation de gaz pour les différents usages du chauffe-eau. En supposant que votre famille effectue chaque jour les mémes usages du chauffe-eau, calculer : 1) la consommation quotidienne de gaz de votre famille. 2) la durée (en jours ) d’utilisation de la bouteille. 3) le volume d’air consommé en une journée par le chauffe-eau. On suppose que : - le volume molaire des gaz est égal à 24L. - l’air contient en volume 20% de dioxygène et 80% de diazote. Exercice n°5 On considère le tableau suivant : 1) Quels sont parmi ces hydrocarbures, ceux qui sont à l’état gazeux à 20°C ? 2) A 20°C l’éthane (C2H6) et l’hexane ( C6H14) sont-ils à l’état gazeux ou liquide ? Justifier la réponse. Exercice n°6 1) Écrire les équations de la combustion complète du méthane et du propane. 2) a- Expliquer pourquoi faut-il changer le gicleur ( injecteur de gaz) d’un chauffe- eau au gaz de ville lorsqu’on veut le faire fonctionner avec du propane ? On assimilera le gaz de ville à du méthane pur . b- Faut-il utiliser un gicleur plus gros ou plus petit ? Usage Une lessive Un bain Une toilette Une douche Un lavage de lessive Masse de butane(g) 200 300 40 60 50 Nom de l’hydrocarbure Formule Température d’ébullition (°C ) méthane CH4 -160 propane C3H8 -42 butane C4H10 0 pentane C5H12 36 octane C8H18 126 UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE 153

CHIMIE 154 Exercice documentaire De l’essence sans plomb? L’essence et les lubrifiants utilisés dans les moteurs à explosion sont des mélanges d’hydrocarbures, les constituants de l’essence étant l’éthane et l’octane. La combustion parfaite de ces hydrocarbures ne devrait former que du dioxyde de carbone et de l’eau. En fait, cette combustion est rare- ment tout à fait complète et dégage des résidus d’essence et d’huile imbrulés, du carbone et un gaz très toxique, le monoxyde de carbo- ne (CO). Il se dégage, de plus, des oxydes dus aux impuretés pré- sentes dans l’essence et aussi des oxydes d’azote, autres gaz toxiques formés par l’oxydation, à température élevée, de l’azote atmosphé- rique. Il est possible de rendre moins polluants les gaz d’échappe- ment, en brulant, à la sortie des cylindres, les résidus d’hydrocar- bures, le carbone et l’oxyde de carbone et en réduisant à l’état d’azote et dioxygène les oxydes d’azote. On résout ce problème en faisant passer ces gaz dans un pot d’échappement contenant des cataly- seurs, corps au contact desquels ces réactions se produisent rapidement. Malheureusement, un addi- tif à base de plomb, ajouté à l’essence et au super pour améliorer le rendement des moteurs, provoque un dépôt de plomb qui empêche les catalyseurs d’agir. En consé- quence, le bon fonctionnement d’un pot cata- lytique exige l’utilisation d’une essence sans plomb. Sciences Physiques Armand Colin 3ème Lisez le document puis répondre aux ques- tions suivantes : 1) Quels sont les produits polluants dégagés avec les gaz d’échappement d’automobiles ? 2) Pourquoi ajoute t-on des composés du plomb dans l’essence ? 3) Pourquoi une essence sans plomb? SITES INTERNET A VISITER http://www.lopinion.ma/article.php3?id_article=886 http://www.ambafrance-ma.org/archives/marocweb/projet10/3essence.htm#up http://www.tract-old-engines.com/octane.html http://www.203world.net/essence/essence_sans_plomb.html Fig.1 De l’essence sans plomb Fig.2 Pot d’échappement démonté. Au premier plan, on peut apercevoir le catalyseur

CHIMIE 155 Recherche documentaire Imaginez un anniversaire où chaque année des invités toujours plus nombreux et plus gour- mands se retrouveraient autour du même gâteau. Eh bien, c’est à peu près ce qui se passera au XXI siècle pour le pétrole et le gaz naturel. Les invi- tés, ce sont les Terriens. Aujourd’hui 6 milliards, nous devrions être 9 milliards, en 2050, et entre 10 et 12 milliards en 2100. Or la majorité de ces nouveaux venus habiteront dans les pays en voie de développement, dont la consommation en énergie croit, pour bon nombre d’entre eux, de 5 à 10 % par an (contre seulement 1 à 2 % dans les pays les plus industrialisés). Le gâteau, ce sont le pétrole, le gaz naturel, des énergies fossiles qui existent en quantité limitée dans le sous-sol de notre planète. Au rythme où on les consomme aujourd’hui et dans l’état des réserves connues, il y a du pétrole pour 40 ans et du gaz naturel pour 65 ans. Certes, on découvre chaque année de nouveaux gise- ments. On améliore aussi des techniques afin de mieux exploiter les gisements connus et d’aller chercher l’or noir et le gaz toujours plus profon- dément ou dans des régions plus difficiles d’ac- cès. On pourra donc certainement encore extraire pétrole et gaz à la fin du XXI siècle. Mais, plus difficiles à exploiter, ils couteront beaucoup plus cher. Trop cher peut-être, et on leur préférera d’autres sources d’énergie. D’après Sciences et vie Juniors n°152 - Mai 2002 Questions Le pétrole et le gaz naturel sont présentés dans le texte comme sources d’énergie ; ont-ils un autre intérêt ? Face à cette pénurie, quelles solutions adopter ? Pétrole et gaz naturel : Pénurie à l’horizon

CHIMIE 156 La matière CHAPITRE -II- Leçon A Exercice n°1 : 1)L = D.N = 6,02.1013m 2)n =15.105 tours Eexercice n°2 : 1) V = 4,18.10-21m3. 2) n = 1,4.108 molécules Leçon B Exercice n°1 : Au – Ag – Cu –Fe – Ni – Zn – Pb – Hg D Eexercice n°2 : __ = 1,5.105. d Structure lacunaire. Exercice n°3 : 1) Aluminium. 2)Q.e = - 20,8.10-19C 3) Qn = ⎮Q.e⎮ = 20,8.10-19C 4) a- un cation. b- Al3+. Leçon C Exercice n°3 : 1)a- L’ion magnésium est un ion simple . b- Mg2+ . 2)a- un ion polyatomique. b- HCO-3 3) Mg(HCO3)2. CHAPITRE-III- Exercice n°1 : n = 1,66.10-12mol. Eexercice n°2 REPONSES A QUELQUES EXERCICES Corps pur Eau Dioxyde de carbone Chlorure de sodium Alcool éthylique Acide phosphorique Formule H2O CO2 NaCl C2H6O H3PO4 Masse molaire(g.mol-1) 18 44 58,5 46 98

CHIMIE 157 Eexercice n°3 1) n°6 2) n°7 , n° 5 3) n°7 4) n°6 ou n°7 5) a- état d’hyperexcitabilité neuromusculaire se manifestant par des crampes. b- n°7 Exercice n°6 : 1) Quantité de vitamine C = 5,7.10-3 mol. Quantité de glucose = 22,4.10-3 mol 2) concentration en vitamine C = 4,56.10-2 mol.L-1. concentration en glucose = 0,18mol.L-1 . Eexercice n°7 : 1) Co.0,05 = C.V ; Co = 0,100mol.L-1 ; C = 0,025mol.L-1 V = Co. 0,05 = 0,200L =200mL C 2) 0,500 x 0,025 = V .0,100 V = 0,500 x 0,025 = 0,125L = 125mL 0,1 REPONSES A QUELQUES EXERCICES Les solutions CHAPITRE-I- Exercice n°3 : 1) a- Dioxygène dissous dans l’eau. b- L’eau de l’aquarium est une solution car elle contient des corps dissous ( dioxygène, sels minéraux). 2) a- Renouveler l’air dissous dans l’eau. b- Les algues vertes sous l’action de la lumière (éclairage) libèrent du dioxygène : c’est la photosynthèse. CHAPITRE-II- Exercice n°1 : 1) M(C27H46O) = 386g.mol-1. 2) C = 4,7mmol.L-1. 3) Correct 3,89mmol.L-1 ≤ C ≤ 5,70mmol.L-1. Eexercice n°2 : -Dilution : prendre un volume V de lait de concentration Co = 100g.L -1 et ajouter de l’eau pour avoir 100mL de lait de concentration C = 20g.L-1. - Co V = C . 0,1 avec V en L ; V = 20mL

CHIMIE 158 REPONSES A QUELQUES EXERCICES Réaction chimique CHAPITRE -II- Eexercice n°2 : C’est le deuxième intervenant qui a raison Exercice documentaire : 1) Magnésium + dioxygène ---------› oxyde de magnésium 2) a- Aluminium + oxyde de ferIII sont les réactifs ;oxyde d’aluminium+fer sont les produits b- aluminium + oxyde de ferIII ---------› fer + oxyde d’aluminium c- Non 3) Amorcée , exothermique CHAPITRE -III- Exercice n°6 : 1) Quantité de butane = 1,55mol 2) volume = 1,55 x 24 = 37,24 L Eexercice n°7 : 1) Dioxyde de carbone – eau sont les réactifs; glucose-dioxygène sont les produits 2)6CO2 + 6H2O ---------› C6H12O6 +6O2 3) a-256,6 milliards de tonnes de dioxyde de carbone b-130milles de milliards de m3 de dioxyde de carbone. Eexercice n°9 : 1) C3H8 + 5 O2 ---------› 3CO2 + 4H2O 2) m = 0,15g (volume molaire = 24L.mol-1) 3) O2 : 62,5% CO2 : 37,5% Chimie organique Exercice n°2 : 1) CH4 + O2 ---------› C + 2H2O 2) m = 500g 3) V = 1x100 =5m3 20 Eexercice n°3 : C3H8 + 5O2 ---------› 3CO2 + 4H2O 1) V = 500 x 10 = 5000 L = 5m3 2) Aérer la salle Eexercice n°4: 1) 650g 2) 20jours 3) 2C4H10 + 13O2 -------› 8CO2 + 10H2O Vair = 650 x 13 x 24 x 100 = 8741L = 8.741m3 58 2 20

Tableau de masses molaires atomiques Aluminium Antimoine Argent Argon Arsenic Azote Barium Beryllium Bismuth Bore Brome Cadmium Calcium Carbone Cesium Chlore Chrome Cobalt Cuivre Étain Fer Fluor Germanium Hélium Hydrogène Iode Iridium Krypton Al Sb Ag Ar As N Ba Be Bi B Br Cd Ca C Cs Cl Cr Co Cu Sn Fe F Ge He H I Ir Kr 27 122 108 40 75 14 137,3 9 209 11 80 112,4 40 12 133 35,5 52 59 63,5 118,7 56 19 72,6 4 1 127 192 84 Masse molaire ato- mique approchée ( g.mol-1) SymboleNom Lithium Magnésium Manganèse Mercure Molybdène Néon Nickel Or Oxygène Palladium Phosphore Platine Plomb Potassium Radium Radon Rubidium Silicium Sodium Soufre Strontium Titane Tungstène Uranium Vanadium Xénon Zinc Zirconium Li Mg Mn Hg Mo Ne Ni Au O Pd P Pt Pb K Ra Rn Rb Si Na S Sr Ti W U V Xe Zn Zr 7 24,3 55 200,6 96 20 58,7 198 16 106,4 31 195 207 39 226 222 85,5 28 23 32 87,6 48 184 238 51 131,3 65,4 91,2 Masse molaire ato- mique approchée ( g.mol-1) SymboleNom CHIMIE 159