Atome et ion...Page 29 de 85 Nasser Barrage Atome et ion L’atome Particules constitutives de l’atome Nom Charge électrique Symbole Noyau Nucléons Proton +1 p+ Neutron 0 n Nuage

Page 29 de 85 Nasser Barrage

Atome et ion L’atome

Particules constitutives de l’atome Nom Charge électrique Symbole

Noyau Nucléons Proton +1 p+

Neutron 0 n° Nuage

électronique Électron -1 e-

Symbole d’un atome

Nucléide Ou

Nuclide

Le noyau de l’atome est

représenté par : XZA

X : symbole de l’élément. A : nombre de masse (nombre de nucléons) Z : numéro atomique (nombre de protons)

Composition de l’atome : c’est le nombre de protons nombre de neutrons nombre d’électrons

Composition nucléaire : c’est le nombre de protons nombre de neutrons

Nombre de masse A : nombre de nucléons contenus dans le noyau A = Z + N

A : nombre de masse (nombre de nucléons) Z : numéro atomique (nombre de protons) N : nombre de neutrons

Masse d’un atome Masse d’un atome = masse d’un nucleon × nombre de nucléons Masse atomique = nombre de masse × 1 u.m.a Charge de l’atome Charge du noyau (charge nucléaire) : Q noyau d’un l’atome = nb protons charge d’un proton . Charge du nuage électronique : Q nuage d’un atome = nb électrons charge d’un électron . Charge de l’atome : Q atome = Q noyau + Q nuage

Isotopes Les isotopes sont des atomes d’un même élément ayant le même nombre de protons Z et différent nombre de neutron N (ou différent nombre de masse A). Un isotope est représenté par X – A.


Nombre de mole

Groupe et famille

Groupe I II III IV V VI VII VIII

Famille Hydrogène et métaux alcalins

Métaux alcalino-terreux

Famille du bore

Famille du carbone

Famille de l’azote

Famille de l’oxygène Halogènes

Gaz rares (inertes, nobles)

Les couches électroniques Les électrons d’un atome se répartissent en couches électroniques K, L, M, N ….

Couche K L M

Nombre maximum d’électrons 2 8 8 Couche saturée : une couche contenant son nombre maximal d’électrons est dite pleine ou saturée. Configuration électronique (structure électronique) La configuration électronique est la répartition des électrons dans les divers niveaux d’énergie. Ligne (période) : représente le nombre de couches électronique (K, L, M, N) Colonne (groupe) : Représente le nombre d’électrons sur la dernière couche (couche périphérique ou couche

externe). Valence et électrons de valence

Groupe I II III IV V VI VII VIII Nombre d’e- de la dernière couche

électronique 1 2 3 4 5 6 7 8

Représentation de Lewis symbole de l'atome entouré par : des tirets figurant les paires électroniques

(doublet non liant); des points figurant les électrons célibataires ;

Valence (électrons célibataires) Ou le nombre d’électrons gagnés ou perdus

ou mis en commun 1 2 3 4 3 2 1 0

Electrons de valence (nombre d’électrons sur la couche périphérique) 1 2 3 4 5 6 7 8

Nombre de mole n

AN

Nn n : quantité de matière en mol N : nombre d'atomes NA : nombre d'Avogadro = 6,02 1023

Par comparaison : n = n alors AN

NMm

Masse et quantité de matière M

mn

n = nombre de moles m = masse en g M = masse molaire atomique = A g / mol


Représentation schématique de l’atome Groupe Représentation de Lewis Exemple Représentation schématique

I

Li73

II

Mg2412

III

B11

5

IV

C126

V

N147

VI

O168

VII

F199

VIII

Ar4018

L’élément He du groupe VIII

He42

Les ions Un ion est une particule chargée. Charge du noyau (charge nucléaire) : Q noyau d’un ion = nb protons charge d’un proton . Charge du nuage électronique : Q nuage d’un ion = nb électrons charge d’un électron . Charge de l’ion : Q ion = Q noyau + Q nuage Remarque : dans un ion n p+ ≠ n e- alors la charge de l’ion est ≠ 0. Formation d'un ion Ion négatif (anion) : Le gain d’électron par un atome aboutit à un ion chargé négative Ex : Cl– ; O2– ; S2– ; F –…

Atome F 9 électrons (9 charges –) 9 protons (9 charges +)

Charge globale = 0

Ion F - 10 électrons (10 charges –)

9 protons (9 charges +) Charge globale = -1

Gain de 1 électron F + 1e- → F-


Ion positif (cation) La perte d’électrons d’un atome aboutit à un ion chargé positive. Ex : Na+ ; Mg2+ ; Cu3+… Équation d’ionisation Dans un atome neutre n e – = n p+ = Z Li7

3 : K2 ; L1 L’atome Li a un électron de valence. Li est un métal ; il va perdre un électron pour réaliser son duet et devenir un ion Li+. L’équation d’ionisation : Li → Li+ + 2e-

Be94 : K2 ; L2

L’atome Be a 2 électrons de valence. Be est un métal ; il va perdre 2 électrons pour réaliser son duet et devenir un ion Be2+. L’équation d’ionisation: Be → Be2+ + 2e-

N147 : K2 ; L5

L’atome N a 5 électrons de valence. N est un non métal ; il va gagner 3 électrons pour réaliser son octet et devenir l’ion N 3–. L’équation d’ionisation : N + 3e- → N 3–

O168 : K2 ; L6

L’atome O a 6 électrons de valence. O est un non métal ; il va gagner 2 électrons pour réaliser son octet et devenir l’ion O 2–. L’équation d’ionisation : O + 2e- → O 2–

F199 : K2 ; L7

L’atome F a 7 électrons de valence. F est un non métal ; il va gagner un électron pour réaliser son octet et devenir l’ion F –. L’équation d’ionisation : F + 1e- → F –

Liaison ionique Transfert d’électrons entre les atomes du groupe I, II d’une part et les atomes du groupe V, VI, VII.

o Perdre des électrons : métaux o Gagner des électrons : non métaux.

Ex1 : le chlorure de sodium : NaCl Pour 11 Na : configuration électronique : K2 ; L8 ; M1 L’atome Na possède un électron de valence. Na est un métal ; il va perdre un électron pour réaliser son octet (ou pour avoir la structure du gaz inerte le plus proche dans le tableau périodique) et devenir un ion Na+. Pour 17 Cl configuration électronique : K2 ; L8 ; M7 L’atome Cl possède 7 électrons de valence. Cl est un non métal ; il va gagner un électron pour réaliser son octet (ou pour avoir la structure du gaz inerte le plus proche dans le tableau périodique) et devenir l’ion Cl –. Les ions Na+ et Cl – ont des charges opposés, ils s’attirent mutuellement pour former le composé ionique chlorure de sodium NaCl L’attraction entre les ions Na+ et Cl-, consiste une liaison appelée liaison ionique.

Atome Ca 20 électrons (20 charges –) 20 protons (20 charges +)

Charge globale = 0

Ion Ca2+ 18 électrons (18 charges –) 20 protons (20 charges +)

Charge globale = +2

Perte de 2 électrons Ca → Ca2+ + 2e-


Ex2 : l’oxyde de potassium K2O Pour 19 K : configuration électronique : K2 ; L8 ; M8 ; N1

L’atome K possède un électron de valence. K est un métal ; il va perdre un électron pour réaliser son octet (ou pour avoir la structure du gaz inerte le plus proche dans le tableau périodique) et devenir un ion K+. Pour 8 O configuration électronique : K2 ; L6 L’atome O possède 6 électrons de valence. O est un non métal ; il va gagner deux électrons pour réaliser son octet (ou pour avoir la structure du gaz inerte le plus proche dans le tableau périodique) et devenir l’ion O 2–. Les ions K+ et O 2– ont des charges opposés, ils s’attirent mutuellement pour former le composé ionique chlorure de sodium K2O L’attraction entre les ions K+ et O 2-, consiste une liaison appelée liaison ionique. La méthode entrecroisée (formule statistique)

Na+ et Cl –

NaCl

Mg2+ et Cl –

MgCl2

Al3+ et O 2–

Al2O3

Liaison covalente Pour atteindre la structure électronique du gaz rare le plus proche dans le tableau périodique, un atome peut mettre en commun ses électrons célibataires avec ceux d’un autre atome. Ceux sont les liaisons covalentes. Mise en commun d’électrons célibataires entre les atomes du groupe V, VI, VII et l’atome hydrogène (H).

o Liaison covalente simple : mise en commun entre 2 atomes de 2 électrons célibataires ; ce doublet est dit liant. o Liaison covalente double : mise en commun entre 2 atomes de 4 électrons célibataires. o Liaison covalente triple : mise en commun entre 2 atomes de 6 électrons célibataires.

Ex 1 : l’eau H2O Pour 1H : configuration électronique : K1 L’atome H possède un électron de valence. H est un non métal ; il a besoin d’un électron pour compléter son duet (ou pour avoir la structure du gaz inerte le plus proche dans le tableau périodique) et devenir stable. Pour 8 O : configuration électronique : K2 ; L6 L’atome O possède 6 électrons de valence. O est un non métal ; il a besoin de 2 électrons pour compléter son octet (ou pour avoir la structure du gaz inerte le plus proche dans le tableau périodique) et devenir stable. L’atome oxygène a besoin 2 atomes d’hydrogène pour former la molécule H2O. L’atome oxygène met en commun un doublet électronique avec chacun de deux atomes d’hydrogène en formant deux liaisons covalentes simples.


Ex 2 : dichlorure de soufre SCl2 Pour 16S : configuration électronique : K2 ; L8 ; M6

L’atome S possède 6 électrons de valence. S est un non métal ; il a besoin deux électrons pour compléter son octet (ou pour avoir la structure du gaz inerte le plus proche dans le tableau périodique) et devenir stable. Pour 17 Cl : configuration électronique : K2 ; L8 ; M7

L’atome Cl possède 7 électrons de valence. Cl est un non métal ; il a besoin d’un électron pour compléter son octet (ou pour avoir la structure du gaz inerte le plus proche dans le tableau périodique) et devenir stable. L’atome soufre a besoin 2 atomes de chlore pour former la molécule SCl2. L’atome soufre met en commun un doublet électronique avec chacun de deux atomes de chlore en formant deux liaisons covalentes simples.


Electrochimie

Règle pour l’attribution des nombres oxydations Nombre

d’oxydation Exemple

Elément à l’état de corps simple (Mg, Zn, O2, Cl2, H2…) Zéro n.o de Mg est 0

n.o de H dans H2 est 0 Ion monoatomique (Na+, Ca2+, O2-, Cl-, H+, Mg2+…)

Egal à sa charge électrique

n.o de Na dans Na+ est + I n.o de O dans O2- est -II

Groupe I (Li, Na, K…) + I n.o de Na dans NaCl est + I Groupe II (Be, Mg, Ca …) + II n.o de Mg dans MgCl2 est + II Al + III n.o de Al dans AlCl3 est + III

L’hydrogène (quand il est combiné avec un non métal) + I n.o de H dans HCl est + I

L’oxygène dans la plupart des composés - II CO2, H2O, H2SO4… La somme algébrique des nombres d’oxydation des atomes constituants la formule d’un composé est égale à 0.

Dans un ion polyatomique, la somme algébrique des n.o des atomes constituants cet ion égal à sa charge.

Exceptions Le n.o de l’élément oxygène dans les peroxydes : H2O2 et Na2O2 est - I Le n.o de l’élément hydrogène dans les hydrures : Na H et CaH2 est - I

Agent oxydant Agent réducteur

Gagne des électrons Perd des électrons Son nombre d’oxydation diminue Son nombre d’oxydation augmente

Subit une réduction Subit une oxydation Substance réduite Substance oxydée

Ex 1 : SO2 La somme des n.o dans SO2 = 0 n.o (S) = x n.o (O) = -II 1 (x) + 2 (-II) = 0 x – 4 = 0 x = + IV

Ex 3 : Fe2 O3 La somme des n.o dans Fe2 O3= 0 n.o (Fe) = x n.o (O) = - II 2 (x) + 3(-II) = 0 2x – 6 = 0 2x = 6

x = 26

= + III

Ex 2 : H2 SO4 La somme des n.o dans H2 SO4 = 0 n.o (H) = + I n.o (S) = x n.o (O) = - II 2 (+I) + 1 (x) + 4 (-II) = 0 2 + x – 8 = 0 x – 6 = 0 x = + VI

Ex 4 : PO43–

La somme des n.o dans PO43– = -3

n.o (P) = x n.o (O) = -II 1(x) + 4(-II) = -3 x – 8 = -3 x = 8 – 3 x = + V

Réaction d’oxydoréduction (réaction rédox) Une réaction oxydoréduction est la réaction chimique globale au cours de laquelle il y a un transfert d'électrons du réducteur vers l'oxydant. On l'appelle également


Pile galvanique (pile Daniell) On veut construire la pile électrochimique (Zn – Cu) Matériel Deux béchers Fils de connexions avec pinces crocodiles Deux électrodes : lame de zinc, et lame de cuivre Solution contenant Cu2+:une solution de sulfate de cuivre II (CuSO4) Solution contenant Zn2+ : une solution de sulfate de zinc (ZnSO4) Multimètre (voltmètre) Lampe Un pont salin remplie d’une solution Na2SO4 ou nitrate de potassium KNO3 comme électrolyte.

Procédure (mode opératoire) On verse dans un bécher de la solution de sulfate de zinc et on y plonge la lame de zinc. On verse dans l’autre bécher de la solution de sulfate de cuivre et on y plonge la lame de cuivre. On relie les deux solutions par l’intermédiaire du pont salin. On relie les deux lames de zinc et de cuivre au moyen des fils de connexion et des pinces crocodiles en

intercalant le voltmètre. Les électrodes Les électrodes d'une pile électrochimique (G) sont deux métaux M1 et M2. Le métal M1 a une tendance à perdre des électrons plus élevée que celle du métal M2. Une lame du métal M1 sert comme anode à cette pile.

Symbole ou représentation schématique anode cathode

M1|M1n+ - pont salin - M2

m+|M2 Le symbole de la pile ci-dessus est représentée par :

Zn/Zn2+ - pont salin - Cu2+/Cu Anode Le métal Zn cède (perd) 2e- pour se transformer en Zn2+. Demi-équation anodique : Zn → Zn2+ + 2e- (oxydation: il y a perte d’électrons; Zn est le réducteur). La lame de zinc devient plus mince et la quantité d’ions Zn2+ dans le premier bécher a augmenté car les atomes

de Zn sont oxydés en ions Zn2+ et passant dans la solution de sulfate de zinc. Cathode L’ion Cu2+ gagne 2e- pour se transformer en Cu. Demi-équation cathodique : Cu2+ + 2e- → Cu (réduction : il y a gain d’électrons; Cu2+est l’oxydant). La quantité d’ions Cu2+ dans le deuxième bécher diminue car ils subissent une réduction et se transforment en

Cu(s) qui se dépose à la cathode (la lame de cuivre devient plus épaisse). La solution de sulfate de cuivre initialement bleue devient de plus en plus claire.

I I


Equation bilan (globale) Demi-équation anodique Zn → Zn2+ + 2e-

Demi-équation cathodique Cu2+ + 2e- → Cu Equation globale de la réaction Zn + Cu2+→ Zn2+ + Cu

Déplacement des électrons La tension positive affichée par le voltmètre indique le passage d’un courant électrique de la lame de cuivre

vers la lame de zinc, alors la lame de zinc constitue le pôle négatif de la pile (l’anode) et la lame de cuivre son pôle positif (cathode).

Quand le circuit extérieur est fermé, les électrons se déplacent de l’anode vers la cathode indiquant le passage du courant électrique dû à la transformation de l’énergie chimique en énergie électrique.

Pour savoir si un métal est l'anode ou la cathode d'une pile électrochimique, on compare sa tendance à perdre des électrons à celle d'un autre métal.

L’oxydation se fait à l'anode (électrode négative) et la réduction se fait à la cathode (électrode positive). Le métal constituant l’anode est plus est plus réducteur que le métal constituant la cathode.

Le pont salin Les anions se dirigent vers la solution du compartiment anodique.

À l’anode, les atomes Zn sont oxydés et se transforment en ions Zn2+. Pour maintenir la neutralité électrique de cette solution (équilibre entre les charges opposées), les ions NO3

- migrent vers la solution du compartiment anodique. Les cations se dirigent vers la solution du compartiment cathodique.

À la cathode, les ions Cu2+ sont réduits et se transforment en atomes Cu. Pour maintenir la neutralité électrique de cette solution (équilibre entre les charges opposées), les ions K+ migrent vers la solution du compartiment cathodique. Rôle du pont salin Le pont salin permet d’avoir un circuit électrique fermé, et d’assurer l’électroneutralité de deux solutions. Remarque : Electroneutralité = équilibre entre les charges positives et les charges négatives.


Organique Composés organiques Les composés organiques sont formés essentiellement de l’élément carbone. Les carbonates comme le CaCO3, les cyanures HCN, CO2 et CO ne sont pas des composés organiques).

Les hydrocarbures Ils sont des composés formés uniquement de carbone et d’hydrogène. Les hydrocarbures aliphatiques : alcanes, alcènes et alcynes. Les hydrocarbures aromatiques : le benzène (C6H6). Aliphatique : sa chaîne carbonée est ouverte (acyclique). Cyclique : sa chaîne carbonée est fermée sur elle-même pour former un cycle. Hydrocarbures saturés : un hydrocarbure qui n’est pas capable d’additionner du H2 est dite saturée (alcanes). Hydrocarbures non saturés : il est possible d’additionner des molécules H2 pour devenir saturée (alcènes et alcynes). Chaine carbonée Chaîne linéaire (non ramifiée): dans une chaine non ramifiée, chaque atome de carbone est lié à un ou deux atomes de carbone. Chaîne cyclique : elle est constituée d’un enchaînement fermé d’atomes de carbone. Chaîne ramifiée : elle est constituée d’une chaîne principale et au moins une ramification liée à cette chaîne principale. Dans une chaine ramifiée, on trouve un atome de carbone est lié à trois ou quatre atome de carbone. Les préfixes indiquant le nombre d’atomes de carbone dans les molécules organiques:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Méth- Éth- Prop- But- Pent- Hex- Hept- Oct- Non- Déc

Les alcanes

Formule générale Saturé ou non saturé CnH2n+2 saturé

Formule moléculaire Nom Terminaison (suffixe)

1er alcane (n = 1) CH4 Méthane

ane 2ème alcane (n = 2) C2H6 Ethane 3ème alcane (n = 3) C3H8 Propane 4ème alcane (n = 4) C4H10 Butane 5ème alcane (n = 5) C5H12 Pentane

Réaction de substitution

Cette réaction consiste à remplacer un ou plusieurs atomes d’hydrogène (H) de l’alcane par un ou plusieurs atomes d’halogène (Chlore : Cl ou Brome : Br).

Alcane + Cl2 lumière chloroalcane + HCl

Équation nominale Ethane + dichlore lumière chloroéthane + chlorure d’hydrogène Formules moléculaires C2H6 + Cl2 lumière C2H5Cl + HCl

Formules développées H

HI

HIC

HI

HICH + Cl2 lumière H

ClI

HIC

HI

HICH + HCl

Formules semi-développées 33 CHCH + Cl2 lumière ClCHCH 23 + HCl


Combustion complète

Combustion complète CnH2n+2 +

21)+(3n

O2 → n CO2 + (n+1) H2O + chaleur

Exemple C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O + chaleur Isomères Les isomères sont des composés organiques qui ont même formule moléculaire (brute) (même nombre d'atomes identiques qui composent les molécules) mais de formules structurales différentes.

Formule brute C5H12 Chaîne à « n » atomes de carbone 32223

CHCHCHCHCH

Chaîne à « n – 1 » atomes de carbone

3

323

|

CHCHCHCH

CH

Chaîne à « n – 2 » atomes de carbone

3

33

3

|

CHCCH|

CH

CH

Les cycloalcanes Ce sont des alcanes cycliques de formule générale CnH2n avec n > 2.

Formule moléculaire Nom Préfixe 1er cycloalcane (n = 3) C3H6 Cyclopropane Cyclo

2ème cycloalcane (n = 4) C4H8 Cyclobutane 3ème cycloalcane (n = 5) C5H10 Cyclopentane

4ème cycloalcane (n = 6) C6H12 Cyclohexane Les alcènes

Formule générale Groupe fonctionnel Saturé ou non saturé CnH2n (n plus grand que 1) liaison covalente double Non saturé

Formule moléculaire Nom Terminaison (suffixe) 1er alcène (n = 2) C2H4 Ethène

ène 2ème alcène (n = 3) C3H6 Propène 3ème alcène (n = 4) C4H8 Butène 4ème alcène (n = 5) C5H10 Pentène 5ème alcène (n = 6) C6H12 Hexène


Hydrogénation (addition de H2) : Alcène + dihydrogène Ni alcane

Équation nominale Ethène + dihydrogène Ni éthane Formules moléculaires C2H4 + H2 Ni C2H6

Formules développées HI

HIC

HI

HIC + H2 Ni H

HI

HIC

HI

HICH

Formules semi-développées 22 CHCH + H2 Ni 33 CHCH Chloration (addition de Cl2) : Alcène + Cl2 → dichloroalcane

Équation nominale Ethène + dichlore → dichloroéthane Formules moléculaires C2H4 + Cl2 → C2H4Cl2


HIC

HI

HIC + Cl2 → H

ClI

HIC

ClI

HICH

Formules semi-développées 22 CHCH + Cl2 → ClCHClCH 22 Bromation (addition de Br2) : Alcène + Br2 → dibromoalcane

Équation nominale Ethène + dibrome → dibromoéthane Formules moléculaires C2H4 + Br2 → C2H4Br2


HIC

HI

HIC + Br2 → H

BrI

HIC

BrI

HICH

Formules semi-développées 22 CHCH + Br2 → BrCHBrCH 22 Hydrochloration (addition de HCl) : alcène + HCl → chloroalcane

Équation nominale Ethène + chlorure d’hydrogène → chloroéthane Formules moléculaires C2H4 + HCl → C2H5Cl


HIC

HI

HIC + HCl → H

ClI

HIC

HI

HICH

Formules semi-développées 22 CHCH + HCl → ClCHCH 23

Hydratation (addition de H2O) : alcène + H2O → alcool

Équation nominale Ethène + eau → éthanol Formules moléculaires C2H4 + H2O → C2H5OH


HIC

HI

HIC + H2O → H

OHI

HIC

HI

HICH

Formules semi-développées 22 CHCH + H2O → OHCHCH 23


Combustion complète

Combustion complète CnH2n + 2

3nO2 → n CO2 + n H2O + chaleur

Exemple C3H6 + 29 O2 3CO2 + 3H2O

Comparaison entre l’alcène et le cycloalcane

Alcène Cycloalcane Formule générale : CnH2n Formule générale : CnH2n

Chaîne ouverte Chaîne fermée Possède une liaison covalente double entre deux atomes de

carbones

Chaque atome de carbone forme une liaison covalente simple avec un autre atome de

carbone Les alcynes

Formule générale Groupe fonctionnel Saturé ou non saturé CnH2n – 2 (n plus grand que 1) liaison covalente triple Non saturé


1er alcyne (n = 2) C2H2 Ethyne

yne 2ème alcyne (n = 3) C3H4 Propyne 3ème alcyne (n = 4) C4H6 Butyne 4ème alcyne (n = 5) C5H8 Pentyne 5ème alcyne (n = 6) C6H10 Hexyne

Hydrogénation (addition de H2) : alcyne + H2 Ni alcène

alcyne + 2H2 Ni alcane

Équation nominale Ethyne + 2 molécules dihydrogène Ni éthane Formules moléculaires C2H2 + 2H2 Ni C2H6

Formules développées HCCH + 2H2 Ni H

HI

HIC

HI

HICH

Formules semi-développées CHCH + 2H2 Ni 33 CHCH Chloration (addition de Cl2) : alcyne + Cl2 → dichloroalcène

alcyne + 2Cl2 → tétrachloroalcane

Équation nominale Ethyne + 2 molécules dichlore → tétrachloréthane Formules moléculaires C2H2 + 2Cl2 → C2H2Cl4

Formules développées HCCH + 2Cl2 → H

ClI

ClIC

ClI

ClICH

Formules semi-développées CHCH + 2Cl2 → 22 CHClCHCl


Hydrochloration (addition de HCl ) : alcyne + 2HCl → dichloroalcane

Équation nominale Ethyne + 2 molécules chlorure d’hydrogène → dichloroéthane Formules moléculaires C2H2 + 2HCl → C2H4Cl2

Formules développées HCCH + 2HCl → H

ClI

HIC

ClI

HICH

Formules semi-développées CHCH + 2HCl → ClCHClCH 22 Combustion complète

Combustion complète CnH2n – 2 + 2

1-3n O2 → n CO2 + (n – 1) H2O + chaleur

Exemple C2H2 + 25 O2 2CO2 + H2O

Les alcools

Formule générale Groupe fonctionnel Saturé ou non saturé CnH2n+1OH ou R-OH L’hydroxyle : OH Saturé

Les alcools sont des molécules saturées, car un même atome de carbone, est entouré par 4 éléments distincts.


1er alcool (n = 1) CH3OH Méthanol

ol 2ème alcool (n = 2) C2H5OH Ethanol 3ème alcool (n = 3) C3H7OH Propanol 4ème alcool (n = 4) C4H9OH Butanol 5ème alcool (n = 5) C5H11OH Pentanol

Formation

alcène + H2O → alcool Combustion complète

Combustion complète C2H5OH + 27 O2 2CO2 + 3H2O

Les acides carboxyliques

Formule générale Groupe fonctionnel

CnH2n+1COOH ou R-COOH le carboxyle : COOH ou

Formule moléculaire Nom Terminaison (suffixe) 1er acide carboxylique (n = 1) HCOOH Acide méthanoïque

oїque 2ème acide carboxylique (n = 2) CH3COOH Acide éthanoïque 3ème acide carboxylique (n = 3) C2H5COOH Acide propanoïque 4ème acide carboxylique (n = 4) C3H7COOH Acide butanoïque 5ème acide carboxylique (n = 5) C4H9COOH Acide pentanoïque

OH C

O


Les esters

Formule générale Groupe fonctionnel

'RO

OIICR O

OIIC

Estérification et hydrolyse

acide carboxylique + alcool

ester + eau

Sens 1: réaction d’estérification. Sens 2: réaction d’hydrolyse d’un ester.

Équation nominale Acide propanoïque + méthanol proponoate de méthyle + eau

Formules moléculaires C2H5COOH + CH3OH C2H5COOCH 3 + H2O

Saponification (préparation d’un savon) C’est la réaction entre un ester gras et une base forte (NaOH ou KOH). Les graisses d’origine animale et les huiles d’origine végétale sont des esters gras naturels.

Ester gras + NaOH chaleur savon + glycérol (alcool)

'RO

OIICR + NaOH → NaO

OIICR + R' - OH

Le pétrole et gaz naturel Le pétrole : le pétrole est un mélange d'hydrocarbures. Le gaz naturel Les gaz naturels contiennent surtout du méthane. Distillation fractionnée La distillation fractionnée, procédé physique, consiste à séparer les constituants du pétrole brut en différentes coupes (hydrocarbures) qui ont différents points d’ébullition. Craquage Le craquage, procédé chimique, consiste à fractionner (décomposer) les grosses molécules (lourdes) en des molécules plus petites.

Alcane à chaîne longue → Alcane à chaîne courte + alcène Polymérisation Polymérisation : toute réaction chimique qui conduit à un polymère par enchaînement de motifs, éventuellement différents. Monomères : composé organique non saturé qui réagissent et s’enchaînent pour constituer un polymère.

(Ethylène : CH2 = CH2 ; Propène : CH3 – CH = CH2 ; chlorure de vinyle CH2 = CHCl) Polymère : un polymère est une grande molécule d’un composé organique résultant de l’union d’un nombre n de monomères. Motif constitutif = unité de répétition : la plus petite unité constitutive dont la répétition conduit à une macromolécule régulière. Nomenclature : poly + nom du monomère.


Genres de polymères : Homopolymère : formé d’un seul type de monomère M et représenté par ( M ) n. Copolymère : formé de deux types de monomère différents M et M' et représenté par ( M – M' ) n.

Nom de polymère Formule de monomère Propriétés Utilisation

Polyéthylène (P.E) (CH2 – CH2 ) .

CH2 = CH2

- Thermoplastique. - Translucide. - Résistant aux agents chimiques.

Sacs à emballages

Polypropène (P.P) CH3

| (CH2 – CH2 ) n

CH2 = CH – CH2

- Thermoplastique. - Rigidité élevée. - Résistant aux températures élevées

Corde, Seringue

Polychlorure de vinyle (P.V.C)

Cl |

(CH2 – CH ) n

CH2 = CHCl

- Thermoplastique. - Souple ou rigide. - Opaque ou transparent. - Résistant aux : acides, bases, huiles, graisses, alcools…

Cartes de crédits, bouteilles de

plusieurs agents chimiques

Polymérisation de polyaddition Un polymère est obtenu en liant plusieurs unités répétitives (monomère).

n(éthène) → polyéthène

H H H H | | | |

n ( C = C) → ( C – C ) n | | | | H H H H

L'indice "n" est appelé degré de polymérisation ou indice de polymérisation. La plupart des alcènes ramifiés ou non réalisant cette polymérisation appelée polyaddition. Une polymérisation par addition est donc une succession de même molécule. La molécule de base reproduite

plusieurs fois est appelée motif. Polymérisation de condensation C’est le processus durant lequel différents monomères ayant des groupes fonctionnes différents, réagissent ensemble en perdent des molécules simples, comme l’eau et le chlorure d’hydrogène, pour former des polymères de condensation.

OHBABHOHA2


Pollution Pollution de l’eau Les causes

les déchets biodégradables venant des humains et les déchets d’animaux. La chaleur est une source de pollution de l’eau. Lorsque la température de l’eau augmente, le nombre de

particules d’oxygènes dissoutes diminue. Le dépôt de sédiment est une source commune de la pollution de l’eau Les déversements d’eaux usées d’usines, des hôpitaux et des mines d’uranium. La marée noire : c’est le déversement en mer de grandes quantités de produits pétroliers (pétrole, fioul ou

mazout), qui forment des nappes. Ces nappes sont transportées par la mer et viennent s’échouer sur les côtes. Conséquence

Les substances toxiques contenues dans l’eau polluée peuvent être stockées par les plantes cultivées dont la consommation ultérieure peut provoquer des maladies digestives, des atteintes au foie et aux reins.

La pollution marine est à la source de la dégradation de la faune (animaux) et la flore (végétaux) aquatiques. Les nombreuses espèces animales et végétales ont déjà disparu.

Solutions La pollution de l’eau peut être réduite par :

Traitement les eaux usées. Recyclage des déchets industriels. Nettoyage des marées noires.

Pollution du sol Les causes

Le développement de l'agriculture contribue à la pollution des sols car on utilise des engrais de synthèse et des pesticides pour lutter contre les mauvaises herbes et les parasites.

Les installations industrielles peuvent provoquer la pollution de l'endroit, en cas de fuite, d'un accident où de l'abandon de l'usine. Elles peuvent aussi rejeter des polluants organiques et des métaux.

La pollution domestique est due à l'augmentation des ordures ménagères et des détergents déversés dans les eaux usés.

Les conséquences Certains engrais de synthèse et pesticides et les polluants industriels et les déchets domestiques … sont de

redoutables polluants pour les sols et peuvent détruire le sol. Le sol peut devenir inutilisable et met en danger nos ressources alimentaires. Les pollutions d'origine industrielle ont des conséquences graves sur les animaux et les végétaux. Elles peuvent

entraîner l'extinction de certaines espèces. Le sol peut retenir les polluants et les libère lors des pluies dans l'ensemble du réseau d'eau souterrain.

Les solutions Réduire ou supprimer les pesticides. Remplacer les engrais chimiques par les engrais naturels. Traitement les eaux usées. Recyclage des déchets industriels.


L’effet de serre (réchauffement du globe) L’atmosphère contenant le gaz de serre (CFC, CO2, CH4 et H2O vapeur). Ces gaz empêchent la chaleur de s’échapper facilement de l’atmosphère, la chaleur retourne vers la terre. Les déséquilibres dans le taux des gaz de serre fait augmenter la température de la terre. Les conséquences

La température de la terre augmente. La fusion des calottes glaciers polaires, ce qui cause les inondations et l’élévation du niveau des mers. Sécheresses. La désertification

Les solutions Réduire les rejets de dioxyde de carbone CO2 Lutter contre la déforestation et planter des arbres verts pour absorber le CO2. Utiliser une nouvelle source d’énergie comme l’énergie solaire. Utiliser des filtres ou épurateurs pour les cheminées des usines.

Trou d’ozone (l’épuisement de la couche d’ozone) Rôle de la couche d’ozone: absorber les rayons ultra-volet (UV). Les causes : le rejet des CFC (chlorofluorocarbone) dans l’atmosphère. Les conséquences : les UV pouvant atteindre la surface de la terre provoquant :

L’irritation de la peau et le cancer de la peau. Endommagent le système immunitaire. Ils peuvent rompre la chaine alimentaire sur la terre.

Les solutions Remplacer le CFC par un gaz qui ne réagit pas avec l’ozone. La pluie acide La pluie est dite acide si sont pH < 5,6 Les gaz qui provoquent la pluie acide sont les oxydes de soufre SO2 et SO3 et les oxydes d’azote NO2 et NO. Ces gaz réagissent avec la vapeur d’eau atmosphérique et se transforment en acides sulfurique (H2SO4) et acides nitriques (HNO3). Les causes

la combustion de combustibles les fossiles contenant du soufre. S + O2 → SO2 SO2 + 2O2 → 2SO3 SO3 + H2O → H2SO4

la combustion de combustibles les fossiles contenant d’azote. N2 + O2 → 2 NO 2NO + O2 → 2NO2 3 NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

les oxydes d’azote provenant des échappements des voitures… Les conséquences

La déforestation : la pluie acide attaque les arbres et les végétations. L’acidité des eaux des lacs augmente. La pluie acide attaque les immeubles et les statues. La pluie acide assure les corrosions des métaux…

Les solutions Utiliser des filtres ou épurateurs pour les cheminées des usines. Utiliser les pots catalytiques de voitures… Utiliser moins la voiture et davantage les transports publics. Limiter au maximum les émissions de gaz polluants. Utiliser des combustibles contenant peu de soufre.

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Atome et ion...Page 29 de 85 Nasser Barrage Atome et ion L’atome Particules constitutives de l’atome Nom Charge électrique Symbole Noyau Nucléons Proton +1 p+ Neutron 0 n Nuage