1 Sciences – Rappels Chimie

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Rappels Chimie (3 pages)
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RAPPELS DE CHIMIE
I- ELEMENT CHIMIQUE
Tous les éléments chimiques sont répertoriés dans le tableau périodique. Chaque élément possède des propriétés
propres, un nom et un symbole unique. Ce symbole commence par une majuscule et éventuellement une minuscule
lorsque la première lettre ne suffit pas à différencier deux éléments.
Exemple : Carbone C, Hydrogène H, Calcium Ca, Oxygène O.
Application : Donner le symbole de l’élément cuivre et le symbole de l’élément or.
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II- ATOME
Structure de l’atome :
- le noyau qui contient des neutrons et des protons (fixe)
Les neutrons sont électriquement neutres
Les protons sont chargés positivement
→Le noyau est donc chargé positivement.
- Le cortège électronique constitué d’électrons chargés négativement (en mouvement)
Un atome est électriquement neutre. Il y a le même nombre de protons et d’électrons dans un atome.
Symbole de l’atome :
X
A
Z
X est le symbole de l’élément chimique
A est le nombre de masse (nombre de protons + nombre de neutrons)
Z est le numéro atomique (nombre de protons ou nombre d’électrons)
Remarque : Pour obtenir le nombre de neutrons, il suffit d’effectuer le calcul suivant : N = A – Z.
Exemple : L’atome de sodium
11
23
Na
est constitué de 11 protons, 12 neutrons et 11 électrons.
Application : Donner la composition de l’atome de cuivre ܥݑ
ଶଽ
଺ଷ
.
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III- MOLECULE
On représente une molécule par sa formule brute qui indique :
- Le symbole des éléments présents dans la molécule.
- Le nombre d’atomes de chaque élément (en indice).
Applications :
1) Donner la composition de l’eau H
2
O
……………………………………………………………………………………………………………….........................................................
2) Donner la composition du glucose C
6
H
12
O
6
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3) Ecrire la formule brute du dioxygène ………………………………………………………………………………………………………………
4) Ecrire la formule brute du dioxyde de carbone ………………………………………………………………………………………………..
IV- ION
Les atomes peuvent se transformer en ions en perdant ou en gagnant des électrons.
• Un atome (ou groupe d’atomes) qui perd un ou plusieurs électrons devient un ion positif appelé cation.
• Un atome (ou groupe d’atomes) qui gagne un ou plusieurs électrons devient un ion négatif appelé anion.
Exemple : L’ion Cu
2+
est un cation, il est obtenu à partir de l’atome de cuivre en perdant 2 électrons.
Application : Pour former l’ion O
2-
, l’atome d’oxygène doit-il perdre ou gagner des électrons ? Préciser le nombre.
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V- MOLE
Une mole d’atome peut être assimilée à un paquet d’atome. Ce paquet contient 6,02×10
23
atomes identiques.
6,02×10
23
s’appelle le nombre d’Avogadro.
De la même manière, on définit une mole de molécule ou une mole d’ions.
Applications :
1) Combien y a-t-il d’atome dans une mole de fer ?.................................................................................................
2) Combien y a-t-il de molécules dans deux moles d’eau ?.......................................................................................
3) Combien y a-t-il d’ions dans dix moles d’ions cuivre Cu
2+
?...................................................................................
VI- MASSE MOLAIRE
Masse molaire atomique : c’est la masse d’une mole d’atome. On la trouve dans le tableau périodique, elle
s’exprime en gramme par mole (g/mol).
Masse molaire moléculaire : On l’obtient en additionnant les masses molaires atomiques de tous les atomes qui
composent la molécule.
Exemple : masse molaire du dioxyde de carbone : M(CO
2
) = 1×M(C) + 2×M(O) = 1×12 + 2×16 = 44 g/mol.
Masse molaire ionique : Dans le cas des ions, on effectue les mêmes calculs sans s’occuper de la charge de l’ion.
Exemple : masse molaire de l’ion sulfate SO
4
2-
: M(SO
4
2-
)=M(SO
4
) = 1×M(S) + 4×M(O) = 1×32,1 + 4×16 = 96,1 g/mol
Applications : Déterminer les masses molaires des composes suivants : l’or, le glucose, l’ion cuivre, l’ion nitrate NO
3
-
.
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……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
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Masse et nombre de mole : on rappelle la formule suivante : m=n×M
Avec m la masse de l’échantillon en gramme, n le nombre de mole, M la masse molaire en g/mol.

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Applications :
1) Calculer la masse correspondant à 0,45 mole de glucose.
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2) Calculer le nombre de moles correspondant à 250g d’or.
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VII- VOLUME MOLAIRE
Le volume d’une mole de corps pur est appelé volume molaire et on le note V
m
.
Loi d’Avogadro-Ampère :
· Dans les mêmes conditions de température et de pression, tous les gaz ont le même volume molaire.
· Dans les conditions normales de température et de pression (0°C et 1 bar) le volume molaire gazeux est 22,4 L/mol.
Remarque : On prend parfois la valeur du volume molaire à 20°C et 1 bar qui est de 24 L/mol.
On rappelle la formule suivante : V = n×V
m
Avec V le volume de l’échantillon en L, n le nombre de mole, V
m
le volume molaire en L/mol.
Applications :
1 ) Quel est le volume occupé par 150 moles d’air à 0°C ?
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2) Quel est le nombre de mole d’air contenu dans une bouteille de 1,5L à 20°C ?
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VIII- REACTION CHIMIQUE ET EQUATION BILAN
Réaction chimique :
Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle :
• Des corps appelés réactifs réagissent et disparaissent
• Des corps nouveaux apparaissent : ce sont les produits de la réaction
• Il y a conservation des éléments
REACTIFS PRODUITS
Exemple : Combustion du méthane : méthane + dioxygène eau + dioxyde de carbone
Equation-bilan :
L’équation-bilan de la réaction est obtenue :
• En remplaçant tout d’abord les noms des corps par leurs symboles
• Et ensuite en l’équilibrant pour respecter la conservation des éléments
CH
4
+ 2 O
2
2 H
2
O + CO
2
Les nombres placés devant la formule de chaque espèce sont les coefficients stœchiométriques.
Applications : Equilibrer les équations suivantes
…… N
2
+ …… H
2
…… NH
3
…… Na + …… Cl
2
…… NaCl
……. Fe + …… O
2
……. Fe
3
O
4