Chapitre 3. Univers Matériel Section 2. Les propriétés de la matière (Manuel p. 229-249) Section 3. Les transformations de la matière (Manuel p. 253-274)

Chapitre 3. Univers MatérielSection 2. Les propriétés de la matière

(Manuel p. 229-249)Section 3. Les transformations de la matière

(Manuel p. 253-274)

Propriétés caractéristiques (physiques et chimiques)

Propriétés des solutions (concentration/dilution)

Transformations chimiques/Énergie

Propriétés caractéristiques vs non-caractéristiquesPhysiques vs chimiques

1. Propriétés caractéristiques : Propriétés qui permettent d’identifier précisément une substance.

2. Propriétés non-caractéristiques : Propriétés qui ne permettent pas d’identifier précisément une substance.

3. Propriétés physiques : On peut l’observer ou la mesurer sans modifier la nature d’une substance

4. Propriétés chimiques : Décrivent la façon dont deux substances réagissent au contact l’une de l’autre.

Propriétés caractéristiques vs non-caractéristiquesPhysiques vs chimiques

Propriétés

Physiques Chimiques

• Couleur • Texture• Goût• État (gazeux, liquide, solide)• Ductilité• Malléabilité• Point de fusion• Point d’ébullition• Masse volumique• Conductibilité électrique• Solubilité• Dilatation thermique• Etc.

• Combustibilité• Réaction au contact de l’eau• Réaction au contact d’un acide• Réaction à la corrosion• Réaction au contact d’une flamme• Etc.

• Couleur • Texture• Goût• État (gazeux, liquide, solide)• Ductilité• Malléabilité• Point de fusion• Point d’ébullition• Masse volumique• Conductibilité électrique• Solubilité• Dilatation thermique• Etc.

Propriétés physiques caractéristiques

1. Point de fusion2. Point d’ébullition3. Masse volumique4. Solubilité

Exemples :1. Les ailes d’une navette

spatiale recouvertes de tuiles de silice (point de fusion de 1260 ⁰C) .

2. Le fil de plomb dans les fusibles (point de fusion de 327 ⁰C) .

3. L’huile pour frire les aliments a un point d’ébullition de 200 ⁰C, ce qui permet de cuire à une température plus élevée que dans l’eau. Point de fusion

Point d’ébullition

1. Point de fusion2. Point d’ébullition3. Masse volumique4. Solubilité

Propriétés physiques caractéristiques

Pour un même volume, deux substances pure différentes n’ont pas un poids identique.

Ex : Un cm3 de plomb et un cm3 de paraffine.

Pb

Pa0,9 g

11,4 g

Masse volumique

Calcul : ρ = m/v où - ρ = masse volumique (g/mL ou g/ cm3)- m = masse de substance- v = volume de substance (mL ou cm3)

Exemple : Calculez la masse volumique de l’acétone en vous basant sur les données de laboratoire suivantes.

62 mL d’acétone 48,98 g d’acétone

ρ = m/v où m = 48,98 gv = 62 mL

ρ = 48,98 g / 62 mLρ = 0,79 g/mL

Donc, la masse volumique de l’acétone est de 0,79 g/mL

Mesures de volumes

• On utilise les millilitres (mL) pour les mesures de volumes de liquides ou de gaz.

• On utilise les cm3 pour les mesures de volumes de solides.

• 1 mL = 1 cm3

ATTENTION : Les grammes (g) sont des mesures de masse et non de volumes.

Propriétés caractéristiques

Propriétés caractéristiques Propriétés non caractéristiques

Propriétés physiques Propriétés chimiques

conductibilité électrique conductibilité thermique magnétisme point de fusion point d’ébullition masse volumique (g/mL ou g/cm3)

Les propriétés caractéristiques, qu’elles soient physiques ou chimiques, caractérisent une substance donnée et, la plupart du temps, en permettent l’identification.

Le fait qu’une substance ou un groupe de substances réagisse chimiquement avec une substance donnée. Papier tournesol rouge ou bleu Indicateurs chimiques (ADN p. 228)

Propriétés chimiques caractéristiques

1. Propriété caractéristique chimique : Décrivent la façon dont deux substances réagissent au contact l’une de l’autre.

2. Indicateurs : Substances qui réagissent chimiquement en présence d’une substance donnée.

Un indicateur provoque une réaction facilement détectable (effervescence, précipité, variation d’énergie, etc.).

Les réactions à des indicateurs sont caractéristiques de la présence d’une substance en particulier. Elles permettent donc de l’identifier (propriété caractéristique).

Liste des indicateurs utilisés au secondaire : MANUEL P. 243-244 ADN P. 228


Exemples d’indicateurs :

Indicateur :Papier tournesol bleu

Réaction chimique(acide avec papier tournesol)

Papier devenu rouge :

Détection de la présence d’un acide


Indicateur : Phénolphtaléine

Ajout de gouttes de phénolphtaléine : réaction chimique

La réaction chimique a changé la couleur de la solution

Détection d’une base

Solution inconnue


Indicateur : Lugol

Sirop de maïs

Ajout de gouttes de lugol : réaction chimique

La réaction chimique a changé la couleur de la solution

Détection d’amidon

Réactions chimiques

Exemple : combustion du méthane

CH4 + O2 → CO2 + H2ORéactifs Produits

Équilibre d’une réaction chimique

La quantité des réactifs doit être exactement la même que chez les produits.

CH4 + O2 → CO2 + H2O

Réactifs Produits

C : 1 C : 1

H : 4 H : 2

O : 2 O : 3

→→ Cette réaction n’est pas équilibrée, puisque les quantités d’hydrogène (H) et d’oxygène (O) ne sont pas les mêmes dans les réactifs et les produits.

Équilibre d’une réaction chimique

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2ORéactifs Produits

C : 1 C : 1

H : 4 H : 4

O : 4 O : 4

→→ Cette réaction est équilibrée, puisque les quantités de carbone (C), d’hydrogène (H) et d’oxygène (O) sont les mêmes dans les réactifs et les produits.

Équilibre d’une réaction chimique (méthode)

1. Identifier les différents types d’atomes des deux côtés de l’équation chimique (réactifs et produits).

2. Déterminer le nombre de chaque atome des deux côtés de la réaction.

3. Débuter l’attribution de coefficients devant la molécule la plus simple de l’équation (contenant le moins d’atomes différents).

4. Continuer l’attribution de coefficients en tentant de toujours équilibrer le nombre d’atomes des deux côtés de l’équation.

CH4 + O2 → CO2 + H2O

Réactifs Produits

C C

H H

O O

Réactifs Produits

C : 1 C : 1

H : 4 H : 2

O : 2 O : 3

Réactifs Produits

C : 1 C : 1

H : 4 H : 2

O : 4 O : 3

CH4 + 2O2 → CO2 + H2OCH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Réactifs Produits

C : 1 C : 1

H : 4 H : 4

O : 4 O : 4

Équilibrez l’équation chimique suivante

Fe + O2 → Fe2O3

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

Propriétés des solutions

**Rappel : Une solution est un mélange homogène formé de un ou plusieurs solutés et d’un solvant.

Eau Sel

+ =

Eau salée

Solvant Soluté Solution

Dissolution

Soluté : La substance qui est dissoute par le solvant.

Solvant : La substance dans laquelle le soluté est dissous.

La concentration d’une solution (manuel p. 245 à 263)

La concentration est le rapport entre la quantité de soluté utilisée et la quantité totale de solution.

Exemples :• Jus très sucré vs peu sucré : Il y a moins de sucre (soluté) dissous dans le jus peu sucré.• Eau très salée vs eau peu salée : Plus il y a de sel (soluté)dissous dans l’eau, plus elle sera salée.

Solvant

Soluté

Concentration faible Concentration élevée

La concentration et les changements de phases

L’ajout d’un soluté dans un solvant a un effet sur les températures de fusion et d’ébullition des solutions crées.

Exemples :

• Plus on ajoute de particules de soluté dans l’eau, plus sa température d’ébullition augmentera. L’eau pure bout à 100⁰C, mais en y ajoutant un soluté (du sel par exemple), sa température d’ébullition sera supérieure à 100⁰C.

• L’ajout de soluté dans l’eau (du sel par exemple) fait diminuer sa température de fusion. L’eau pure gèle à 0⁰C, mais l’eau de mer (eau salée) gèle à -2⁰C. C’est d’ailleurs pour cette raison que l’on épand du sel sur nos routes l’hiver (l’ajout s’un soluté dans l’eau diminue sa température de fusion ce qui l’empêche de geler à nos froides températures d’hiver).

Le calcul des concentrations

Solvant (1L)

Soluté

Concentration faible Concentration élevée

Il est possible de quantifier la quantité de soluté dissous dans une solution : on dit alors qu’on calcule la concentration de la solution.

Le calcul des concentrations

Il existe deux façons d’exprimer la concentration de solutions :

1. Concentration exprimée en unités de masse et de volume. Unité utilisée : g/L (gramme de soluté par litre de solution)

2. Concentration exprimée en pourcentage. Unités utilisées : - % V/V (pourcentage volume/volume)

- % m/V (pourcentage masse/volume)

Le calcul des concentrations en unités de masse et de volume (g/L)

Exemple : On dissout 75g de MgCl2 dans 500 mL d’eau pour la préparation d’une solution de dichlorure de magnésium. Quelle est la concentration de cette solution en g/L?

Équation Données Calculs

Le calcul des concentrations en pourcentage (% V/V)

Exemple : On verse 50 mL d’acide acétique dans 200 mL d’eau pour la préparation d’un vinaigre. Quelle est la concentration finale en % V/V de cette solution d’acide acétique?


***N.B. : Il est important de s’assurer que les deux volumes utilisés (soluté et solution totale) soient exprimés sous la même unité (mL et mL ; L et L ; etc.).

Le calcul des concentrations en pourcentage (% m/V)

Exemple : On dissout 15g de CaCl2 dans 325 mL d’eau pour la préparation d’une solution de dichlorure de calcium. Quelle est la concentration finale en % m/V de cette solution ?


La dissolution

Dissolution : L’action de mélanger complètement un ou plusieurs solutés avec un solvant afin de former une solution.

Exemple : Dissolution de 351g de sel dans 1000 mL d’eau

351 g162.5 mL

1000 mL =1000 g

(dans le cas de l’eau)

+ =

Eau salée

• masse = 1351g• volume = 1129 mL

Masse de la solution = masse du soluté + masse du solvant

Volume de la solution : N’égale pas la somme

des deux volumes (soluté et solvant)

*** pourquoi??

La dissolution

• À l’état solide, les particules de sel (Na et Cl) s’attirent l’une-l’autre.• Lorsqu’on met le sel en présence d’eau, l’attirance des particules de sel devient plus forte envers les molécules d’eau qu’entre elles.• Ceci a alors pour effet de dissoudre le sel dans l’eau.• Les particules de sel se retrouvent alors toutes entourées de molécules d’eau (dans les espaces entre les particules d’eau). Ce qui explique pourquoi le volume total de la solution n’égale pas la somme soluté + solvant.

C’est quand toutes les particules d’eau disponibles sont occupées par des particules de sel que celui-ci précipite (formation de particules solides).*** solution saturée

Phénomènes liés à la dissolution

1. Certaines substances sont insolubles dans des solvants.• L’huile est insoluble dans l’eau, parce que l’attirance de ses particules entre

elles-mêmes est plus forte que l’attirance qu’elles ont envers les molécules d’eau.

2. Solution saturée : Solution dans laquelle un soluté ne plus se dissoudre (à une température précise).

Solution non saturée

Solution saturée

Précipité (particules de sel solides)

On peut augmenter le taux de dissolution d’un soluté de trois façons :

1. Augmenter la surface de contact du soluté (un gros bloc de sel se dissous moins rapidement que du sel en poudre)

2. Agiter la solution (augmentation des contacts solvant-soluté)

3. Augmenter la température su solvant (plus de mouvement des particules = plus de contacts solvant-soluté)

Phénomènes liés à la dissolution

La solubilité

Solubilité : La quantité maximale de soluté pouvant être dissoute dans un volume donné de solvant, ce qui permet l’obtention d’une solution saturée. (Tableau des solubilités de plusieurs substances : Manuel p. 239).

L’augmentation de la température augmente la solubilité d’une substance.

Soluble : Se dit d’une substance qui peut être dissoute dans un solvant.

Insoluble : Si dit d’une substance qui ne peut être dissoute dans un solvant.

Substance hydrosoluble : Substance qui se dissous dans l’eau.• Ex : sel, sucre, vitamine C, etc.

Substance liposoluble : Substance qui se dissous dans des solvants gras (lipides).• Ex : huile, vitamine D, certains pesticides, métaux lourds, etc.

Préparation d’une solution à concentration donnée.

Exemple : Vous devez préparer 300 mL d’une solution de CaCl2 dont la concentration est de 3 g/L (votre solvant est l’eau).

Questionnement : 1. Combien de soluté dois-je dissoudre dans 300 mL de solvant ?2. Comment précéder quand je sais quelle quantité de solvant dissoudre?

ou ??


Étapes à suivre :

1. Calculer la quantité de soluté à ajouter à la solution selon la concentration demandée.



Étapes à suivre :

1. Calculer la quantité de soluté à ajouter à la solution selon la concentration demandée. 0,9g

2. À l’aide d’une balance, peser 0,9g de CaCl2.3. Déposer le CaCl2 dans un ballon jaugé de 300 mL4. Ajouter environ 150 mL (la moitié du total) d’eau dans le ballon jaugé.5. Agiter jusqu’à dissolution complète du CaCl2.6. Compléter la solution jusqu’à 300 mL avec de l’eau. Mélanger.

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La Dilution

La dilution est un procédé qui permet d’obtenir une solution finale d’une concentration inférieure à celle de la solution de départ.

Exemple : Une canne de concentré (250 mL) de jus de pomme contenant 40 g/L de sucres :

• En mélangeant le contenu de cette canne à trois cannes d’eau (3 X 250 mL = 750 mL), on fait passer le volume final de la solution de jus à 1000 mL.

• On se retrouve alors avec une concentration finale de sucres à 10 g/L.

JUS

40 g/L de sucre250 mL 10 g/L de sucre

1000 mL

JUS

La Dilution

Solution de départ : Dans 1 L total

Concentration = 4 g/L

Concentration = 2 g/L

Solution diluée : Dans 2 L total

Le calcul de quantités recherchées lors de dilutions

Exemple : On mélange 200 mL de solution de NaCl de concentration initiale 50g/L à 800 mL d’eau.

Nous avons donc dilué notre solution de NaCl, puisqu’en ajoutant de l’eau, la concentration sera diminuée.

***Quelle est la concentration finale de la solution produite?

200 mL

Volume total : 200 mL + 800 mL d’eau = 1000 mL

50 g/L

Comme j’ai dilué ma solution initiale dans un volume final 5 fois plus grand, j’ai diminué ma concentration de NaCl de 5 fois.

Donc, la concentration finale de NaCl est de 10 g/L.

Formule : C1V1 = C2v2 Où : C1 = Concentration de la solution initiale V1 = Volume à prélever de la solution initiale C2 = Concentration de la solution finale V2 = Volume de la solution finale


Exemple : On mélange 200 mL de solution de NaCl de concentration initiale 50g/L à 800 mL d’eau.

Nous avons donc dilué notre solution de NaCl, puisqu’en ajoutant de l’eau, la concentration sera diminuée.

***Quelle est la concentration finale de la solution produite?


***Attention : Les unités de concentration (C1 et C2) doivent être les mêmes ainsi que les unités de volumes (V1 et V2).***

Exemple : C1 et C2 sont exprimées les deux en % m/V et V1 et V2 sont exprimés les deux en mL.

Si, par exemple, C1 est exprimée en g/L et C2 est en % m/V, on doit transformer l’une des deux équations pour les obtenir les deux dans la même unité (les deux en g/L ou les deux en % m/V).


Exemple : On veut préparer 600 mL d’une solution à concentration finale de 30 g/L de NaCl. Quel volume de NaCl de concentration initiale 100 g/L devrez vous utiliser et quel volume d’eau aurez-vous à ajouter?


Réponse :- Je dois utiliser 180 mL de la solution de départ de NaCl.- Je complète alors ma solution avec 420 mL d’eau pour obtenir ma solution finale à 30 g/L de NaCl (420 mL d’eau + 180 mL de NaCl = 600 mL final) .

Documents

Chapitre 3. Univers Matériel Section 2. Les propriétés de la matière (Manuel p. 229-249) Section 3. Les transformations de la matière (Manuel p. 253-274)