Chimie I M1 Notes de cours 1.6 à 1.8
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1.6 Formules chimiques et nomenclature Formule chimique Forme abrégée sous laquelle on écrit un composé Exemple : NaCl 1 atome sodium 1 atome chlore CO2 1 atome de carbone 2 atomes d’oxygène 1 molécule de chlorure de sodium 1 molécule de dioxyde de carbone Le nombre d’oxydation ou la charge représente la charge d’un élément à l’intérieur d’un composé ionique. Les éléments de la famille I ont un nombre d’oxydation de 1+. Les éléments de la famille II ont un nombre d’oxydation de 2+. Les éléments de la famille III ont un nombre d’oxydation de 3+. Les éléments de la famille V ont un nombre d’oxydation de 3-. Les éléments de la famille VI ont un nombre d’oxydation de 2-. Les éléments de la famille VII ont un nombre d’oxydation de 1-. 1 1+ 2+ 3+ 3- 2- 1- Ion monoatomique Ion formé d’un seul atome (Ca 2+ Li 1+ Cl 1- O 2- ). Ion polyatomique Ion qui contient plus d’un atome (CrO4 2- NH4 1+ CO3 2- ) Dites si les ions suivants sont monoatomiques ou polyatomiques. a) b) c) d) Li 1+ CrO4 2NH4 1+ Ca 2+ e) CH3COO 1f) Cl 1g) Br 1h) Al 3+ i) OH 1j) CO3 2k) PO4 3l) K 1+ 2 Voici la liste des ions polyatomiques que vous devez apprendre par cœur. Cation NH4 1+ ammonium Anion CH3COO 1- OH 1- acétate hydroxyde NO3 1- nitrate FO3 1- fluorate 1- chlorate BrO3 1- bromate ClO3 IO3 1- iodate CO3 2- carbonate SO4 2- sulfate PO4 3- phosphate Règle pour écrire un composé ionique Écrire l’ion positif (cation) avant l’ion négatif (anion). La somme des charges (+ et -) est toujours égale à zéro. Faire quelques exemples avec les élèves. Démontrer l’équilibre des charges avec la méthode du croisé. Faire les exercices 7, 8 et 9 p. 217. Feuille de travail 1.6 (Travail 1 et 2) 3 La nomenclature Au début, on nommait les produits chimiques avec des noms communs (parfois encore utilisé). Aujourd’hui, la nomenclature est la façon que l’on nomme les composés. Formule chimique Nom commun Nomenclature CaO Chaux Oxyde de calcium Mg(OH)2 Lait de magnésie Hydroxyde de magnésium NO2 Gaz hilarant Dioxyde d’azote NaHCO3 Bicarbonate de soude Bicarbonate de sodium Il existe deux types de composés : les composés binaires (formés de 2 éléments) et les composés ternaires (formés d’au moins 3 éléments). A) Sels binaires Formé M + NM Racine du NM + « ure » de M 4 Exemples : NaCl KI FeCl3 CaBr2 Faire la feuille de travail 1 B) Sels ternaires Formé M + ion polyatomique Ion polyatomique de M Exemples : Be(NO3)2 MgCO3 NH4BrO3 Sr3(PO4)2 CuSO4 Faire la feuille de travail 2 Note : Quand un composé contient un métal de transition, qui peut avoir plus d’un nombre d’oxydation, il faut indiquer le nombre d’oxydation par un chiffre romain. Exemples : FeCl3 chlorure de fer III FeCl2 chlorure de fer II 5 C) Oxyde métallique Formé M + O Oxyde de M Exemples : MgO Fe2O3 Na2O D) Oxyde non-métallique (molécule la somme des charges n’est pas égale à 0) Formé NM + O Préfixe + oxyde Exemples : E) de préfixe + NM CO N2O SO3 Préfixe 1 mono 2 di 3 tri 4 tétra 5 penta 6 hexa 7 hepta 8 octa 9 nona 10 déca Acide binaire Toujours dans l’eau Formé Acide racine du NM + « hydrique » H + NM Exemple : HCl(aq) 6 F) Acide ternaire Formé H + ion polyatomique Acide racine du NM + « ique » Exemple : HClO3 Acide binaire HCl(aq) Acide ternaire acide chlorhydrique HClO3 acide chlorique HBr(aq) acide bromhydrique HBrO3 acide bromique HI(aq) acide iodhydrique HIO3 acide iodique HF(aq) acide fluorhydrique HFO3 acide fluorique HCN(aq) acide cyanhydrique HNO3 acide nitrique H2S(aq) acide sulfhydrique CH3COOH acide acétique HCOOH acide formique H2SO4 acide sulfurique H2CO3 acide carbonique H3PO4 acide phosphorique G) Hydroxyde ou base Formé M + OH Hydroxyde de M Exemple : LiOH Zn(OH)2 7 Test de la flamme Lorsque des composés sont chauffés on obtient différentes couleurs de flamme. Chaque couleur permet d’identifier l’ion positif (cation) dans le composé. Exemple : NaCl Na1+ couleur jaune/orange 1.7 Les réactions chimiques Une équation chimique démontre comment les substances sont transformées au cours d’une réaction chimique. Ex : H2 + Cl2 2 HCl(aq) coefficient (nombre de molécule) Réactifs Produit Exemple 1 : 2 H2 Signification : + réagit avec O2 2 H2 O pour produire 8 Exemple 2 : 2 Al Signification : + 6 HCl(aq) réagit avec 2 AlCl3 pour produire + 3 H2 et Parfois on ajoute l’information suivante aux équations (abréviations) : (s) solide (l) liquide ou (g) gaz ou (ppt) précipité (solide qui se dépose) (aq) aqueux (dans l’eau) Ex : 2 HgO(s) 2 Hg(l) + O2 AgNO3(aq) + NaCl(s) AgCl + NaNO3(aq) Il existe deux différentes formes d’équations chimiques. Équation nominative o On se sert des noms o Ex : Le sodium réagit avec le chlore pour produire le chlorure de sodium. Désavantage : Ne fournit pas suffisamment d’informations 9 Équation squelette (symbolique) o On se sert des formules chimiques o Indique l’état de chaque réactif et produit o Facilite l’écriture des équations o Ex : 2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s) Faire les exercices 3 et 4 p.113 Loi de la conservation de la masse « Stipule que lors d’une réaction chimique, la somme des masses des produits est toujours égale à la somme des masses des réactifs. » La matière ne peut être ni détruite ni créée. Application de cette loi à partir des masses molaires : 2 N2H4 + N2O4 3 N2 + 4 H2 O 10 Les équations chimiques équilibrées o Respecte la loi de la conservation de la masse o Voir les étapes à suivre pour équilibrer une équation chimique p.116 o Pour équilibrer une équation chimique, on doit ajouter des coefficients afin d’avoir le même nombre d’atomes de chaque sorte des deux côtés de la flèche. 1) H2 + Cl2 HCl 2) C + O2 CO 3) Na + O2 Na2O 4) Zn + HCl ZnCl2 5) Sn + Cl2 SnCl4 6) P + Cl2 PCl3 7) KClO3 KCl + 8) AgNO3 + MgCl2 AgCl 9) H2SO4 + Al(NO3)3 Al2(SO4)3 + + H2 O2 + Mg(NO3)2 HNO3 Faire exercice 1 p.237 Faire les feuilles supplémentaires 11 1.8 La classification des réactions chimiques Types de réactions chimiques 1. Réaction de synthèse (p.120-121) A + B AB o 1 élément réagit avec un ou plusieurs autres éléments pour former un composé o réaction de combinaison ou de formation Formation d’un oxyde métallique M Ex : + 4 Fe(s) + O MO 3 O2(g) 2 Fe2O3(s) (rouille) Formation d’un oxyde non métallique NM + Ex : N2(g) + O NMO 2 O2(g) 2 NO2(g) (dioxyde d’azote) Formation d’un sel binaire M Ex : + NM sel binaire (M+NM) 2 K(s) + Cl2(g) 2 KCl(s) (chlorure de potassium) 12 Formation d’un acide NMO Ex: SO3(g) + H2 O acide (H+NM) + H2O(l) H2SO4(aq) (“pluie acide”) Formation d’une base ou hydroxyde Ex: MO + H2 O base (M+OH) CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) (chaux) 2. Décompositon (p.122) AB A + B o composé se sépare en ses éléments ou d’autres composés Ex : 2 H2O(l) 2 H2(g) + (électrolyse de l’eau) O2(g) 13 3. Réaction de combustion i. Réaction de combustion complète o Réaction entre un composé ou un élément ET de l’oxygène o Entraîne la formation des oxydes o S’accompagne généralement de lumière et de chaleur Ex : CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) + chaleur Combustion du propane o Attention : Souvent des réactions de synthèse Ex : 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) ii. Réaction de combustion incomplète o Combustion où la quantité d’oxygène est insuffisante o Formation du monoxyde de carbone (CO) et de l’eau (H2O) si le réactif est composé de carbone 14 4. Réaction de déplacement simple o un élément d’un composé est remplacé par un autre élément Ex : M1 + M2NM Zn(s) + Fe(NO3)2(aq) MNM1 Ex : M2 + NM2 CaBr2(s) + Cl2(g) Voir la série d’activité des métaux Zn(NO3)2(aq) MNM2 CaCl2(aq) + M1NM + Fe(s) + NM1 + Br2(l) p.126 Un métal réactif déplace ou remplace à l’intérieur d’un composé n’importe quel métal qui se trouve en dessous de lui dans la série d’activité. 5. Réaction de déplacement double AB + CD AD + CB o échange de cations entre deux composés ioniques Ex : NaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) 15
