Physique – Chimie Cahier de révisions été 2016 entrée en 1ère

Physique – Chimie
Cahier de révisions été 2016
entrée en 1ère
Avant de commencer l'année de première, quelques petites révisions sont les bienvenues. Voici
quelques exercices pour réactiver vos neurones endormis par ces semaines de repos...
Au programme...
☛ puissances de 10 et conversion
☛ Déterminer la composition d'un atome
☛ Utiliser la règle de l'octet, la classification périodique
☛ Calculer des quantité de matière
☛ Calculer des concentrations
☛ Préparer des solutions
☛ Écrire des équations de réaction :
☛ Représenter une molécule
☛ Mécanique – calculer des vitesses
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Puissances de 10 et conversions
Rappel : Tableau à connaître par cœur !!!!
10n
Préfixe
Symbole
106
méga
M
103
kilo
k
102
hecto
h
101
déca
da
100 = 1
(aucun)
(aucun)
10-1
déci
d
10-2
centi
c
10-3
milli
m
10-6
micro
μ
10-9
nano
n
Rappel : règles mathématiques
• Multiplication : 10A x10B = 10A+B
• Division : 10A /10B = 10A-B
Ça ne serait pas plus
simple en puissance de 10 ?
1. Convertir dans l'unité de base :
Méthode : Il suffit de remplacer le multiple ou le sous multiple par la puissance de 10 correspondante.
• 2 mm à convertir en m soit 2 mm = 2x10-3 m
• 1,5x102 cm à convertir en m soit 1,5x102 cm = 1,5x102x10-2 m = 1,5x100 m = 1,5 m
Applications : convertir les valeurs suivantes dans l'unité de base demandée :
a) 15 cL en L
d) 1,5x102 nm en m
b) 2,3 kg en g
e) 7,2x10-1 μm en m
c) 20 ms en s
f) 60x10-3 ms en s
2. Convertir des valeurs suivantes dans un multiple ou sous-multiple :
Méthode : Faire apparaître la puissance de 10 correspondant au multiple souhaité (pour faire
apparaître 103 il suffit d'écrire 103x10-3) puis remplacer la puissance de 10 par le symbole du multiple.
Exemples 1 : 15 m à convertir en km soit 15 m = 15 x103 x10-3 km = 15x10-3 km
Exemples 2 : 32x10-2 m à convertir en mm 32x10-2 m = 32x10-2x10-3x103 = 32x10-2x103 mm = 32x101 mm
Applications : Convertir les valeurs suivantes dans le multiple ou sous-multiple demandé :
a) 2,3 g en kg
b) 5 L en mL
c) 1,2 W en MW
d) 6,4x10-5 s en μs
e) 6,25 x106 g en kg
f) 7x10-7 m en nm
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Déterminer la composition d'un atome
1. Le noyau d'un atome de cobalt Co contient 27 protons et 32 neutrons.
a) Déterminer les valeurs A et Z pour cet atome.
b) Écrire la représentation symbolique du noyau de cobalt.
c) Déterminer le nombre d'électrons de cet atome de cobalt. Justifier la réponse.
2. Le noyau de l'atome d'uranium a pour symbole 235
92U .
a) Donner la composition de l'atome d'uranium.
b) Un noyau possédant 92 protons et 146 neutrons est-il un isotope de l'uranium
235
92
U . Justifier.
Utiliser la règle de l'octet, la classification périodique
1. L'atome de chlore Cℓ a 17 électrons.
a) Donner la structure électronique de l'atome de chlore.
b) En déduire la place (ligne et colonne) de l'élément chlore dans la classification périodique.
c) En appliquant la règle de l'octet, déterminer la formule chimique de l'ion chlorure.
2. Un atome X a pour structure électronique K2L8M2.
a) Préciser la place de cet atome dans la classification périodique.
b) Déterminer la formule de l'ion stable qu'il peut former. Justifier.
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Calculer des quantités de matière
Rappel de cours :
La mole est l'unité de quantité de matière. Une mole d'atomes, de molécules, d'ions...est la quantité de
matière d'un système contenant 6,02x1023 atomes , molécules, ions...
Le nombre N d'atomes, de molécules, d'iions...contenus dans un système est propotionnel à la quantité
de matière n correspondante :
N=n×N A
n s'exprime en mol et NA, appelé constante d'AVOGADRO, vaut NA=6,02×10 23 mol−1
La masse molaire atomique M d'un élément est la masse d'une mole d'atomes de cet élément ; elle
s'exprime en g.mol-1.
La masse molaire moléculaire M d'une espèce chimique est la masse d'une mole de ses molécules. Elle
est égale à la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes présents la molécule. Elle
s'exprime en g.mol-1.
La masse molaire d'un ion polyatomique est égale à la somme des masses molaires atomiques de tous
les éléments présents l'ion et s'exprime en g.mol-1.
1. Un morceau de sucre contient 9,78  1021 molécules de saccharose, quelle est la quantité de matièr de
saccharose présente ?
2. Déterminer la quantité de matière contenue dans une cuillérée de sucre de masse m= 3,0 g.
Formule brute du saccharose C12H22O11
3. Même question pour une pincée de sel de masse m= 150 mg
Formule brute du sel de cuisine (chlorure de sodium) NaCl
Données :
Masses molaires en
g/mol
H
C
O
Na
Cl
1,0
12,0
16,0
23,0
35,5
Calculer des concentrations
Rappels de cours :
La concentration massique (ou teneur massique) d’une espèce chimique est la masse de cette espèce
chimique dissoute dans un litre de solution. Elle s’exprime le plus souvent en g.L -1
La concentration molaire d’une espèce chimique est la quantité de matière de cette espèce dissoute dans
un litre de solution. Elle s’exprime le plus souvent en mol.L-1.
1. Le sérum physiologique peut être utilisé pour le rinçage de l’œil ou des sinus. Il est conditionné en
ampoules de volume Vsol = 5,0 mL contenant une masse m= 45 mg de chlorure de sodium. Calculer la
concentration massique du chlorure de sodium dans le sérum physiologique.
2. Une tasse de café sucré contient 5,6 g pour un volume de 50 mL. Déterminer la teneur en sucre du café.
3. Une perfusion de volume V = 1,5 L contient 4,17 mmol de glucose. Calculer la concentration molaire en
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glucose de la perfusion.
4. Sur l’étiquette d’une bouteille d’eau minérale on peut lire t(Ca2+)= 468 mg.L-1 ; quelle est la
concentration molaire des ions calcium dans la bouteille ? Donnée : M (Ca) = 40,1 g.mol-1
Préparer des solutions
Rappel de cours.
Par dissolution d’un composé solide.
Entrainez-vous à l’aide du site : http://www.ostralo.net/3_animations/swf/solution_massique.swf
Par dilution d’une solution mère.
Lors d’une dilution, il y a conservation de la quantité de matière de soluté (l’espèce dissoute).
La quantité de matière de soluté : n=C 0⋅V 0=C.V
V = volume final de la solution fille (volume de la fiole jaugée).
V0 = volume à prélever de la solution mère (volume de la pipette jaugée) : V 0=
On définit le facteur de dilution F comme le rapport :
F=
C.V
C0
C0 V
=
C V0
Entrainez-vous à l’aide du site : http://www.ostralo.net/3_animations/swf/solution_massique.swf
Exercices :
1. Un technicien doit préparer une solution aqueuse de permanganate de potassium de volume
Vsol= 2,0 L à la concentration C= 2,0  10-3 mol.L-1
a) Quelle quantité de permanganate de potassium doit-il prélever ?
b) En déduire la masse de permanganate de potassium qu’il doit peser.
Masse molaire du permanganate de potassium ; M= 158 g/mol
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2. On veut préparer 200 mL d’une solution de glucose (C6H12O6) à la concentration de 0,50 mol/L.
Décrire le protocole expérimental en précisant les différents calculs et en nommant la verrerie.
Masse molaire du glucose ; M= 180 g/mol
3. On dispose d’une solution de chlorure de sodium de concentration 11,7 g /L. On souhaite obtenir 100
mL d’une solution à la concentration de 1,0  10-2 mol/L.
Masse molaire du chlorure de sodium : M= 58,5 g/mol
a) Quel volume de la solution mère faut-il-prélever ?
b) Quel est le facteur de dilution ?
4. On considère une solution de bétadine de concentration en diiode C 0= 6,20  10-3 mol/L. On souhaite
préparer par dilution de la solution mère un volume V= 250 mL de solution à la concentration en diiode
C= 2,48  10-4 mol/L.
a) Calculer le facteur de dilution.
b) Déterminer le volume V0 de solution mère à prélever.
c) Rédiger le protocole expérimental.
Écrire des équations de réaction
Rappel : une équation de réaction doit être ajustée :
☛
conservation de la nature des éléments de chaque coté
☛
conservation du nombre d'atomes
☛
conservation des charges
Pour ajuster l'équation, on ajoute des nombres appelés nombres stœchiométriques devant la formule
des réactifs ou des produits.
On commence toujours par ajuster les atomes présents dans 1 seul réactif et 1 seul produit.
1. Ajuster les équations ci-dessous :
Équations n°1
Mg +
Équations n°2
CO2 →
MgO +
C
Na + H + → Na+ + H2
SiCℓ4 + Zn →
ZnCℓ2 +
Si
Aℓ + Cr2O3 → Aℓ2O3 + Cr
CH4 +
HCℓ +
Cℓ2 →
C
C2H6 +
O2 →
CO2 +
Cu2+ +
Al →
Cu
FeS2 + O2 → SO2 + Fe2O3
H2O
+
Al3+
C3 H 8 +
O2 →
Fe3+ +
I- →
CO2 +
Fe2+
+
H2O
I2
2. Dans une pile expérimentale, on réalise la combustion de l’hydrazine N 2H4 en présence de dioxygène
O2. Ces piles, bien que très performantes, sont peu utilisées car très coûteuses et difficile à mettre en
œuvre. Lors de la combustion il se forme du diazote N2 et de l'eau.
a) Quels sont les réactifs et les produits de cette réaction de combustion ?
b) Écrire l'équation bilan de la réaction chimique qui a lieu dans la pile.
3. On introduit dans un tube à essai de la poudre de zinc Zn et environ 2 mL d’une solution aqueuse
d’acide chlorhydrique (H + + Cℓ – ). Un dégagement gazeux de dihydrogène se produit et des ions zinc
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Zn2+ se forment.
Au cours de la transformation chimique l'ion chlorure est spectateur, il ne subit pas de transformation.
a) Quels sont les réactifs et les produits (nom, formule) ?
b) Écrire l'équation de la transformation.
Représenter une molécule
Doc 1 : Qu’est-ce qu’une molécule ?
C’est un assemblage électriquement neutre constitué d’atomes liés entre eux par des liaisons covalentes.
Suivant sa nature un atome admet un nombre particulier de liaisons (voir tableau ci-dessous). Les liaisons
entre les atomes peuvent être simples (  ), doubles ( = ) ou triples ( ). Une liaison simple résulte de la
mise en commun de 2 électrons (1 électron de chaque atome).
Elément
C
O
H
N
Cl, F ou I
S
Nombre
de liaisons
4
2
1
3
1
2
Doc 2 : Les modèles moléculaires :
Dans un modèle moléculaire chaque atome est représenté par une sphère de couleur précise et chaque
liaison par une tige (courbée dans le cas d’une liaison double ou triple).
Elément Hydrogène (H) Carbone (C) Azote (N) Oxygène (O) Soufre (S) Chlore (Cl)
Couleur
Blanc
Noir
Bleu
Rouge
Jaune
Vert
Exemple : L’éthanol :
L'éthanol est utilisé dans le domaine médical dans les compresses comme
antiseptique. Il est aussi employé dans les solutions hydro-alcooliques à une
concentration d'environ 60 %vol.
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Doc 3 : Représentation d’une molécule en chimie organique.
- la formule brute , qui indique simplement la nature et le nombre d'atomes dans la molécule. Elle ne
donne aucune indication sur l’ordre dans lequel les atomes sont placés.
- la formule développée de la molécule, qui est une représentation plane précisant l'enchaînement des
atomes. Le tiret situé entre deux atomes symbolise la liaison covalente entre ces atomes.
- la formule semi-développée , où les liaisons impliquant des atomes d'hydrogène ne sont pas
représentées. On indique à l’aide d’un indice le nombre de liaisons de l’atome qui précède H avec des
atomes d’hydrogène.
Ex de l’éthanol :
Formule brute
Formule développée
Formule semi-développée
C2H6O
CH3-CH2-OH
1. La méthylamine est utilisée notamment dans l’industrie pharmaceutique.
Écrire sa formule développée puis sa formule brute à partir de son modèle
représenté ci-dessous.
2. Un taux d’urée important dans le sang est le symptôme d’une insuffisance rénale. Écrire sa formule
développée puis sa formule brute à partir de son modèle représenté ci-dessous.
3. A l’aide du modèle moléculaire de la caféine ci-dessous,
donner la formule semi-développée de celle-ci et en déduire sa
formule brute.
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Doc 4 : groupes caractéristiques.
En chimie les composés organiques peuvent être considérés comme constitués d’une chaîne carbonée et
d’un ou plusieurs groupes caractéristiques. Ces groupes caractéristiques donnent à la molécule des
propriétés spécifiques et notamment les propriétés thérapeutiques de certains médicaments. Ces
différents groupes sont donnés dans le tableau ci-dessous :
hydroxyle carbonyle étheroxyde carboxyle amine
ester
amide
– OH
– C–
||
O
O
O
─O ─
C
OH
NH 2
C
O
C
O
NH
4. Entourer et nommer les groupes caractéristiques présents dans les molécules suivantes :
L'éthonate de 3-méthylbutyle, ou
L'acide lactique est un déchet qui Les acides aminés sont des
molécules
qui
entrent
dans
la
acétate d'isoamyle, arôme
se forme dans les cellules privées
composition des protéines grâce à alimentaire à odeur et saveur de
d'oxygène. Certaines crampes
leur assemblage par des liaisons banane.
sont liées à la présence d'acide
que l'on appelle peptidiques.
lactique.
5. Un pas vers la première :
Donner les formules semi-développées des molécules qui ont pour formule brute C3H8O. Entourer et
nommer le groupe caractéristique présent dans chaque molécule. Ces molécules qui ont même formule
brute mais des formules semi-développées différentes sont des isomères.
Mécanique – calculer des vitesses
Rappel : dans un référentiel donné, la vitesse d'un point est le rapport de la distance parcourue par celuid
ci d sur la durée du parcours Dt : v=
Δt
1. Aux JO de Londres, l'équipe de France de relais masculin remporte la médaille d'or du relais 4 x 100 m
nage libre en 3 min 10 s.
a) Calculer la vitesse moyenne sur l'ensemble du relais.
b) Un dauphin nage à la vitesse moyenne de 40 km.h-1. Qui va le plus vite ?
d) Combien de temps met un dauphin à franchir le détroit de Gibraltar large de 18,3 km ?
3. On étudie le mouvement d'un mobile constitué d'un parachutiste équipé de son parachute, dans le
référentiel terrestre. La masse du mobile vaut m = 110kg. Pour simplifier, on supposera qu'il n'y a pas de
vent et que la trajectoire est rigoureusement verticale. La courbe ci-dessous représente l'évolution de la
vitesse instantanée du mobile en fonction du temps écoulé depuis que le parachutiste a sauté. Pour éviter
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que le parachute ne se prenne dans les hélices de l'avion, le parachutiste attend 5 secondes avant d'ouvrir
son parachute.
a) Le mouvement se décompose en 3 parties. Faire apparaître les différentes parties sur le graphe.
b) Donner la nature du mouvement (2 mots sont nécessaires, l'un caractérisant la vitesse l'autre la
trajectoire).
c) Quelle est la vitesse du parachutiste à la date 10 s ?
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