Cours de chimiecours.physique.free.fr/IMG/pdf/Courschimie.pdf · CHAPITRE 1. LE MONDE DE LA CHIMIE 7 Conclusion: –Certainessubstancessontissuesdelachimiedesynthèseetontétécréeesparl’homme,ce

Cours de chimie,classe de 2nde

Table des matières

I Chimique ou naturel ? 4

1 Le monde de la chimie 51.1 Inventaire de quelques substances chimiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51.2 Espèces chimiques naturelles. Espèces chimiques de synthèse . . . . . . . . . . . . 5

2 Extraction, synthèse et identification 82.1 Introduction : les parfums . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 82.2 Quelques définitions . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8

2.2.1 La miscibilité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 82.2.2 La masse volumique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92.2.3 La densité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92.2.4 La solubilité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9

2.3 L’extraction . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92.3.1 Extraction par solvant . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92.3.2 L’hydrodistillation . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10

2.4 Synthèse d’espèces chimiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 112.4.1 La chimie de synthèse . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 112.4.2 La synthèse d’une espèce chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12

2.5 Identification d’une espèce chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 122.6 Travaux pratiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13

2.6.1 TP 4 : Présentation du laboratoire de chimie . . . . . . . . . . . . . . . . 132.6.2 TP 5 : Miscibilité-solubilité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 142.6.3 TP 6 : Extraction d’un arôme de lavande . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152.6.4 TP 7 : Synthèse d’un arôme de lavande . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 162.6.5 TP 8 : La chromatographie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17

II Constitution de la matière 19

3 Le modèle de l’atome 203.1 Structure de l’atome. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 203.2 Composition de l’atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20

3.2.1 Notation symbolique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 203.2.2 Neutralité électrique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 213.2.3 La masse d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21

3.3 Le nuage électronique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 213.3.1 Répartition des électrons dans l’atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21

3.4 Les éléments chimiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22

1

TABLE DES MATIÈRES 2

3.4.1 Les isotopes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 223.4.2 Les ions . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 223.4.3 L’élément chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22

3.5 Travaux pratiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 233.5.1 Histoire de la conception de la matière : réalisation d’une frise historique 233.5.2 TP : Le cuivre dans tous ses états . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25

4 De l’atome aux édifices chimiques 274.1 Notion de stabilité : les gaz rares . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 274.2 Règles du duet et de l’octet . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 294.3 Ions et molécules . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 294.4 Les molécules : écriture, isomérie et géométrie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31

4.4.1 Comment écrire une molécule . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 314.4.2 Notion d’isomérie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 314.4.3 La géométrie de quelques molécules . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32

5 La classification périodique 335.1 Approche historique [TD] . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 335.2 Approche expérimentale [TP] . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 34

5.2.1 Les corps simples : dichlore, dibrome, diiode. . . . . . . . . . . . . . . . . 345.2.2 Les ions chlorure, bromure et iodure . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 355.2.3 Conclusion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36

5.3 Bilan : le tableau actuel . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36

III Transformations de la matière 37

6 La mole 386.1 La notion de mole . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 386.2 Quelques définitions . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 396.3 Le cas des gaz . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 396.4 Travaux pratiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39

6.4.1 TP : Prélèvements de quantité de matière . . . . . . . . . . . . . . . . . 39

7 La concentration molaire et espèces en solution 427.1 Définitions . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42

7.1.1 Solution . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 427.1.2 Concentration molaire . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42

7.2 Préparation d’une solution de concentration déterminée . . . . . . . . . . . . . . 427.2.1 Dissolution d’une espèce solide . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 427.2.2 Dilution d’une solution de concentration donnée . . . . . . . . . . . . . . 42

7.3 Application : réalisation d’une échelle de teinte . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 437.4 Travaux pratiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 43

7.4.1 TP : Les solutions . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 437.4.2 TP : Initiation au dosage . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 46

TABLE DES MATIÈRES 3

8 La réaction chimique 488.1 La transformation chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 488.2 Description des états & définitions . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 498.3 L’équation chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 498.4 Travaux pratiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 50

8.4.1 TP : Réaction chimique & bilan de matière . . . . . . . . . . . . . . . . . 50

Première partie

Chimique ou naturel ?

4

Chapitre 1

Le monde de la chimie

1.1 Inventaire de quelques substances chimiquesProjection de l’image d’un citron → "citron.jpg"

↪→ Quelles sont les substances présentes dans un citron ? [mise en commun]↪→ Trouver 5 autres substances.[mise en commun]↪→ Par deux, trouver un critère de classement de ces substances en deux catégories et dresser untableau.[mise en commun]

Conclusion : il existe plusieurs manières plus ou moins pertinentes de classer les substanceschimiques. Nous allons ici nous intéresser au classement synthétique/naturel.

1.2 Espèces chimiques naturelles. Espèces chimiques de syn-thèse

Lorsqu’une substance chimique est pure, c’est-à-dire composée d’une seule sorte d’atomes oude molécules, on parle d’espèce chimique. Pour repérer la présence d’une espèce chimique onutilise des tests de reconnaissance (Cf. TP 4 ).

5

CHAPITRE 1. LE MONDE DE LA CHIMIE 6

Etude de texte : Le caoutchouc (→ questions 1 à 4 en classe, questions 5 à 7 à la maison).

Naturel ou synthétique ? Le caoutchouc.Le caoutchouc naturel

Le mot caoutchouc provient de l’indien : cao (bois) et ochu (pleurer). Quand onpratique une incision (saignée) dans l’écorce de l’hévéa, un liquide laiteux (latex)s’écoule goutte à goutte, composé de 1

3 de caoutchouc et de 23 d’eau. Le latex

est d’abord filtré puis traité par une solution acide diluée. On constate alorsqu’il y a coagulation, le caoutchouc apparaît, sous forme solide, en suspension.Après laminage, les feuilles de caoutchouc sont séchées et pressées en balles,constituant la matière première utilisée dans l’industrie.

Le caoutchouc synthétique

En 1929, on réussit à fabriquer un polymère du butadiène et du styrène enprésence de sodium comme catalyseur. Le polymère appelé S.B.R. (styrène -butadiène rubber) fut développé industriellement par l’Allemagne après 1930.En 1942, les Etats-Unis, privés par les Japonais de leurs approvisionnementsen caoutchouc naturel, développèrent la production de S.B.R en améliorant lespropriétés mécaniques de ce produit. Cet élastomère synthétique, supérieur aucaoutchouc naturel, équipe actuellement l’ensemble de nos automobiles.

D’après une encyclopédie.

Questions :1. Sous quelle forme se trouve le caoutchouc dans le latex qui s’écoule des

saignées de l’hévéa ?2. Que faut-il faire pour que le latex coagule ? Qu’obtient-on après coagula-

tion ?3. Qu’est-ce que le laminage ? Qu’obtient-on après le laminage ?4. Pourquoi les industriels fabriquent-ils du caoutchouc de synthèse ? Donner

plusieurs raisons.5. Rechercher (CDI, encyclopédie. . . ) une ou plusieurs propriétés mécaniques

concernant le caoutchouc.6. Le tableau ci-dessous donne, en millions de tonnes, la production annuelle

mondiale de caoutchouc naturel (C.N.) et de caoutchouc synthé-tique (C.S.). Sur un graphique porter en abscisse l’année et en ordonnéela production, en millions de tonnes, d’une part du C.N. et d’autre partdu C. S. Commenter.

Année 1938 1955 1960 1970 1975 1980 1991C.N. 0,89 1,95 2,03 3,1 3,1 3,8 5,4C.S. 0,02 1,5 2,5 5,9 6,9 8,7 8,9

CHAPITRE 1. LE MONDE DE LA CHIMIE 7

Conclusion :

– Certaines substances sont issues de la chimie de synthèse et ont été créees par l’homme, cesont les substances synthétiques. D’autres, les espèces naturelles, proviennent de la nature.

– Il n’existe pas de réelle opposition chimique ou naturel. On peut opposer synthétique ànaturel, mais tout est chimique. Certains produits sont fabriqués par l’homme d’autrespréexistent dans la nature, mais le résultat est parfois identique (exemple : vanille desynthèse, vanille naturelle). Les problèmes sont ceux de l’utilisation à bon escient, de lapollution et des ressources.

– Les hydrocarbures (dérivés du pétrole) sont aujourd’hui omniprésents dans la chimie desynthèse.

La chimie étudie les substances qui composent notre monde et les réactions entre ces sub-stances. Elle comporte également une part de rationnalisation des savoirs ancestraux comme lacuisine, la métalurgie, etc . . .

Chapitre 2

Extraction, synthèse et identification

2.1 Introduction : les parfumsEtude d’un document vidéo : « C’est pas sorcier : les parfums »

C’est pas sorcier : les parfums.

• Combien d’odeurs un nez normal peutil sentir ?…………………………………………………………………………………….• Et un nez entraîné ?…………………………………………………………………………………….

• A quoi sert le solvant de la cuve ?…………………………………………………………………………………….

• Comment sépareton le solvant de la concrète ?…………………………………………………………………………………….

• Citer les 3 étapes permettant d’obtenir au final « l’absolue ».

• Que contient la concrète ?…………………………………………………………………………………….

• Que contient l’absolue ?…………………………………………………………………………………….

• Existetil d’autres techniques permettant d’obtenir un « concentré d’odeur » ? Si oui, préciser lesquelles.………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

• Quels sont les avantages des produits de synthèse ?…………………………………………………………………………………….…………………………………………………………………………………….…………………………………………………………………………………….

• Quelles sont les 3 notes d’un parfum ?

Organigramme :

Légende :

première Matière

Technique

Masse ou volume

Solvant

Fleurs (roses) Posées sur une grille dans la cuve

Fleurs+solvant contenant pigments +substances odorantes

Concrète (cires contenant les pigments et substances odorantes)

Solvant

Alcool-chauffage mixage

Absolue de concrète

Cires

2.2 Quelques définitions⇒ Travail à faire à la maison : chercher les définitions

2.2.1 La miscibilitéDeux liquides sont miscibles si ils peuvent se mélanger et former un mélange homogène. Si

deux liquides ne peuvent pas se mélanger ils sont dits non-miscibles.

8

CHAPITRE 2. EXTRACTION, SYNTHÈSE ET IDENTIFICATION 9

⇒ Cf. TP 5 Miscibilité - SolubilitéAttention : il n’existe pas de règle simple pour prédire la miscibilité.

2.2.2 La masse volumiqueSoit µ la masse volumique d’un corps, on a

µ =m

V

µ masse volumique du fluide en kg.m−3

m masse du corps en kgV volume du corps en m3

Exemple : Sachant que la masse de 10mL de cyclohexane est de 7, 8g , calculer la massevolumique du cyclohexane.

⇒ µ = mV = 7,8.10−3

10.10−6 = 7, 8.102kg.m−3

2.2.3 La densitéLa densité d d’un corps solide ou liquide, par rapport à l’eau, est égale au rapport de sa masse

volumique µ par rapport à celle de l’eau µ0 prises dans les mêmes conditions de pression et detempérature.

d =µ

µ0

d densite du corps sans uniteµ masse volumique du fluide en kg.m−3

µ0 masse volumique de leau en kg.m−3

Exemple : Sachant que dans des conditions normales de pression et de température la massevolumique de l’eau est de 1g.mL−1 , calculer la densité du cyclohexane.

⇒ d = µµ0

= 7,8.102

1.103 = 0, 78

2.2.4 La solubilitéLa solubilité d’une espèce en solution est la quantité maximale de cette espèce que l’on peut

dissoudre dans la solution.

Exemple : Dans l’eau on peut dissoudre jusqu’à 350 g de sel. Ensuite des cristaux commencentà apparaître, le sel ne se dissout plus. La solubilité du sel dans l’eau est donc de 350g.L−1

2.3 L’extraction

2.3.1 Extraction par solvantExpérience : Cf. TP 5


Pour qu’une extraction liquide/liquide fonctionne, il faut réunir 2 conditions :1. l’espèce que l’on souhaite extraire doit être plus soluble dans le solvant utilisé pour l’ex-

traction que dans le liquide où elle se trouve au départ.2. le solvant utilisé pour l’extraction doit être non-miscible avec le liquide où se trouve à

l’origine l’espèce désirée.

Cette extraction est réalisée à l’aide d’une ampoule à décanter.

Dans le cas d’une extraction solide/liquide (exemple : le sachet de thé dans l’eau chaude) lacondition 2 est forcément remplie.

2.3.2 L’hydrodistillation⇒ Cf. TP 6


1. chauffe ballon2. pierre ponce3. thermomètre4. réfrigérant5. eau6. éprouvette graduée7. lavande (dans le cas du TP6)

2.4 Synthèse d’espèces chimiques

2.4.1 La chimie de synthèseDans notre quotidien

La chimie de synthèse est aujourd’hui omniprésente dans notre environnement quotidien. Ellea permis de réaliser des progrès importants dans les domaines de la santé et de l’alimentation.

– La chimie est utile car elle crée des produits adaptés.– Grâce à elle on pourrait éviter de surexploiter l’environnement.– Notre quotidien a été rendu plus « confortable ».

⇒ Débat autour de ces points.

Citer des exemples de produits de synthèse

La chimie industrielle

Il existe trois types de chimie :1. La chimie lourde : quantités importantes et prix peu élevé. Par exemple les plastiques.2. La chimie fine : faibles quantités et prix élevé, notamment dans les produits pharmaceu-

tiques (molécules compliquées).3. La chimie intermédiaire : médicaments courants, les lessives , etc...


2.4.2 La synthèse d’une espèce chimiqueDéfinition

Une synthèse est une transformation chimique au cours de laquelle des réactifs vont se com-biner pour donner des produits parmi lesquels se trouvent l’espèce chimique désirée.

Réalisation

⇒ Cf. TP 7 « Synthèse de l’arôme de lavande »– Les conditions expérimentales sont les conditions nécessaire à la transformation chimique.(Température,

proportion, etc...)– Le montage choisi va dépendre des conditions expérimentales.– A la fin, le produit souhaité se trouve souvent mélangé avec d’autres produits. Il faut donc

effectuer une extraction.

2.5 Identification d’une espèce chimiqueà l’aide des caractéristiques physiques

1. Discussion avec les élèves.– « Comment peut-on caractériser un corps (quelconque) ? »– « Plus précisément en physique-chimie, quelles caractéristiques utiliser ? »

2. Faire une liste :– Couleur (pas un très bon paramètre pour caractériser une espèce)– Température de changement d’état : propre à un corps, constante si le corps est pur– Densité ou masse volumique (vu précédemment)– Solubilité– Indice de réfraction (voir La loi de Descartes en Physique)

à l’aide d’une chromatographie

⇒ Cf. TP 8 « chromatographie »

Réalisation d’une chromatographie sur couche mince (CCM) pour comparer l’acétate de li-nalyle et l’arôme de lavande.

Remarque : on peut obtenir des espèces de synthèses identiques aux substances naturelles.


2.6 Travaux pratiques

2.6.1 TP 4 : Présentation du laboratoire de chimie

TP 4 2nde

PRÉSENTATION DU LABORATOIRE DE CHIMIE.RÉALISATION DE TESTS SIMPLES SUR UN PRODUIT COURANT : UNE POMME

ObjectifsPrésentation des règles simples de comportement d'un chimiste.

• le laboratoire de chimie• La verrerie de base (celle vue au collège) : reconnaître, nommer et représenter.• Sécurité : le comportement d'un chimiste, utilisation de verrerie simple, d'appareils de chauffage, lire

les étiquettes.

Réalisation de tests simples sur un produit courant : une pomme. • respecter des consignes.• Observer et noter ses observations• Rédiger un compte rendu.

Fiche technique• La sécurité au laboratoire de chimie. voir fiche 1• Pictogrammes. voir fiche 2• La verrerie de base. voir livre p 334

RÉALISATION DE TESTS SIMPLES SUR UN PRODUIT COURANT : UNE POMME

Les objectifs sont :➔ Respecter des consignes et un mode opératoire.➔ Observer et noter ses observations dans le compte rendu sous forme de schémas.➔ Tirer une conclusion.

1. Mise en évidence de l'eau : Test au sulfate de cuivre anhydre.Déposer un peu de sulfate de cuivre anhydre sur un morceau de pomme.

2. Mise en évidence de sucres. Couper des petits morceaux de pomme dans un erlenmeyer. Ajouter de l'eau distillée et agiter. Ajouter de la liqueur de fehling. Chauffer.

3. Mise en évidence de l'amidon : Test avec de l'eau iodée. Test de l'eau iodée sur l'amidon puis sur un quartier de pomme. Attention ce test dépend de la maturité de la pomme.

4. Mise en évidence de l'acidité. Couper de petits morceaux de pomme dans un bécher. Ajouter de l'eau distillée et agiter. Ajouter quelques gouttes de BBT. Préciser ce résultat en plaçant un petit morceau de papier pH sur un quartier de pomme.

Aide Lorsqu’on ajoute quelques gouttes d’eau distillée dans un tube à essais contenant un peu de sulfate de cuivre anhydre, donc blanc, celuici devient bleu. Lorsqu’on chauffe au bec Bunsen, un tube à essais contenant une solution de glucose à laquelle on a ajouté de la liqueur de Fehling, le mélange initialement bleu devient rouge brique. Le bleu de bromothymol, plus souvent appelé BBT, est un indicateur coloré acidobasique ; sa coloration varie en fonction du pH : il est jaune en milieu acide, vert à pH = 7 et devient bleu en milieu basique. L'eau iodée est un colorant jaune orangé qui devient bleunoir en présence d'amidon.


2.6.2 TP 5 : Miscibilité-solubilité

Miscibilité-solubilité Extraction par solvant

TP de CHIMIE n°1 23 septembre 2003 2nde 6

Objectifs du TP : -Etablir la miscibilité de 2 liquides. -Interpréter les informations d’une étiquette. -Etablir un protocole expéri-mental afin de vérifier une hypothèse.

Matériel : -verrerie : tubes à essais -produits : eau, cyclohexane, dichlorométhane, éthanol, diiode (au bureau du pro-fesseur).

1) Mélanges eau\autre produit - Réaliser dans un tube à essai un mélange eau (2 mL) + éthanol (2 mL). Le boucher et agiter. Laisser reposer. - De même réaliser un mélange eau + dichlorométhane, eau + cyclohexane. Boucher, agiter, laisser reposer. - L’eau et l’éthanol sont-ils miscibles ? Même question pour le cyclohexane et le dichlorométhane. - Dans les cas où les produits sont non miscibles, quel est celui qui est au dessus, celui qui est au dessous ? Sur l’étiquette du produit il existe une information qui permet de prévoir la position des produits non misci-bles les uns par rapport aux autres. Quelle est cette information ?

2) Application à d’autres mélanges - D’après le 1) , prévoir ce que vont donner les mélanges suivants :

-éthanol + cyclohexane -éthanol + dichlorométhane -cyclohexane + dichlorométhane

Vont-ils être miscibles, non miscibles ? Lequel va se situer au dessus ? -Soumettre vos prédictions au professeur, puis passer à la vérification expérimentale.

3) Solubilité du diiode (expérience réalisée par le professeur) - On réalise un mélange eau +diiode et un mélange cyclohexane + diiode. On agite et on laisse reposer.

Observations et interprétation.

Définition : 2 liquides qui peuvent se mélanger et former un mélange homogène sont dits miscibles

4) Application à l’extraction On possède une solution d’eau iodée et on souhaite en extraire le diiode. Pouvez vous à l’aide des expériences réalisées précédemment proposez un protocole d’extraction du diiode ? Décrivez l’expérience envisagée à l’aide notamment de schéma. Après accord du professeur, réalisez une vérification expérimentale de votre hypothèse.


2.6.3 TP 6 : Extraction d’un arôme de lavande

TP 6 CHIMIE Extraction de l'arôme de la lavande

Objectifs du TP :reconnaître et nommer la verrerie de laboratoiremettre en ouvre une technique d’extraction

Matériel Un montage d’hydrodistillation moderne...

1. HYDRODISTILLATIONLe texte qui suit est extrait du roman de Patrick Süskind, Le Parfum (éditions Fayard, 1986).« Il sortait son gros alambic, une chaudière de cuivre rouge coiffée d'un chapiteau un alambic «têtede maure» [...] tandis que Grenouille coupait en petits morceaux le matériau à distiller, Baldini faisait fiévreusement [...] du feu dans le foyer en maçonnerie, sur lequel il plaçait la chaudière de cuivre, bien garnie d'eau dans son fond. Il y jetait les plantes [...] coupées en morceaux, enfonçait la têtedemaure sur son support et y branchait deux petits tuyaux pour l'arrivée et la sortie de l'eau. [...] Peu à peu, la chaudière parvenait à ébullition. Et au bout d'un moment, d'abord en hésitant et goutte à goutte, puis en un mince filet, le produit de la distillation s'écoulait de la têtedemaure par un troisième tuyau et aboutissait dans un vase florentin que Baldini avait mis en place [...] peu à peu, [...] cette soupe se séparait en deux liquides distincts: en bas se ramassait l'eau des fleurs ou des plantes, et audessus flottait une épaisse couche d'huile.Si, par le bec inférieur de ce récipient florentin, on évacuait précautionneusement l'eau des fleurs, qui n'avait qu'un faible parfum, il restait alors l'huile pure, l'essence, le principe vigoureux et odorant de la plante. »

Voici le montage utilisé par Baldini pour réaliser une «hydrodistillation »:

1. Comparez le au montage moderne disponible sur votre table (le fruit choisi est l'orange). Identifiez les parties une à une en établissant la correspondance entre le vocabulaire de l’époque de Baldini (chaudière, têtedemaure, alambic, vase florentin, eau des fleurs, essence) et le vocabulaire moderne.

2. Quel est le rôle de la « tête de maure »?3. Essayer alors de résumer le principe de l’hydrodistil

lation?Dans le compte rendu vous décrirez ainsi l’expérience réalisée et les résultats obtenus. N’oubliez pas de schématiser l’ensemble et d’indiquer la nature et la position des différents liquides.

2.EXTRACTION PAR SOLVANTLe distillat obtenu ne permet pas de récupérer l’huile essentielle par simple décantation. Il faut réaliser une extraction par solvant. A partir de la fiche de renseignements suivante proposez un protocole.

Eau Cyclohexane Eau salée Huile essentielle

TEbullition 100°C 80,7°C > 100°C 220 °CDensité 1 0,78 1,1 0,89

Solubilité dans l’eau ~ nulle FaibleSolubilité dans l’eau salée ~ nulle Très faibleSolubilité dans le cyclo

hexane~ nulle ~ nulle Très bonne


2.6.4 TP 7 : Synthèse d’un arôme de lavande

TP de CHIMIE(TP n°7) Synthèse d’un arôme de Lavande

Attention au respect des consignes de sécurité & gants + lunettes

1. Préparation de l'ester 1. Dans un ballon de 50 mL bien sec, introduire 5 mL

de linalol à l'aide d'une éprouvette graduée.2. Sous la hotte, ajouter 10 mL d'anhydride

éthanoique mesurés à l'éprouvette bien sèche.3. Boucher.4. Agiter quelques instants doucement en maintenant

le bouchon.5. Introduire quelques billes de verre.6. Réaliser le montage à reflux.7. Mettre en route la circulation d'eau DOUCEMENT.8. Chauffer à thermostat 6 pendant une vingtaine de

minutes .9. Arrêter le chauffage. Retirer le chauffe ballon, et

mettre le socle du ballon. LAISSER LA CIRCULATION D'EAU !

L’anhydride éthanoïque a été utilisé en excès. Il en reste donc lorsque la réaction est terminée. On l’élimine par réaction avec l’eau et en refroidissant. L’anhydride éthanoïque est transformé en acide éthanoïque miscible à l’eau qui passe dans la phase aqueuse

1. Préparer 25 mL d'eau froide dans un bécher. Attendre que le ballon refroidisse.2. Les verser doucement par petite quantité par le sommet du réfrigérant dans le ballon. 3. Refroidir si besoin le ballon (tenu par une pince) sous un courant d’eau froide.4. Verser doucement en agitant, le contenu du ballon dans le bécher.5. Laisser refroidir, au besoin, le contenu du bécher.

2. Extraction 1. Verser le mélange dans l’ampoule à décanter.2. Ajouter 10 mL de solution saturée en NaCl et laisser décanter.3. Éliminer la phase aqueuse.4. Verser 30 mL d’hydrogénocarbonate de sodium à 5% par petites quantités et attendre quelques minutes que le

dégagement gazeux ralentisse notablement. Dégazer souvent car le dégagement gazeux est important.5. Décanter. Recueillir la phase organique et laver avec 20 mL d’eau. 6. Éliminer la phase aqueuse.7. Verser la phase organique dans un bécher propre et sec.8. Sécher la phase organique avec un tout petit peu de sulfate de magnésium anhydre .9. Filtrer10. Récupérer la phase organique dans un flacon au bureau.

3. Questions 1. Que signifie le mot reflux? A quoi sert le réfrigérant? Que se passeraitil si on ne mettait pas de réfrigérant?2. Indiquer le rôle du chauffage.3. Indiquer le rôle des billes de verre.4. Faire une phrase, qui explique le rôle d'un chauffage à reflux.5. Pourquoi le réfrigérant doitil rester ouvert à son extrémité supérieure?6. Dessiner l'ampoule à décanter et y placer la phase aqueuse et la phase organique. Indiquer dans quelle phase

se trouve l'acétate de linalyle lors de la décantation. De quel(s) renseignement(s) avezvous besoin pour répondre à cette question?

Conclusion :En utilisant les mots “réactif”, “produit”, “transformation chimique”, faites une phrase qui explique en quoi l’expérience réalisée est une synthèse.

anhydride éthanoïque acide éthanoïqueacétate de linalylelinalol

C10

H18

O + C4H

6O

3 C

12H

20O

2 + C

2H

4O

2


2.6.5 TP 8 : La chromatographie

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H

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h

H

ligne de dépôt

front du solvant

L SH E

Deuxième partie

Constitution de la matière

19

Chapitre 3

Le modèle de l’atome

Le modèle physique actuellement admis pour d’écrire la matière au niveau microscopique estle modèle atomique. Nous allons essayer de décrire la constitution d’un atome.

3.1 Structure de l’atome.L’atome est constitué de trois particules élémentaires qui ont chacune une charge électrique

et une masse.

1. Essayez de remplir le tableau suivant :

ParticuleCharge électriqueMasse

2. Deux de ces particules sont côte à côte dans l’atome. Lesquelles ? Quel nom donne-t-on àl’ensemble formé par ces deux particules ?

3. Réalisez un schéma de l’atome. Vous indiquerez sur le schéma les dimensions en mètres.4. Où se situe la plus grande partie de la masse d’un atome ?5. En comparant votre réponse à la question précédente et les dimensions de l’atome, peut-on

faire une conclusion supplémentaire au sujet de l’atome ? Laquelle ?

3.2 Composition de l’atome

3.2.1 Notation symboliquePour représenter un atome en chimie on utilise une notation symbolique : A

ZX

1. Que représente X ?2. Que représente A ?3. Que représente Z ?

20

CHAPITRE 3. LE MODÈLE DE L’ATOME 21

3.2.2 Neutralité électriqueOn dit que l’atome est électriquement neutre.

1. Qu’est ce que cela veut dire ?2. Cette information nous permet de prévoir le nombre d’électrons qu’il y a dans un atome.

Comment ?

3.2.3 La masse d’un atomeComment fait-on à partir de l’ensemble des informations précédentes pour calculer la masse

d’un atome ? Expliquez.

3.3 Le nuage électronique

3.3.1 Répartition des électrons dans l’atomeLes électrons sont répartis dans des couches électroniques (modèle de Rutherford ). Pour les

éléments étudiés cette année les 3 premières couches suffisent :

1. Quand une couche est remplie, on dit qu’elle est saturée.2. Règle de remplissage : on remplit à partir de la couche K, la plus proche du noyau, et on

ne passe à une couche supérieure que lorsque l’on atteint le nombre d’électrons max.3. La dernière couche contenant des électrons est la couche externe. Les autres sont les

couches internes.

La structure électronique d’un atome nous renseigne sur la répartition des électrons dansl’atome. On la note KxLyMz . Par exemple la structure électronique du carbone qui a 6 électronsest K2L4 .


3.4 Les éléments chimiques

3.4.1 Les isotopes

3.4.2 Les ions

3.4.3 L’élément chimiqueSuite aux activités précédentes et au TP sur l’élément cuivre on constate que l’on donne le

même nom à différentes formes chimiques. On donne le nom d’élément chimique à l’ensembledes entités (ions, isotopes, atomes) caractérisées par le même numéro atomique Z. Un élémentchimique est représenté par son symbole chimique.



3.5.1 Histoire de la conception de la matière : réalisation d’une frisehistorique

Activité de recherche

TP 12

2nde

La matièreRecherche sur l'histoire du modèle atomique

Réalisation d'une frise chronologique

Objectif : appréhender le modèle actuel de la matière au niveau microscopique par l’intermédiaire d’une approche historique. mise en place d’une activité de recherche et restitution des résultats

Ressources :CDI, bibliothèqueInternetVos connaissances antérieuresAutres…

PROJET DE RECHERCHE

Vous devez, par groupe de deux, réaliser une frise chronologique (écrite à la main !) représentant l’évolution des idées sur la matière au cours des siècles passés.

Il s’agit de montrer comment on en est arrivé à la notion d’atome. Quels ont été les modèles proposés avant et par qui ? Pourquoi en aton changé ?

Certaines contraintes vous sont imposées :

Contrainte n°1. Les datesLes quatre époques principales de notre civilisation doivent y figurer :

1. L'antiquité2. Le moyenâge (L'alchimie )3. La renaissance4. L'époque moderne

Contrainte n°2. Les théories scientifiquesChaque modèle pour expliquer la composition de la matière (atomique ou non) proposé doit être accompagné :

1. si possible d’une illustration (schéma)2. de ses principales caractéristiques3. de ce que ce modèle permet ou ne permet pas d’expliquer

Contrainte n°3. Les scientifiquesFaire une courte biographie des principaux acteurs (leurs années de vie, le ou les lieux géographiques où ils ont vécu, les relations qu'ils avaient avec les autres acteurs contemporains).

Contrainte n°4. L'histoire généraleTout au long de votre frise, placer les grands évènements historiques qui se sont produits en parallèle à cette histoire scientifique.

Pour le reste faites preuve d'imagination...

Travail à rendre pour le jeudi 14 janvier 2010

Pour toute question, email : [email protected]


3.5.2 TP : Le cuivre dans tous ses états

TP 2nde Le cuivre dans tous ses états

Sécurité : Pendant cette séance, vous allez utiliser des réactifs concentrés. Le port de la blouse est obligatoire,.

Réaction 1 :

Protocole :

Placer un petit morceau de cuivre métallique dans un tube à essais. Introduire sous la hotte 2 mL d’acide nitrique concentré. Boucher le tube à essais avec le bouchon fourni.

Questions :

a) Quelle est la couleur du métal cuivre ? De la solution d’acide nitrique ?b) Faire un schéma de l’expérience.c) Qu’observez-vous pendant la réaction ?d) Quelle est la couleur de la solution finale ?e) Qu’est devenu le métal cuivre ?

Réaction 2 :

Protocole :

Ajouter un peu d’eau distillée dans le tube précédent, et prélever la moitié de la solution dans un deuxième tube à essais.

Verser 2 à 3 mL de solution d’hydroxyde de sodium.

Questions :

a) Faire un schéma de l’expérience.b) Quelle est la formule chimique de la solution d’hydroxyde de sodium ?c) Sachant que le précipité obtenu est de l’hydroxyde de cuivre II, essayer d’écrire

l’équation bilan de précipitation.

Réaction 3 :

Protocole :

Prélever une petite quantité du précipité précédent. Porter le contenu à ébullition à l’aide du bec Bunsen.

Sécurité : Attention aux risques de projections lors du chauffage.

Questions :

a) Quelle est la couleur du produit final ?b) Faire un schéma de l’expérience.c) Sachant que vous avez déshydraté l’hydroxyde de cuivre II pour former de l’oxyde

de cuivre de formule chimique CuO, écrire l’équation bilan de la réaction.

Réaction 4 :

Protocole :

Garder une partie du tube précédent comme tube témoin. Verser de l’acide chlorhydrique sur le reste. Agiter après avoir bouché le tube à essais à l’aide du bouchon.

Questions :

a) Faire un schéma de l’expérience.b) Quelle est la couleur de la solution ?c) En quel produit s’est transformé l’oxyde de cuivre ?

Réaction 5 :

Protocole :

Introduire un clou en fer dans la solution précédente. Attendre une à deux minutes avant de le retirer.

Questions :

a) Quelle est la couleur du dépôt ?b) Quelle peut être la nature de ce dépôt ?c) Faire un schéma de l’expérience.

CONCLUSION : Faire un organigramme représentant les différents états du cuivre dans les réactions étudiées.

Chapitre 4

De l’atome aux édifices chimiques

4.1 Notion de stabilité : les gaz raresRéalisation de l’activité documentaire 1 sur les gaz nobles issue du Physique-Chimie 2nde,

BELIN.

27

CHAPITRE 4. DE L’ATOME AUX ÉDIFICES CHIMIQUES 28


Conclusion : Les gaz rares sont stables chimiquement. C’est à dire qu’ils ne réagissent avecrien. On remarque que leur couche externe est toujours pleine. Peut on faire un lien entre cettestructure électronique particulière et leur stabilité ?

4.2 Règles du duet et de l’octetRéalisation de l’activité documentaire 2 sur les ions issue du Physique-Chimie 2nde, BELIN

(voir ci-dessus).

Conclusion : un atome instable peut se stabiliser sous la forme d’un ion, c’est-à-dire perdreou gagner des électrons. Si on observe la structure électronique des ions formés, on constate queleur couche externe est systématiquement pleine et contient donc deux électrons (couche K) ou8 électrons (couche L et M). On peut alors énoncer deux règles :

– règle du duet : pour se stabiliser, les éléments de numéro atomique proche de celui del’hélium vont adopter sa structure électronique K2 . Ils ont alors 2 électrons sur leur coucheexterne.

– règle de l’octet : pour se stabiliser, les éléments de numéro atomique inférieur à 18 vontadopter la structure électronique du néon K2L8 ou de l’argon K2L8M8 . Ils ont alors 8électrons sur leur couche externe.

On peut se souvenir que pour se stabiliser un élément va chercher à ressembler au gaz rarele plus proche en adoptant sa structure électronique. (Exemples du chlore, de l’oxygène et dusodium)

4.3 Ions et moléculesCette partie est traitée sous forme de TD :


De l'atome aux édifices chimiquesOn l'a vu, les atomes ne sont stables que si leur couche externe est pleine. Pour devenir stables, c'estàdire ressembler au gaz rare le plus proche, ils ont deux possibilités, devenir un « ion » ou former une molécule.

1 Les ionsPrenons, l'exemple de l'oxygène 8

16 O . Sa structure électronique est K2L

6 . Pour ressembler au gaz rare le plus

proche, c'estàdire le néon, il doit gagner 2 e− . On obtient l'ion O2− qui est stable.→ Donner la structure électronique, puis l'ion formé par :

• le chlore• l'azote• le magnésium• Le lithium

• le phosphore• l'aluminium• le carbone• le soufre

Quelle(s) remarque(s) peuton faire concernant le carbone ?

2 Les moléculesUne autre manière de faire pour un atome qui souhaite gagner en stabilité, est de partager des électrons pour former des liaisons covalentes.

2.1 Principe Représentation de Lewis : cette représentation consiste à dessiner l'atome avec 1 « point » par électron sur sa couche externe. Par exemple, pour l'oxygène, qui a 6 électrons en couche externe, on obtient : :Ö : .

→Dessiner la représentation de Lewis pour : • le chlore• l'azote• le magnésium• Le lithium

• le phosphore• l'aluminium• le carbone• le soufre

Mise en commun d'électrons : les électrons mis en commun vont former une liaison et compter deux fois. Ainsi l'oxygène en s'associant à un autre oxygène va partager 2 de ses électrons et avoir ainsi l'impression de gagner les deux qui lui manque.

:Ö ::Ö :⇒ :Ö = Ö :Chaque atome a toujours 6 e− mais a l'impression d'en posséder 8. → Les traits entre les atomes son des doublets liants. Les autres électrons vont se grouper par deux et former des doublets nonliants. On obtient donc au final / O=O /

2.2 Application → Proposer la structure (schéma de Lewis) des molécules suivantes :

• dihydrogène• fluorure d’hydrogène• l’eau H

2O

• le dioxyde de carbone

• le monoxyde de carbone• le méthane CH

4

• le butane CH3−CH

3

Réaliser ces molécules à l'aide des modèles moléculaires.→

2.3 Utilisation d'un logiciel de modélisation Nous allons maintenant modéliser ces molécules à l'aide d'un logiciel. Il s'agit de chemsketch dont une version est téléchargeable gratuitement sur Internet à l'adresse : www.acdlabs.com/download/ → Avant de commencer, consulter le tutoriel disponible à partir de http://cours.physique.free.fr→ Réaliser un modèle des molécules du 2.2. En dessiner au moins 3 sur votre compterendu.


4.4 Les molécules : écriture, isomérie et géométrie

4.4.1 Comment écrire une moléculeSelon les besoins, les chimistes disposent de plusieurs écritures ou formules pour un corps

donné.– La formule brute : elle indique la nature et le nombre des atomes présents dans le composé.

exemple du butane : C4H10

– La formule développée : elle fait apparaitre tous les atomes et toutes les liaisons du composé.

exemple du butane :

H H H H| | | |

H − C − C − C − C − H| | | |H H H H

– La formule semi-développée : elle fait apparaitre tous les atomes et toutes les liaisons entreatomes à l’exception des liaisons avec les atomes d’hydrogène.

exemple du butane : CH3 − CH2 − CH2 − CH3

Exercice :Écrire les formules développées et semi développées des composés suivants : C2H6 et C2H7N

4.4.2 Notion d’isomérieLors de l’exercice précédent, on remarque que la formule brute C2H7N correspond à plusieurs

composés de formule développées différentes. Ce sont des isomères.

Définition :Des isomères sont des composés de formule brute identique mais de formules développées ou

semi-développées différentes.

Remarque :Des isomères n’ont pas le même nom et possèdent des propriétés physiques et chimiques dif-

férentes.

Exemple :Dans le gaz naturel, composé essentielement de méthane (CH4), on trouve en faible propor-

tion deux isomères de formule brute C4H10 :

CH3 − CH − CH3 CH3 − CH2 − CH2 − CH3

|CH3

2−methylpropane butane


Exercice :Écrire les isomères des composés suivants : C5H12 et C3H9N

4.4.3 La géométrie de quelques moléculesRépulsion des doublets électroniques

Principe :Deux charges électriques de mêmes signes se repoussent. Plus les charges sont proches, plus

la répulsion est forte. Dans le modèle de Gillespie 1, on oriente les doublets liants et non liantsd’une molécule de manière à ce qu’ils soient le plus loin possible les uns des autres. De la sorteon minimise les répulsions électriques entres doublets d’électrons.

En classe de seconde on ne s’intéresse qu’aux molécules simples, i.e. les molécules avec unatome central auquel tous les autres sont liés. De plus, pour les atomes étudiés, il y a 1 ou 4doublets comme vu précédemment pour les règles du duet et de l’octet.

→ Si il y a un seul doublet, la molécule est linéaire (H2)→ Si il y a 4 doublets, mais deux liaisons doubles, on obtient également une molécule linéaire

(CO2). Idem pour 1 doublet non liant et une liaison triple (N2).→ Si il y a 4 doublets mais 1 liaison double et deux liaisons simples, on obtient une molécule

triangle plan (CH2O)→ Si il y a 4 doublets autour de l’atome central et pas de liaisons multiples, ils sont disposés

aux sommets d’un tétraèdre régulier. Selon qu’il y ait des atomes ou non sur ces doubletson obtient des molécules tétraèdrique (CH4), pyramidale (NH3) ou coudée (H2O).

La représentation de Cram

A ce stade se pose à nous le problème de représenter en 2 dimensions sur la page de notrecahier une molécule en 3 dimensions. On utilise la représentation de Cram 2 dont les conventionssont les suivantes :

– On ne représente pas les doublets non-liants.– H − C : les atomes H et C sont dans le plan de la page.– H I C : C est dans le plan de la page et H est en avant de ce plan.– H B C : C est dans le plan de la page et H est en arrière de ce plan.

Exercice :Donner la représentation de Cram des molécules citées précédemment.

1. Ronald J. Gillespie, C. M., (né le 21 août 1924), professeur de chimie à l’Université McMaster au Canada,est spécialiste au domaine de la géométrie moléculaire

2. Donald James Cram (22 avril 1919 – 17 juin 2001) était un chimiste américain co-lauréat du prix Nobel dechimie en 1987 avec Jean-Marie Lehn et Charles J. Pedersen pour la « synthèse de molécules tridimensionnelles quipouvaient mimer le fonctionnement des molécules naturelles ». Il reçut également le Prix de la National Academyof Sciences en sciences chimiques

Chapitre 5

La classification périodique

5.1 Approche historique [TD]

Mendeleïev est né à Tobolsk, en Sibérie. Il étudia la chimie à l’université de Saint-Pétersbourget, en 1859, il fut envoyé à l’université de Heidelberg. Là-bas, il rencontra le chimiste italienStanislao Cannizzaro, dont les idées sur le poids atomique influencèrent sa réflexion. Mendeleïevretourna à Saint-Pétersbourg et enseigna la chimie à l’Institut technique en 1863. Il fut nomméprofesseur de chimie générale à l’université de Saint-Pétersbourg en 1866. Mendeleïev fut unprofesseur renommé et, aucun bon manuel de chimie n’étant disponible, il rédigea ses Principesde la chimie en deux volumes (1868-1870). Cet ouvrage est devenu un classique.

En écrivant ce livre, Mendeleïev essaya de classer les éléments selon leurs propriétés chimiques.En 1869, il publia sa première version de ce qui deviendra le tableau périodique. En 1871, il enpublia une version améliorée, laissant des cases vides pour des éléments encore inconnus. Sontableau et ses théories furent d’autant mieux accueillis que l’on découvrit successivement troiséléments dont il avait envisagé l’existence : gallium, germanium et scandium.

Les recherches de Mendeleïev portèrent également sur les solutions, la dilatation thermiquedes liquides et la nature du pétrole. En 1887, il entreprit un vol en ballon en solitaire pour étudierune éclipse solaire.

En 1890, il se dut quitter son activité universitaire à cause de ses idées politiques progressisteset de son plaidoyer pour les réformes sociales. En 1893, il devint directeur du Bureau des poidset mesures de Saint-Pétersbourg et occupa ce poste jusqu’à sa mort.

33

CHAPITRE 5. LA CLASSIFICATION PÉRIODIQUE 34

Travail à réaliser

A l’aide de la biographie ci-contre et de l’extrait du manuscrit original de Mendéleïev (audos), vous répondrez au questionnaire sur une feuille. Vos réponses devront être justifiées à l’aided’exemples pris dans les textes.

Questionnaire sur les principes de chimie

1. Quel est l’objectif de Mendeleïev au départ ?2. Quelle est la découverte qui a permis que l’on prenne ses travaux au sérieux ?3. Dans son texte, Mendeleïev parle de « groupes d’éléments semblables ».

– Quel est le nom que l’on donne à ces groupes ?– Qu’est-ce qui est semblable ?

4. « L’oxygène, [. . . ] possèdent des analogues. . . »– Qu’est ce que cela veut dire que l’oxygène possède un analogue ?– A l’aide de vos connaissances précédentes pouvez vous citer un analogue du brome ?– Les ressemblances entre deux analogues sont-elles parfaites ? Pour quelle(s) raison(s) ?

5. Quelle est la propriété d’un corps que l’on peut mesurer exactement ?6. Quel va alors être le second critère, qui associé aux analogies, va permettre de classer les

éléments les uns par rapport aux autres ?7. Vous avez déjà vu des éléments ayant des propriétés semblables. A l’aide de vos connais-

sances et du « bout » de tableau donné par Mendeleïev, pouvez vous donner les analoguesdu sodium (Na), et les analogues du strontium (Sr).

8. Le magnésium donne l’ion Mg2+. Quel ion va donner le calcium (Ca) ? Justifiez.9. Trois familles chimiques sont citées : les halogènes, les alcalins et les métaux. Pouvez vous

citer les éléments appartenant à ces familles ?10. Que nomme-t-on la loi périodique ?11. Dans les conclusions de son article, Mendeleïev fait au moins trois prédictions. Quelles

sont-elles ?12. Pouvez vous proposer un modèle du tableau de Mendeleïev, sous forme de schéma, qui

obéirait à la loi périodique.

5.2 Approche expérimentale [TP]Nous allons nous réaliser quelques expériences, telles que les chimistes pouvaient en réaliser

au XIX eme siècle, pour essayer de comprendre quels étaient les éléments de compréhension qu’ilsavaient à leur disposition.

Cette étude va porter sur les éléments chlore, iode et brome.

5.2.1 Les corps simples : dichlore, dibrome, diiode.Le chlore, l’iode et le brome existent dans le nature sous forme de molécules et d’ions mais

pas sous forme d’atomes isolés.


Observations

Observer et décrire, à l’aide des documents disponible, ces trois produits à température et àpression ordinaire.

Reproduire et compléter le tableau suivant :

ElémentSymbole de l’élémentNom de la molécule dichlore dibrome diiode

Formule de la molécule

Dissolution du dichlore, du dibrome, du diiode dans l’eau et dans un solvant orga-nique

Le dichlore, le dibrome et le diiode sont peu solubles dans l’eau ; les solutions obtenues enmélangeant ces produits avec de l’eau sont appelées eaux de dihalogène (ces solutions ne sontpas dangereuses).

1. Préparer 2 tubes à essais ; le 1er contiendra 2 ml d’eau de dibrome ; le 2eme, 2 ml d’eau dediiode. (Il n’y a pas d’eau de dichlore)

2. Ajouter 1 ml de cyclohexane (solvant organique) dans chacun des tubes.3. Faire un schéma de l’expérience avant agitation. (faire clairement apparaître la phase or-

ganique et la phase aqueuse)4. Après avoir agité, noter vos observations.5. Dans quelle phase ces produits sont-ils les plus solubles ? Justifier.

5.2.2 Les ions chlorure, bromure et iodureAction des ions argent Ag+

1. Préparer 3 tubes à essais. Verser 1 ml de solution de chlorure de sodium (Na+ +Cl−) dansle tube 1. Verser 1 ml de solution de bromure de potassium (K+ + Br−) dans le tube 2.Verser 1 ml de solution d’iodure de potassium (K+ + I−) dans le tube 3.

2. Ajouter dans chaque tube quelques gouttes d’une solution de nitrate d’argent (Ag++NO−3 )

3. Faire un schéma de l’expérience et noter vos observations.4. Faire l’inventaire des ions mis en présence dans chacun des tubes ; quelles sont les espèces

chimiques électriquement neutres, susceptibles de se former ? En déduire la formule desprécipités observés.

5. Exposer les 3 tubes à essais à la lumière.6. Noter vos observations au bout de 10 à 15 min.

Action des ions plomb Pb2+

1. Préparer 3 tubes à essais. Verser 2 ml de chaque solution ionique dans un tube à essais,puis ajouter, dans chaque tube, 3 gouttes de solution de nitrate de plomb (Pb2+ + 2NO−3 ).

2. Faire un schéma des expériences et noter vos observations.3. D’après cette expérience, les 3 éléments ont-ils les mêmes propriétés ? Justifier.


5.2.3 Conclusion1. A partir de toutes les expériences réalisées, peut-on dire que les 3 éléments (chlore, brome

et iode) ont les mêmes propriétés chimiques ?– Si oui, faire l’inventaire succinct de toutes ces propriétés.– Si non, indiquer quelles propriétés ils ont en commun et celles qu’ils n’ont pas en commun.

2. Le chlore, le brome et l’iode ont-ils les mêmes propriétés physiques ? Justifier par unexemple.

3. Les chimistes de l’époque ont regroupé ces éléments au sein d’une famille chimique que l’onappelle la famille des halogènes.A la suite de ce TP pouvez-vous essayer d’expliquer ce concept de famillechimique ?

5.3 Bilan : le tableau actuel———- Z croissant ——–→

Mêm

eno

mbred’électron

ssurla

couche

externe

Propriétéschim

iquesvoisines

Form

entle

mêm

etype

d’ions

oude

molécule

←—–

Troisième partie

Transformations de la matière

37

Chapitre 6

La mole

6.1 La notion de moleRépondre aux questions 1 à 4 :

38

CHAPITRE 6. LA MOLE 39

Complément : Nobel, Alfred Bernhard (1833-1896) : chimiste suédois, inventeur et phi-lanthrope, né à Stockholm. Après des études à Saint-Pétersbourg, en Russie, et aux États-Unis,où il étudia la construction mécanique, il retourna à Saint-Pétersbourg pour travailler avec sonpère sur la fabrication de mines, de torpilles et autres explosifs. Dans une usine familiale de He-leneborg, en Suède, il chercha à développer une façon sûre de manipuler la nitroglycérine, aprèsqu’une explosion dans l’usine, en 1864, eut tué son plus jeune frère et quatre autres personnes.En 1867, Nobel atteignit son but : en utilisant un matériau d’emballage organique pour réduirela volatilité de la nitroglycérine, il fabriqua ce que l’on appelle la dynamite. Il fabriqua ensuitela balistite, l’une des premières poudres inodores. Lorsqu’il mourut, il contrôlait des usines defabrication d’explosifs dans de nombreuses régions du monde. Son testament stipula que la plusgrande partie de sa fortune, estimée à 9 millions de dollars, devait servir à créer un fonds destinéà des prix remis chaque année pour récompenser des travaux dans le domaine de la physique,de la chimie, de la médecine ou de la physiologie, de la littérature et de la paix dans le monde.Depuis 1969, il existe aussi un prix en économie.

6.2 Quelques définitionsA compléter en classe par les élèves :– La mole :– La constante d’Avogadro NA :– La quantité de matière n d’un échantillon (en fonction de N le nombre d’entités chimiques

de l’échantillon et de NA la constante d’Avogadro) :– La masse molaire atomique :– La masse molaire moléculaire :– Relation entre la quantité de matière n et la masse m d’un échantillon :

6.3 Le cas des gazLe cas des gaz est particulier puisque à température et pression données, le volume occupé

par une mole de gaz est indépendant du gaz. Ce volume, noté Vm, est appelé volume molaire ets’exprime en L.mol-1.

=⇒ Quelle est la quantité de matière d’un volume V de gaz ?


6.4.1 TP : Prélèvements de quantité de matière

TP CHIMIE Prélèvements de quantités de matière

Objectifs : Prélever une quantité de matière connue d'une espèce chimique donnée, solide ou liquide.

IPrélèvement d'une quantité de matière dans le cas d'un solide

I.1 Calculs préliminaires

a) Déterminer la masse de 0,020 mol de saccharose (formule: C12H 22O 11 ), puis la masse de 0,020 mol de glucose (formule: C6H 12O6 ).

b) Ces deux échantillons contiennent la même quantité de matière , ontils la même masse ?

I.2 Réalisation expérimentale

Pour une substance à l'état de poudre, on peut procéder par pesée, en utilisant une ba1ance é1ectronique.

1. Prélever n=0,020mol de saccharose. : ▪ placer la capsule sur le plateau de la balance et agir sur le bouton tare pour amener

l'affichage à zéro. ▪ à l'aide d'une spatule propre et sèche, déposer dans la capsule la masse désirée de

saccharose.2. Prélever à présent n=0,020mol de glucose. 3. Schématiser la manipulation sur votre compte rendu et conclure .

IIPrélèvement d'une quantité de matière dans le cas d'un liquide Pour une substance liquide on peut également procéder par pesée. Mais le plus souvent on utilise la mesure d'un volume à l'aide d'une verrerie graduée (éprouvette, burette, pipette) ou d'une verrerie jaugée (pipette, fiole).

Cette verrerie est présentée sur vos table, la schématiser.→

Dans le cadre de ce TP, les prélèvements seront effectués à l'aide d'une éprouvette graduée ou d'une burette graduée.

• On utilise une éprouvette graduée pour une mesure ne nécessitant pas une grande précision (à 0,5 ou 1 ml près selon la capacité de l'éprouvette).

• Une burette graduée permet d'effectuer une mesure p1us précise (à 0,1mL près en général).

II.1 Calculs préliminaires

On souhaite prélever n=0,30mo1 de propanone ou acétone (attention: ce liquide est inflammable) puis n=0,30mol d'eau.

Déterminer les volumes à prélever en complétant le tableau suivant :→

Liquide propanone eau

Formule C3H 6O H 2O

M g.mol−1

m g

n mol 0,3 0,3

g.cm−3 0,79 1

V cm3ou mL

Ces deux échantillons contiennent la même quantité de matière; occupentils le même volume ?

II.2 Réalisation expérimentale

1. Réaliser les prélèvements à l'éprouvette puis à la burette en vous aidant de la fiche méthode pp 334335.

2. Schématiser la manipulation sur votre compte rendu.

Chapitre 7

La concentration molaire et espècesen solution

7.1 Définitions

7.1.1 SolutionUn solution est obtenue par dissolution d’un soluté dans un solvant. Par exemple, dans le cas

de l’eau salée le solvant est l’eau et le soluté est le sel. Quand le solvant est l’eau, on parle desolution aqueuse.

7.1.2 Concentration molaireOn a CA = nA

V avec CA la concentration de l’espèce A en mol.L−1 , nA la quantité de matièreen mol de l’espèce A dissoute dans le volume V en L de solution.

7.2 Préparation d’une solution de concentration déterminée

7.2.1 Dissolution d’une espèce solide– Voir TP Les solutions– Exercice d’application

7.2.2 Dilution d’une solution de concentration donnée

42

CHAPITRE 7. LA CONCENTRATION MOLAIRE ET ESPÈCES EN SOLUTION 43

On a conservation de la quantité de matière ⇒ n = n′, or n = C.V et n′ = C ′.V ′

On en déduit que dans le cas d’une dilution C.V = C ′.V ′.

– Voir TP Les solutions– Exercice d’application

7.3 Application : réalisation d’une échelle de teinte– Voir TP Les solutions– Exercice d’application


7.4.1 TP : Les solutions

Les solutionsQue nous mettions 4 morceaux de sucre dans 1L d'eau ou 8 morceaux dans 2L d'eau nous obtenons une eau qui a le même goût. En chimie il nous faut donc une grandeur autre que le nombre de morceaux de sucres ou la masse. Cette grandeur s'appelle la concentration.

1. Préparation d'une eau sucréeNous voulons préparer 100 mL de solution de saccharose dans l'eau (eau sucrée!) à 23g.L−1 .

1.1. Question préliminaire

La concentration souhaitée étant de 23g.L−1 , quelle quantité de saccharose devez vous prélever pour préparer 100 mL ?

1.2. Réalisation

1. Prélever environ 100 mL d'eau distillée dans une éprouvette graduée.

2. Introduire le saccharose, que vous aurez pesé au préalable, dans une fiole jaugée à l'aide d'un entonnoir.

3. Introduire une première fois de l'eau en faisant attention de bien récupérer le saccharose sur les bords de l'entonnoir. Le niveau de l'eau ne doit pas dépasser le milieu de la fiole.

4. Boucher la fiole et agiter.5. Ajouter de nouveau de l'eau afin d'ajuster au trait de jauge.

La surface de l'eau forme un ménisque et c'est le bas de ce ménisque que vous devez ajuster au trait de jauge.

1.3. Questions

Lorsque l'on parle de g.L−1 , il s'agit d'une concentration massique. Mais en chimie il est plus courant d'utiliser la concentration molaire, c'estàdire en mol.L−1 .

1. Sachant que la formule du saccharose est C12 H22 O11 , pouvezvous calculer sa masse molaire?

2. Quelle est alors la concentration molaire de la solution préparée ?3. Un élève a mis trop d'eau. Peutil compenser l'erreur en prélevant de la solution ? Pourquoi ?

2. Dilution d'une solution Vous avez à votre disposition :

• une solution de sulfate de cuivre de concentration molaire 1,0 .10−2 mol.L−1 et de l'eau distillée.

• une fiole jaugée de 100mL, une pipette jaugée de 10 mL, une propipette et des béchers.

2.1. Expérience

On souhaite diluer 10 fois la solution initiale et obtenir une solution de concentration 1,0 .10−3 mol.L−1 . Proposer un protocole.

trait de jauge

ménisque

2.2. Questions

1. Quelle est la quantité de matière prélevée pour réaliser la solution finale ?

2. Quel est le volume de la solution finale ?

3. Vérifier que la concentration molaire de la solution obtenue correspond bien à ce que l'on souhaitait.

3. Si vous avez le temps : échelle de teinteUne échelle de teinte est une méthode pour déterminer visuellement une concentration inconnue. Nous allons travailler à partir d'une solution A de permanganate de potassium de concentration

1,0 .10−2 mol.L−1 et réaliser une série de dilution. Vous utiliserez les tubes à essais qui sont à votre disposition.

solution n° 1 2 3 4 5 6Volume de solution A 1 mL 2 mL 3 mL 4 mL 5 mL 6 mL

Volume d'eau

Volume total 10 mL 10 mL 10 mL 10 mL 10 mL 10 mL

Concentration molaire

Une solution X de permanganate de potassium est posée sur le bureau du professeur. A l'aide de l'échelle que vous venez de réaliser, essayer de déterminer la concentration molaire de cette solution X.

CHAPITRE 7. LA CONCENTRATION MOLAIRE ET ESPÈCES EN SOLUTION 46

7.4.2 TP : Initiation au dosage

2nde

Initiation au dosage

Parfois, il est utile de déterminer la concentration d'une solution en une espèce donnée.

exemple : dans la salle nous disposons aujourd'hui d'une solution de diiode ( I2 ). Il s'agit donc d'un mélange de molécule I2 dans de l'eau (H2O).

L'eau est en quantité très importante, il s'agit du solvant. Ce sont les molécules de diiode donnent la couleur brune à la solution et la question que l'on se pose ici est :

combien y-a-t-il de moles de diiode dans l'eau ?

Pour répondre à cette question on va effectuer un dosage. C'est à dire que l'on va utiliser une réaction chimique avec un produit de concentration connue. Pour le diiode la réaction utilisée est une réaction avec le thiosulfate de sodium :

... I2 ... S2O32− ... I− ... S4O6

2− (à compléter)

L'avantage de cette réaction est que I2 donne une coloration brune, alors que les trois autres espèces sont incolores. On verse donc du thiosulfate jusqu'à décoloration de la solution, ce qui signifie que toutes les molécules de I2 ont été consommées. Ce moment s'appelle l'équivalence.

Comme on connaît la concentration du thiosulfate et le volume versé, on détermine le nombre de moles de thiosulfate versé et par conséquent, grâce à l'équation, le nombre de moles de diiode qu'il y avait dans notre solution de départ.

Schéma du montage:

Vous allez verser le thiosulfate progressivement (i.e. mL par mL), jusqu'à décoloration de la solution.

1. Combien de mL de thiosulfate avez vous versé ?

2. A quelle quantité de matière nS2O32−

cela correspond-t-il ?3. Combien de moles de S2O3

2− réagissent avec

une mole de I2 ?

4. En déduire le nombre de moles n I2initialement présentes dans la solution.

5. Quelle était la concentration en diiode de la solution de départ ?

6. Réaliser le tableau d'avancement et vérifier la validité de vos résultats.

H2O

I2

thiosulfateC2= ......... mol/L

diiodeC1=inconnueVolume = 10 mL

Chapitre 8

La réaction chimique

8.1 La transformation chimiqueDiscussion– Avez-vous des exemples de transformations chimiques ?

– Combustion du méthane– Précipitation du chlorure d’argent– L’attaque d’un métal par un acide

– Quels sont les signes de l’existence d’une transformation chimique ?– La transformation de la glace en eau liquide est-elle une transformation chimique ?– Non, alors comment définir une transformation chimique ?

Bilan

Une transformation chimique est une transformation de la matière au cours de laquelle lesatomes vont se réarranger. Certaines espèces chimiques vont donc apparaitre tandis que d’autresdisparaissent.

Une transformation chimique est accompagnée de signes plus ou moins visibles : dégagementde chaleur, changement d’odeur, apparition d’une odeur, apparition d’une nouvelle espèce (ex :précipité) ou la disparition d’une espèce.

Attention ! Les changements d’états (ex : solide→ liquide) sont des transformations physiques,mais les espèces chimiques ne sont pas modifiées. Ce ne sont donc pas des transformationschimiques.

48

CHAPITRE 8. LA RÉACTION CHIMIQUE 49

8.2 Description des états & définitionsAu cours d’une réaction chimique, les espèces qui réagissent entre elles et disparaissent se

nomment les réactifs. Les espèces chimiques qui apparaissent sont appelées les produits. De nom-breuses espèces présentes dans le milieu réactionnel ne participent pas à la réaction, elles sont« spectatrices ».

L’état d’un système chimique à un instant donné est caractérisé par :– les quantités de matière des espèces présentes n en moles– leur état physique (solide, gaz, liquide)– la température T en C ou en K– la pression P en Pa ou en bar

Lors d’une transformation chimique, le système évolue d’un état initial vers un état final :

E.I. à T et P E.F. à T’ et P’Transformation chimique

Réactifs (n) −→ Produits (n’)Espèces restantes

Exercice : on met en contact du diazote et du dihydrogène gazeux à la température de 500 Cet à la pression de 22 bars. Il se produit une transformation chimique. A la fin on mesure unetempérature de 500 C, une pression de 22 bars et on récolte du diazote et de l’ammoniac gazeux.

1. Identifier les réactifs et les produits ;2. Schématiser la transformation en décrivant les EI et EF.

8.3 L’équation chimiqueAfin de décrire une réaction chimique on utilise l’équation chimique. Dans cette équation on

indique les éléments chimiques par leurs symboles, ainsi que mes proportions dans lesquels ilréagissent par des nombres stœchiométriques.

nombres stoechiometriques× reactifs −→ nombres stoechiometriques× produits

Les nombres stœchiométriques doivent respecter le principe énoncé par Antoine Laurent deLavoisier dans son Traité élémentaire de chimie en 1789 : « Rien ne se perd, rien ne se crée, toutse transforme ».

−→ L’équation chimique respecte la conservation des éléments chimiques, mais également laconservation des charges électriques.

Exemple : la synthèse de l’eau réalisée à partir du dihydrogène et du dioxygène :

H2 +1

2O2 −→ H2O

Exercices : selon livre

CHAPITRE 8. LA RÉACTION CHIMIQUE 50


8.4.1 TP : Réaction chimique & bilan de matière

TP de Chimie 2nde

Réaction chimique & Bilan de matière

MatérielBallon de 500 mLBouchon percéTube à dégagementPressiomètreBuretteéprouvette 250mL

RéactifsSolution aqueuse d'acide éthanoïque Hydrogénocarbonate de sodiumindicateur coloré BBT

Dispositif expérimental

On étudie la réaction entre l'hydrogénocarbonate de sodium ( NaHCO3 ) et l'acide éthanoique ( CH 3 CO2 H ) au cours de laquelle apparaissent de l'eau ( H 2O ), du dioxyde de carbone ( CO2 ) et de l'éthanoate de sodium ( NaCH 3 CO2 ).

1- Questions préliminaires 1. Écrire l'équation de la réaction chimique étudiée.2. A l'aide du matériel disponible sur la table, déterminer le volume V contenu par le ballon

muni du bouchon et du tube à dégagement. Le volume de gaz contenu au total lors de l'expérience sera alors V tot=V – 20 mL pour tenir compte du liquide introduit.

2- Protocole expérimental 1. Chaque groupe introduit dans le ballon un barreau magnétique, puis, à l’aide d’une burette

graduée, un volume différent V A (voir tableau ci-contre) d’une solution aqueuse d’acide éthanoïque de concentration molaire C A=1 mol.L−1 .

2. Ce volume est ensuite complété à 20 mL par de l’eau distillée, de manière à ce que le volume d’air présent au départ soit identique dans chaque ballon.

3. Ajoutez quelques gouttes de bleu de bromothymol (BBT).

4. Bouchez le ballon et mesurez la pression initiale P i à l’intérieur.

5. Introduisez dans le ballon un morceau de papier filtre contenant 0,5 g d’hydrogénocarbonate de sodium, puis rebouche-le immédiatement.

6. Mettez en marche l’agitation magnétique et maintenez-la pendant toute la durée de la réaction.

7. Relever la valeur finale P f de la pression.

3- Exploitation des résultats 1. Comment pourrait-on montrer que le gaz formé est du dioxyde de carbone CO2 ?

2. Montrer en utilisant la loi des gaz parfaits que l'on peut écrire n gaz formé =P f – P i×V tot

R×T

3. Reproduire et compléter le tableau ci contre :

groupe 1 2 3 4 5 6 7V A en mL 1 2 4 6 8 10 12

État initial

P i en barn CH 3CO 2 H en moln NaHCO3 en mol

État final

P f en barn CO2 en mol

Reste-t-il de l'acide ?

4. Tracez la courbe représentant la quantité de matière de dioxyde de carbone nCO2 formé en fonction de la quantité de matière d'acide n CH 3CO 2 H introduite.

5. Interpréter la courbe.

Documents

Cours de chimiecours.physique.free.fr/IMG/pdf/Courschimie.pdf · CHAPITRE 1. LE MONDE DE LA CHIMIE 7 Conclusion: –Certainessubstancessontissuesdelachimiedesynthèseetontétécréeesparl’homme,ce