Notes de cours complétées - Chimie générale Automne -2016

Notes de cours, série d’exercices et
module sur les biocarburants
Chimie générale
Automne -2016
Professeur : Stéphane Roberge
1
2
Tables des matières
Module 1 – Introduction et stœchiométrie de base - Tro (Chapitres 1, 2 et 8).........................................................8
Chapitre 1 – Introduction ......................................................................................................................................8
Chapitre 2 – Atomes, éléments et composés ..................................................................................................... 16
Chapitre 8 – Stœchiométrie I : les substances.................................................................................................... 32
Module 2 – Structure de l’atome et propriétés périodiques des éléments - Tro (Chapitres 3 et 4) ....................... 50
Chapitre 3 – Conception moderne de l’atome et mécanique quantique ............................................................. 50
Chapitre 4 – Propriétés de l’atome et modèle atomique moderne ..................................................................... 70
Module 3 – Liaisons chimiques, structures moléculaires et forces intermoléculaires - Tro (Chapitres 5-6-7) ...... 83
Chapitre 5 : Liaisons chimiques......................................................................................................................... 83
Chapitre 6 : Molécules et forces intermoléculaires ........................................................................................... 96
Chapitre 7 : Gaz, liquides et solides : forces intermoléculaires et substances ................................................. 116
Module 4 – Stoechiométrie des réactions chimiques – Tro (Chapitre 9) ............................................................ 130
Chapitre 9 : Stoechiométrie II : les réactions chimiques ................................................................................. 130
3
Introduction à la chimie
Qu’est-ce que la chimie ?
Étude de la composition, des propriétés et de variations de la matière.
Nommer des champs d’activités de la vie de tous les jours où la chimie est impliquée.
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•
Pâtes et papiers
Plastique/ polymères
Médicaments (industrie pharmaceutique)
Énergie (pétrochimie, pile hydrogène)
Métallurgie
Électrochimie (Aluminium, magnésium)
Industrie minière
Analyses environnementales (air/eau/sols)
Cosmétiques
Agroalimentaires (agents de conservation, pesticides)
Contrôle de la qualité (tous les secteurs, suivi du procédé)
Nommer une utilité comme citoyen d’une compréhension des notions de base en chimie.
• Consommateur averti
(alimentation, etc.)
• Compréhension des enjeux environnementaux
• Base de plusieurs disciplines (université)
• Biologie
• Géologie
• Sciences de matériaux
• Médecine
• Physique
• Génie chimique, civil, etc.
• Risque produits ménagers
• Alcootest
• Expériences au labo « fun »
4
Tâches d’un chimiste :
* analyser, synthétiser, purifier, modifier et caractériser des composés chimiques ou biochimiques;
* préparer et exécuter des programmes d'analyse afin de contrôler la qualité des substances brutes, des produits
chimiques intermédiaires et des produits finis;
* exécuter les programmes d'échantillonnage, de collecte et d'analyse des données afin d'identifier des
substances toxiques dans le milieu et de les dénombrer;
* faire de la recherche visant à développer de nouvelles formules et de nouveaux procédés et concevoir de
nouvelles applications pour les produits chimiques industriels et leurs composés;
* faire de la recherche fondamentale et appliquée sur les synthèses et propriétés des composés chimiques et des
mécanismes des réactions chimiques;
* étudier l'aspect chimique de l'action des médicaments, du diagnostic et du traitement des maladies, du
fonctionnement des organes et de l'examen de santé;
* participer à des programmes interdisciplinaires de recherche et développement avec des ingénieurs chimistes,
des biologistes, des microbiologistes, des agronomes, des géologues ou autres professionnels;
* agir à titre de conseiller technique dans certains domaines précis;
* superviser, au besoin, d'autres chimistes, technologues et techniciens en chimie.
Tâches d’un technicien en chimie :
* préparer et faire des expériences, des essais et des analyses chimiques en appliquant diverses techniques
comme la chromatographie, la spectroscopie, la séparation physique et chimique et la microscopie;
* utiliser et entretenir l'équipement et l'appareillage de laboratoire et préparer des solutions liquides ou gazeuses,
des réactifs et des échantillons de formule définie;
* compiler des données et interpréter les résultats des analyses ou des expériences;
* élaborer et mettre en oeuvre des programmes d'échantillonnage et d'analyse afin d'assurer la conformité aux
normes de qualité des substances brutes, des produits intermédiaires et des produits finis;
* participer à l'élaboration de procédés liés au génie chimique et à la préparation d'études sur
l'approvisionnement en génie chimique, en construction, en inspection et en entretien, et participer également à
l'élaboration de normes, de marches à suivre et de mesures de santé et de sécurité;
* mener des projets pilotes en usines chimiques ou pétrochimiques;
* effectuer ou participer à l'exécution de tests et d'évaluations de la qualité de l'air et de l'eau, à des contrôles
environnementaux ou à des mesures de protection ainsi qu'à l'élaboration et la mise en oeuvre de normes;
* participer à la conception et à la fabrication d'appareils d'expérimentation.
* aider à la préparation et à la réalisation des expériences, des essais et des analyses chimiques;
* utiliser et entretenir l'équipement et l'appareillage de laboratoire et préparer des solutions liquides ou gazeuses,
des réactifs et des échantillons de formule définie;
* compiler les données à des fins d'étude analytique;
* aider au développement et à la mise en oeuvre des programmes d'échantillonnage et d'analyse afin d'assurer la
conformité aux normes de qualité;
* exercer une gamme restreinte d'autres fonctions techniques pour appuyer les recherches, les essais et les
analyses chimiques ainsi que les activités environnementales de contrôle de la qualité et de protection de l'air et
de l'eau;
5
Cours à l’université et au Collège (Techniques)
•
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•
Chimie organique
Chimie inorganique (minérale)
Chimie-physique
• Chimie théorique (quantique)
• Thermodynamique
Chimie des polymères
Électrochimie
Analyses instrumentales (techniques de séparation + identification)
• Spectroscopie
• Chromatographie
Cinétique
Chimie de l’environnement
Assurance qualité, statistique et échantillonnage
Pétrochimie
Biochimie
Chimie des médicaments
GRANDS SECTEURS EN CHIMIE (6)
Générale
Organique
Inorganique
Chimiephysique
Analytique
Polymères
Secteurs de l’industrie chimique :
Ils travaillent dans des laboratoires de recherche, de développement (R & D) et de contrôle de la qualité, (CQ)
pétrochimiques et pharmaceutiques ainsi que dans les industries de l'extraction minière, de la métallurgie,
et des pâtes et papiers, dans divers d'établissements manufacturiers, de services d'utilité publique, de services de
santé et de maisons d'enseignement ainsi que des établissements gouvernementaux.
Autres secteurs : (Industrie chimique : agroalimentaire, etc.)
abrasifs (ex. : carbure de silicium)
additifs alimentaires
additifs pour béton
additifs pour métaux
additifs pour pétrochimie et plastiques
adhésifs et scellants (ex. : colle, scellants, enduits et mastic)
agents tensioactifs
alumines et dérivés
ammoniac et dérivés
benzène, toluène, xylène et dérivés
carbone et dérivés (ex. : charbon activé, anodes de carbone)
catalyseurs
ciment (ex. : ciment à maçonnerie)
colorants et pigments organiques
encres d'imprimerie
engrais
explosifs
extraits animaux et végétaux (ex. : huiles essentielles)
gaz industriels (ex. : hydrogène, azote et oxygène)
halogénés (ex. : chlore, soude caustique, fluor et brome)
6
ingrédients actifs pour soins de santé
intermédiaires
lubrifiants (ex. : huiles et graisses)
oléfines et dérivés (ex. : éthylène, propylène et butadiène)
oxydes et carbonates (ex. : chaux, oxyde de zinc)
peintures (ex. : teintures, laques, vernis et latex)
peroxydes (ex. : peroxyde d'hydrogène et perborates)
pesticides
phosphore et dérivés (ex. : acide phosphorique)
pigments inorganiques (ex. : pigments de bioxyde de titane)
polymères (ex. : résines phénoliques, polystyrène)
produits de nettoyage (ex. : détergents)
produits de synthèse organique
produits de toilette (ex. : savons, shampoings et crèmes)
produits divers
saveurs et fragrances
silicates et dérivés (ex. : silice et polysilicium)
solvants et diluants
soufre et dérivés (ex. : acide sulfurique et sulfates)
spécialités pour textiles, eau et pâtes et papiers
traitement de surface
Laboratoire médico-légale (Mtl)
7
Module 1 – Introduction et stœchiométrie de base - Tro (Chapitres 1, 2 et 8)
A mémoriser :
Préfixes :
milli = m = ×10-3
micro = µ = × 10-6
nano = n = × 10-9
pico = p = × 10-12
Chapitre 1 – Introduction
1.1
1.2
1.3
1.4
1.5
1.6
1.7
Atomes et molécules
Approche scientifique de la connaissance
Classification de la matière
Changements physiques et chimiques et propriétés physiques et chimiques
Unités de mesure
Fiabilité d’une mesure
Résolution de problèmes en chimie
Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre
Sections
1.2 – 1.3-1.4
Numéros suggérés
# 1-2-4-6-8-9-10-11
1.5
# 12-14-15-16-21-22-24-50
1.6
# 27-28-30-35
1.7 – récapitulatifs
# 37-40-44-45-46-47-54-55-58-59-60-63-64-69
8
Questionnaire (Vidéo – Historique de la chimie)
#1 On a pensé jusqu’au 17e siècle que toute la matière était constituée d’un assemblage de quatre éléments
fondamentaux. Lesquels ?
Terre, air, feu et l’eau.
#2 Qui fut le premier savant à réaliser des expériences quantitatives en laboratoire ?
Robert Boyle
#3 Qu’est-ce qui permet à Lavoisier d’associer la respiration à une combustion sans flamme ?
Les mêmes produits sont formés. Le lapin a besoin d’oxygène et la chandelle également.
#4 Par quelle expérience décisive Lavoisier prouve-t-il que l’eau n’est pas un élément ?
L’hydrogène (H2) va réagir avec l’oxygène (O2) de l’air pour former de l’eau (H2O).
#5 A qui doit-on la théorie atomique à la base de la chimie moderne ?
Dalton
#6 En 1871, le tableau des éléments de Mendeleïev comporte des trous. Pourquoi ?
Mendeleïev a prédit les propriétés des éléments non découverts afin de respecter la périodicité du tableau des
éléments.
9
Atomes et molécules
La chimie : La « grammaire » de l’univers
L’atome est la plus petite unité d’un élément qui peut se combiner chimiquement.
L’atome est composé de protons (charges positives), d’électrons (charges négatives), et de neutrons (particules
neutres). Les atomes sont les briques qui constituent la matière à partir desquels tout ce qui nous entoure est
construit.
Arrangement d’atomes = MOLÉCULE
Exemples :
CO => Molécule
CO2 => Molécule
=> Un atome de carbone et un atome d’oxygène
=> Un atome de carbone et deux atomes d’oxygène
Approche scientifique de la connaissance
Hypothèse : Tentative d’interprétation ou d’explication des observations qu’un scientifique est en train
d’effectuer.
Loi scientifique : Énoncé concis ou équation qui résume les observations passées et prédit les futures.
Ex : Loi de la conservation de la masse
Théorie scientifique : Explication proposée pour les observations et les lois basée sur des hypothèses bien
établies et vérifiées; une théorie présente un modèle pour la compréhension de ce que fait la nature et de la façon
dont elle le fait, et prédit un comportement qui dépasse largement les observations ou les lois à partir desquelles
elle a été créée.
Ex : Théorie atomique
SCHÉMA – MÉTHODE SCIENTIFIQUE
10
Classification de la matière
Matière : Tout ce qui a une masse et qui occupe de l’espace
Substance : type de matière
États de la matière : solide, liquide et gaz (s), (l), (g)
4e état : Plasma (Nécessite une transformation chimique) – Gaz ionisé
Gaz soumis à un puissant champ électrique ou électromagnétique. Présence de cations et d’électrons libres en
grande quantité. Grande cohésion entre les particules. Conducteur.
Ex : Écran plasma, tubes fluorescents, éclairs, etc.
-
Solide
Molécules très
proches Positions
fixes
Vibrations très faibles
Volume fixe et forme plus
ou moins rigide
CRISTALLINE
(Structure répétitive
étendue)
Ex : Diamant, NaCl, etc.
Liquide
-
Molécules presque
aussi rapprochées
que solide
Molécules sont libres
de se déplacer
Volume fixe avec forme
indéterminée. Prend la
forme du contenant
Gaz
-
Beaucoup d’espace entre
les atomes et molécules
Molécules sont libres de
se déplacer
Gaz compressibles
Gaz prennent toujours la
forme de leur contenant
AMORPHE (Atomes ou
molécules qui ne sont pas réunis
par un assemblage régulier
étendu)
Ex : Verre, plastiques, etc.
États condensés
Présence de forces d’attraction entre les
molécules
Forces intermoléculaires importantes
Très peu d’interactions
Classification de la matière selon sa composition. (Éléments, composés et mélanges)
11
Élément: Substance qui ne contient qu’un seul type
d’atomes.
Substance qui ne peut se décomposer davantage
Ex : He, O2, N2, Al, etc.
Substance pure : Substance composée d’un seul
type d’atomes ou de molécules
Composé : Substance constituée de deux ou
plusieurs types d’atomes présents dans des
proportions définies. (2 éléments ou plus)
Ex : Eau (H2O), CO2, etc.
Ex : Éthanol
FORMULE CHIMIQUE => C2H6O
H
H
H
C
C
H
H
O
H
Mélange homogène : Mélange dont la composition est constante en tout point.
Ex : Thé sucré, Air (N2, O2, CO2), Eau avec pesticides et métaux lourds, etc.
Mélange hétérogène : Mélange dont la composition varie d’un point à l’autre.
Ex : Eau trouble, Eau-huile, etc.
12
Changements physiques et chimiques
Changements physiques :
• Les atomes ou les molécules qui composent une substance ne changent pas leur identité.
• Mêmes propriétés physiques (Avant- Après)
Changements chimiques :
• Les atomes ou les molécules qui composent une substance subissent un réarrangement des atomes et
se transforment en substances différentes.
• Changement de la substance (rx chimique).
• La composition change. Les propriétés physiques sont différentes par la suite.
Changements de phases ?
sublimation
FUSION
⇌ liquide
Solide
SOLIDIFICATION
⇌
VAPORISATION
gaz
TRANSFORMATIONS
PHYSIQUES
LIQUÉFACTION
Autres changements physiques :
•
Dissolution du sucre dans l’eau.
H2O
C12 H22O11 (s) 
→C12 H22O11 (aq)
Changements chimiques (Exemples)
•
Formation de la rouille (Fe → Fe2O3 (substance orangée))
•
Combustion de l’essence, propane. Résultat → CO2(g) + H2O(g)
Propriété physique :
Indépendante de tout changement de composition.
Ne modifie que l’état et non la nature de la substance.
-
Odeur
Goût
Apparence
Point de fusion
Point d’ébullition
Masse volumique
Propriété chimique :
Se manifeste lorsque la composition change
entraînant la formation d’une nouvelle substance.
-
Inflammabilité
Corrosivité
Acidité
Toxicité
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Unités de mesure
Deux systèmes
•
métrique (Système international d’unités) SI
•
anglo-saxon
Préfixes multiplicateurs (Tableau 1.2 page 17)
Conversion entre les deux systèmes
Consulter également l’avant dernière page de votre volume de référence => FACTEURS DE CONVERSION
ET RELATIONS
TK = tC + 273,15
t F = tC ×
tC =
1,8 ° F
+ 32 ° F
°C
( t F − 32 ° F )
1,8 ° F / °C
14
Volume :
1 mL = 1 cm3
1 L = 1 dm3
Masse volumique
masse
m g
=ρ= =
Volume
V mL
Fiabilité d’une mesure
Chiffres significatifs : Dans toute mesure exprimée, les chiffres connus avec certitude ainsi que le dernier
chiffre, qui lui, est incertain.
Expression d’une mesure en notation scientifique => ANNEXE I A. Notation scientifique
Partie décimale = mantisse = Nombre ≥ 1 et < 10.
Chiffres significatifs dans les calculs
• Les nombres exacts ne limitent pas le nombre de chiffres significatifs dans aucun calcul
• Dans une multiplication ou une division, le résultat comporte le même nombre de chiffres significatifs
que le facteur qui en a le moins
• Dans une addition ou une soustraction, le résultat comporte le même nombre de décimales que la
quantité
Résolution de problèmes en chimie
Analyse dimensionnelle. (On garde les unités)
Exemple : Facteur de conversion
STRATÉGIE GÉNÉRALE DE RÉSOLUTION DE PROBLÈME
TRIER
-
Données
Information recherchée
ÉTABLIR UNE
STRATÉGIE
-
Plan conceptuel
Relations utilisées
RÉSOUDRE
-
Solution
VÉRIFIER
15
Chapitre 2 – Atomes, éléments et composés
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
Voir les atomes
Atomes et éléments
Classer les éléments : le tableau périodique
Masse atomique
Combiner les atomes : les liaisons chimiques
Éléments et composés
Représenter les composés : formules chimiques et modèles moléculaires
Formules et nomenclature des composés ioniques
Formules et nomenclature des composés moléculaires
Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre
Sections
2.1 -2.2
Numéros suggérés
# 2-4-5-6-8-9-10-12-11-49-52-57
2.3
# 14-15-16-18
2.4
# 22-23-55-61
2.5-2.6
# 25-26-29-30
2.7
# 32
2.8
# 33-35-37-39-40-41
2.9
# 42-43-44
16
Atome « indivisible »
Écriture atomique : 29 millions de livres tiendraient sur une surface de 5 mm2. Microscope à effet tunnel
Construction de minuscules structures ne comptant que quelques douzaines d’atomes. (Nanotechnologie)
HYPERLIENS INTÉRESSANTS :
•
•
•
http://www.maxisciences.com/film/ibm-realise-le-plus-petit-film-d-039-animation-au-monde-grace-ades-molecules_art29413.html http://www.lemonde.fr/sciences/article/2013/01/10/lesnanovoitures-entrent-en- piste_1815112_1650684.html
http://www.quebecscience.qc.ca/actualites/Auto-moleculaire
Atome : la plus petite unité identifiable d’un élément.
91 éléments naturels différents
20 éléments de synthèse
Atomes et éléments
Particules subatomiques
Protons, neutrons et électrons.
Proton
Neutron
Électron
Masse (u)
1,007
1,009
5,486 × 10-4
Masse (kg)
1,675 × 10-27
1,675 × 10-27
9,109 × 10-31
Unité de masse atomique (u) :
Unité utilisée pour exprimer les masses des atomes et de particules subatomiques, définie comme le 1/12 de la
masse d’un atome de carbone contenant six protons et six neutrons.
1u =
1
masse d’un atome de C
12
1 atome de
12
C = 12 u
Plus tard, on a découvert que 1 u = 1,661 × 10-27 kg
1 mole 12C = ________grammes
6, 022 ×1023 atomes 12C
12u
1,661×10−24 g
12 g
×
×
=
12
12
mole C
atome C
u
mole 12C
17
Charge d’un électron : 1,602 ×10-19 Coulomb
Expérience de Millikan (p-44)
Proton
Neutron
Électron
Masse
Charge
1
1
infime
+1
Neutre (0)
-1
L’identité d’un atome est définie par le nombre de protons dans son noyau.
(Z) Numéro atomique = Nombre de protons
Z vraie de 1 à 117 = 117 éléments
Pour chaque numéro atomique => symbole chimique (Une ou deux lettres) Si 2 =>1ère majuscule 2e minuscule
- Symbole selon le nom de l’élément
- Nom latin, mythologie grecque, propriétés, scientifiques, etc.
A
Z
X charge
(A) Nombre de masse = nombre de protons + nombre de neutrons (Chiffre le plus gros)
A = Z + nbr de neutrons
Charge (si nécessaire)
Théorie atomique de Dalton : tous les atomes d’un élément donné ont la même masse. FAUX
ISOTOPE
Atomes avec le même numéro atomique (Z) mais un nombre de masse (A) différent. DIFFÉRENCE => nbr de
neutrons.
Exemple :
Néon : toujours 10 protons
Isotopes avec 10, 11 et 12 neutrons. Néon-20, Néon-21, Néon-22
Ions => Particules chargées (Charge dans le coin supérieur droit)
Cations : Particules chargées positivement
Anions : Particules chargées négativement
Ex : Na+ avec Cl- (NaCl)
Exemples de charges (Nombre et signe ensuite) Mg2+, Al3+, O2- , F18
L’organisation des atomes en molécules
Les atomes sont « contents » s’ils respectent la RÈGLE DE L’OCTET
8e
2e
Nbr d’e2
8
8
Période
1
2
3
2e-
-
Total
2
10
18
Configuration des gaz
rares
Noyau
Dernière couche
(Électrons de valence)
Si la dernière couche est pleine => STABILITÉ dons l’atome est « CONTENT »
Mg veut se débarrasser de 2 eNbr d’oxydation
Mg(s)
perte d ' e−

→ Mg2+(aq)
+ 2 e-
CATION
Décompte des particules subatomiques :
Protons : 12
Neutrons : 12
Électrons : 10
Charge : (+12)+(-10)= +2
9
F
1ère=> 2e- 2e => 7 e−
F2(g) + 2 e
-
gain d ' e

→
2 F-(aq)
ANIONS
Décompte des particules subatomiques : 9p, 10n et 10e- Charge (+9)+(-10)=-1
19
Le tableau périodique
Loi de la périodicité.
Lorsque les éléments sont disposés dans l’ordre croissant de leur masse, certains ensembles de propriétés se
répètent périodiquement.
Métaux => Beige
Non-métaux => Vert
Métalloïdes => Mauve
Solides, conduisent bien l’électricité, ductile, malléable, alliages
Ne conduisent pas l’électricité (s) cassant - (l) - (g)
Mélange de propriétés
Tableau périodique (Verso de la page couverture : Vert= métalloïdes et Mauve = Non-métaux)
Éléments des groupes principaux
Éléments de transition
(Lettre A) Propriétés largement prévisibles
(Lettre B) Propriétés plus difficile à prévoir
1A => Alcalins
2A => Alcalino-terreux
7A => Halogènes
8A => Gaz rares (nobles, inertes)
Identification des groupes (UICPA) Groupes 1 à 18
- Groupes principaux 1-2-13-14-15-16-17-18
- Métaux de transitions 3-4-5-6-7-8-9-10-11-12
20
Groupes (Colonnes)
Périodes (Rangées)
Familles 1 à 18
Éléments représentatifs
(principaux) Éléments de
transition
Propriétés physiques et chimiques similaires.
7 périodes
La première n’a que deux éléments
(H et He) Observe une périodicité
des propriétés
Tableau périodique (SARGENT-WELCH)
Noir – solide
Rouge – gaz
Bleu – liquide
(Br et Hg) Synthétique
Abondance dans le corps humain : (O-65) (C-18) (H-10) (N-3)
Abondance dans la croûte terrestre : O-Si-Al-Fe-Ca-Na-Mg
75%(p/p)= H2O
Éléments formant des ions de charges prévisibles
Groupes principaux
- Métal a tendance à céder des électrons pour former un cation avec un nombre d’électrons identique à celui du
gaz noble qui le précède.
- Non-métal a tendance à accepter des électrons pour former un anion avec un nombre d’électrons identique à
celui du gaz noble qui le suit.
21
Masse atomique
Masse atomique = masse atomique moyenne
Masse atomique = masse moyenne des isotopes qui composent un élément pondérée selon l’abondance
naturelle de chaque isotope.
6
C
12
=>
6 protons, 6 neutrons et 6 électrons.
Charge neutre : (+6) + (-6) = 0
Pourquoi la masse est de 12,011?
12
C = 98,892%
m12C = 12, 00000 u
13
C = 1,108%
m13C = 13, 00335 u
Masse atomique = ∑ (fraction de l'isotope n) × (masse de l'isotope n)
n
Démarche :
( 0,98892 ×12 ) + ( 0, 01108 ×13, 00335) = 12, 011
Masse atomique
Mg (Pourquoi 24,305 dans le tableau périodique?)
24
Mg
Abondance isotopique
(%)
78,99
Masse atomique de
l’isotope (u)
23,9850
25
18,94575
Mg
10,00
24,9858
2,49858
26
Mg
11,01
25,9826
2,86068
TOTAL : 24,305
mproton = 1,007276 u
mneutron = 1,008665 u
Masse isotope
24
Mg
12 protons et 12 neutrons
(12•1,007276) + (12•1,008665) = 24,1913 u
Différent??? Masse => conversion en énergie nécessaire au maintien de la structure
22
Spectromètre de masse et isotopes
Liaisons chimiques
Composé : Proportion fixe des différents éléments.
Liaisons entre les atomes
- Liaison ionique
- Liaison covalente
- Liaison métallique
Liaison ionique : Liaison chimique formée entre deux ions de charges opposées, généralement un cation d’un
métal et un anion d’un non-métal, qui sont attirés l’un vers l’autre par des forces électrostatiques.
Formation d’un réseau. Arrangement régulier tridimensionnel – indéfini de cations et d’anions en alternance.
Liaison covalente : Liaison chimique dans laquelle deux atomes partagent des électrons qui interagissent avec
les noyaux des deux atomes, ce qui abaisse l’énergie potentielle de chacun grâce à des interactions
électrostatiques.
Liaison métallique : Type de liaison qui s’établit dans les cristaux métalliques, dans lesquels des atomes de
métaux cèdent leurs électrons dans une mer d’électrons délocalisés dans tout le métal.
- Explique les propriétés suivantes : malléabilité, ductilité, conductivité thermique et électrique, etc.
23
Éléments et composés
Éléments atomiques : He, Fe, Al, Fe
Éléments moléculaires :
- Diatomiques : H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2
- Polyatomiques : P4, S8
Composés moléculaires : Composé constitué de deux ou plusieurs non-métaux liés par covalence qui forment
une structure finie.
Composés ionique : Composé constitué de cations (habituellement un métal) et d’anions (habituellement un ou
plusieurs non-métaux) retenus par des forces électrostatiques.
Exemples : CaCO3, Na2CO3, Al(OH)3, NaCl, KCl, NaClO, NaHCO3, NaNO2,
24
Formules chimiques et modèles moléculaires
Formule chimique. (CO2, H2O, etc.)
- Par ordre du caractère métallique (ou de charge positive plus élevée)
- On omet généralement les indices de 1
Formule empirique (HO)
- Nombre relatif d’atomes de chaque élément dans un composé. Plus petit entier.
Formule moléculaire (H2O2)
- Nombre réel d’atomes de chaque élément dans un composé.
- Multiple entier de la formule empirique.
Formule structurale (développée ou semi-développée)
Différentes formules
Caractéristiques
Moléculaire ou chimique
Nbr d’atomes (indice) (ordre alphabétique)
Chaque atome est représenté
Chaque liaison est indiquée
La géométrie est ignorée
Développée
Semi-développée
On n’indique pas les liaisons C-H
Semi-développée condensée
On abrège les chaînes répétitives
Stylisée
Intersections (Atomes de carbone)
Tient compte de la géométrie
Exemple : octanol
Moléculaire ou chimique
Développée
Semi-développée
Semi-développée condensée
Stylisée
C8H18O
H
H3C
H
H
H
H
H
H
H
OH
C
C
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
CH2
CH2
CH2
H3C
CH2
CH2
CH2
CH2
H
OH
CH2
OH
7
OH
25
Modèles moléculaires
•
Modélisation informatique (Chemsketch)
• Wireframe (Filiforme)
• Sticks (Bâtonnets)
• Balls & Sticks (Boules et bâtonnets)
• Dots only (Nuage de points) Disks (Disques)
• Spacefills (compacts)
Ex : Vitamine C (Acide ascorbique) Hydrosolubles OK (Pauling)
Formule semi-développée
Modélisation moléculaire (3D)
HO
O
HO
CH2
C
HC
CH
O
C
C
OH
HO
HO
O
HO
O
HO
OH
Formule stylisée
Rouge : Oxygène
Gris : Carbone
Blanc : Hydrogène
Molecular Formula
= C6H8O6
Formula Weight
= 176.12412
Composition = C(40.92%) H(4.58%) O(54.50%)
26
Règles pour l’écriture des représentations des molécules
1)
2)
3)
4)
Il y a généralement 4 lignes qui partent d’un C
Il y a généralement 2 lignes qui partent de O, S (2 doublets d’électrons)
Il y a généralement 3 lignes qui partent de N (1 doublet d’électrons)
Pour H et (X) Halogènes, il n’y a qu’une ligne.
Soit, l’eugénol, quelle est sa formule chimique ? Dessiner cette molécule sous forme développée à droite.
Formule stylisée
Formule semi-développée
C10H12O2
OH
C
O
CH
C
HC
CH3
CH
C
H2C
CH
CH2
Formule développée
H
O
C
H
H
O
C
C
C
H
H
C
C
H
H
C
H
H
C
H
C
H
C
H
27
Formules et nomenclature des composés ioniques
Composés ioniques :
Métal + Non-métal
F=
Transfert d’électrons Métal :
donneur d’eNon-métal : accepteur d’e-
1 q1q2
4πε 0 r
NaF (+1) (-1)
MgO (+2)(-2)
Noms communs : Sel de table (NaCl), bicarbonate de soude (NaHCO3)
Nomenclature systématique (Vieille)
Étape 1 : Déterminer s’il s’agit d’un composé ionique (2.8) ou d’un composé moléculaire (2.9)
Composé ionique : Habituellement formés de l’union de métaux et de non-métaux
Composé moléculaire : Formées par l’union de non-métaux.
COMPOSÉS IONIQUES :
Catégorie 1 : Métaux dont la charge ne varie pas d’un composé à l’autre.
- Groupes principaux
- Exceptions (Charge varie) : Pb et Sn
NaCl
Chlorure de sodium
Exceptions : O2- (oxyde) N3- (nitrure), S2- (sulfure)
Catégorie 2 : Composés ioniques binaires avec métaux dont les charges varient selon les composés.
- Il faut alors spécifier la charge associée à un composé donné
- Généralement métaux de transition
- Exceptions (Charge fixe) : Zn2+, Ag+
Fe2O3
Oxyde de fer(III)
28
Composés ioniques contenant des ions polyatomiques
*Par coeur
Oxyanions
Série
- Plus d’atomes d’oxygène (-ate)
Sulfate (SO42-)
- Moins d’atomes d’oxygène (-ite)
Sulfite (SO32-)
Composés ioniques hydratés
Exemples :
CuSO4 •5H2O Sulfate de cuivre(II) pentahydraté
BaCl2•2H2O
Chlorure de baryum dihydraté
29
Formules et nomenclature des composés moléculaires
Composés moléculaires :
Partage d’e-
NO2
CO
N2O
PCl5
Deux non-métaux
Dioxyde d’azote.
Monoxyde de carbone
Monoxyde de diazote
Pentachlorure de phosphore
Le préfixe mono est normalement omis pour le second élément nommé.
Nomenclature des acides
Définition : Composés moléculaires qui libèrent des ions hydrogènes (H+) lorsqu’ils sont dissous dans l’eau.
HYDRACIDES : Composé d’hydrogène et d’un non-métal ou d’un anion non-oxygéné.
Ex : HBr(aq)
Acide bromhydrique
OXACIDES : Composé d’hydrogène et d’un oxyanion.
H2SO4
Acide sulfurique
H2SO3
Acide sulfureux
30
31
Chapitre 8 – Stœchiométrie I : les substances
Intro
(3.1 D’Aristote à Rutherford : un rappel de l’évolution du modèle atomique classique)
8.1
8.2
8.3
8.4
8.5
8.6
Chimie quantitative : de Lavoisier au rover martien Curiosity
Masse atomique et concept de mole pour les éléments
Masse formulaire et concept de mole pour les composés
Rapport de masse et de quantité de substance
Détermination d’une formule chimique à partir de données expérimentales
Calculs en milieu gazeux
Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre
Sections
Numéros suggérés
3.1
# 1-3-5-6-10
8.1-8.2
# 1-2-6-9-12
8.3
# 13-16-20-21-78-88
8.4
# 23-24-25-27-28-29-34
8.5
# 38-40-42-44-46-47-84-86
8.5
# 38-40-42-44-46-47-84-86
8.6
# 48-52-54-56-58-59-66-67-69-67-70-71-97
32
Introduction
Tableau périodique : éléments à l’état atomique
Éléments atomiques. Plutôt rare. Gaz rare (Ne), métaux purs (Al), Solides covalents (graphite C), etc.
Composés. Éléments moléculaires
Rover « Curiosity » sur mars. MSL => Mars Science Laboratory
- Composition chimique des roches
o Laser vaporise l’échantillon et excite les atomes
o Émission de la lumière UV ou visible (captée par la caméra)
Section 3.1
Lavoisier => Loi de la conservation de la masse
Dans une réaction chimique, la matière n’est ni créée, ni détruite.
Proust => Loi des proportions définies
Tous les échantillons d’un composé donné, quels que soit leur origine ou leur mode de préparation, renferment
leurs éléments constitutifs dans les mêmes proportions.
Décomposition de l’eau. 18,0 g d’eau génère toujours 16,0 g d’oxygène et 2,0 g d’hydrogène
rapport de masse =
16, 0 gO
= 8, 0
2, 0 gH
Même rapport de masse peu importe l’échantillon utilisé.
33
Dalton => Loi des proportions multiples
Quand deux éléments (appelés A et B) forment deux composés différents, les masses de l’élément B qui se
combinent avec 1 g de l’élément A peuvent être exprimées sous forme de rapport de petits nombres entiers.
Exemples (CO et CO2)
Possibilité #1
 mO 
 32 gO 




 mC composé 1  12 gC  2, 67
=
=
= 2, 00
entier =
 mO 
 16 gO  1,33




 mC composé 2  12 gC 
Possibilité #2
 mC 
 12 gC 




 mO composé 1  32 gO  0,375
entier =
=
=
= 0,5
 mC 
 12 gC  0, 750




 mO composé 2  16 gO 
Ok car 1/0,5 = 2
Théorie atomique de Dalton
1) Chaque élément est constitué de minuscule particules indestructibles appelées atomes.
2) Tous les atomes d’un élément donné ont la même masse et possèdent d’autres propriétés qui les
distinguent des atomes des autres éléments.
3) Les atomes se combinent dans des rapports simples de nombres entiers pour former des composés.
34
Masse atomique et concept de mole pour les éléments
Masse formulaire et concept de moles pour les composés
Atomes => Trop petit. One ne peut les compter. Il faut donc utiliser une masse donnée.
La mole (mol) : « douzaine » du chimiste
Système anglo-saxon (12)
mol : Quantité de matière que contient 6,022 × 1023 entités élémentaires (atomes, molécules, ions, protons, etc.)
Nombre d’Avogadro=
N A = 6, 022 ×1023
La valeur de la mole est égale au nombre d’atomes dans exactement 12 g de carbone 12 pur.
12 g C = 1 mol d’atomes de C = 6,022 × 1023 atomes de C
DÉMONSTRATION (une mole)
-
Eau (18 mL)
M H 2O = 18, 02 g
-
Craie de tableau (100g)
M CaCO3
mol
= 100, 09 g
mol
Quantité d’une substance : (mol)
A) Conversion entre la quantité de substance (n) et le nombre d’atomes (N)
Facteurs de conversion :
1 mol d ' atomes
6, 022 × 1023 atomes
ou
6, 022 × 1023 atomes
1 mol d ' atomes
Exercice pratique 8.1
Une bague en argent pur contient 2,80 × 1022 atomes d’argent. Combien de moles d’atomes d’argent renferme-telle?
Démarche
2,80 × 1022 atomes Ag ×
1 mol Ag
= 0, 0465mol Ag = 4, 65 × 10−2 mol Ag
23
6, 022 × 10 atomes Ag
35
B) Conversion entre la masse (m) et la quantité de substance en moles (n)
Masse molaire (M) = Masse atomique de l’élément
La masse molaire (M) d’un élément en grammes par moles (g/mol) est numériquement égale à la masse atomique
de l’élément en unité de masse atomique (u/atome)
20
Ca 40,08
Donc
40, 08u
40, 08 g
=
atome Ca mol Ca
40,08 g de calcium = 1 mol de calcium = 6,022×1023 atomes de calcium.
Facteurs de conversion :
mol Ca
40, 08 g
ou
40, 08 g
mol Ca
Masse formulaire = Masse moyenne d’une molécule (ou d’une entité formulaire) d’un composé
SYNONYME : Masse moléculaire
Composés moléculaires : Molécule
Composés ioniques : Entité formulaire (molécule Réseau cristallin avec plus petit ensemble d’ions neutres =
entité formulaire. Ex : NaCl)
Exemple : Glucose C6H12O6
Exemple : Sel NaCl
Masse moléculaire = 180, 18 u/molécule
Masse molaire = 180,18 g/mol
Masse formulaire = 58,44u/entité
formulaire Masse molaire = 58,44 g/mol
Autre façon de faire : n =
m
g
=
= mol
g
M
mol
(
)
36
Exercice #1 Soit 10,0 g d’eau, déterminer
A) Nombre de mol
B) Nombre de molécules d’eau
C) Nombre d’atome d’hydrogène
Relation
A
B
C
MASSE 
→ MOLES 
→ NBR MOLÉCULES 
→ NBR ATOMES
Relation
Démarche à suivre
Utiliser M (Masse molaire en g/mol)
M H 2O = 18, 02 g
mol
Relation A
Masse à mole
Grammes → moles
n=
m
10, 0 g
=
= 0,5549mol
M 18, 02 g
mol
n = 10, 0 g H 2O ×
mol H 2O
= 0,5549 mol H 2O
g
18, 02
mol
Réponse: 0,555 mol d’eau
Utiliser le Nbr d’avogadro = 6,022 X 1023 atomes ou molécules pour 1 mole
Relation B
Mole à molécules
Moles →
Nbr de molécules
0,5549 mol H 2O ×
6, 022 ×1023 molécules H 2O
= 3,342 ×1023 molécules H 2O
mol H 2O
Réponse: 3,34 ×1023 molécules d’eau
Quel est le nbr d’atomes d’hydrogène (H) ?
Relation C
Nbr de molécules à Nbr
d’atomes
3, 342 × 1023 molécules H 2O ×
2 atomes H
= 6, 68 × 1023 atomes H
molécule H 2O
Réponse: 6,68 × 1023 atomes H
37
Exercice : Soit la molécule suivante, déterminer:
A) Nbr de moles
B) Nbr de molécules
C) Nbr d’atomes de C
MOLÉCULE A :
10,0 grammes de caféine
O
CH3
C
H 3C
N
C
N
C
H
Formule chimique : C8H10N4O2
Masse molaire : 194,22 g/mole
C
C
N
N
O
CH 3
Relation
Démarche à suivre
Relation A
Masse à mole
Grammes moles
10, 0 g caféine
= 0, 0515 moles = 51,5 mmoles de caféine
194, 22 g mole
Relation B
Mole à molécules
Moles Nbr de
molécules
6, 022 X 1023 molécules
51,5 mmoles •
= 3,10 X 1022 molécules de caféine
mole
Relation C
Nbr de molécules à
Nbr d’atomes
1 molécule de caféine = 8 atomes de C
8 atomes de C
3,10 X 1022 molécules •
= 2, 48 X 1023 atomes deC
1 molécule
38
Rapports de masse et de quantité de substance
Composition en pourcentage massique = % massique = %(m/m)
%m/ m ( X ) =
masse de l ' élément X dans 1 mol du composé
× 100
M composé
Exemple :
Déterminez la composition en % massique des différents éléments pour la vitamine C.
M C6 H8O6 = 176,14 g
Formule moléculaire : C6H8O6
mol
Réponse :
%m / m (C ) =
%C = 40,91%
6× MC
mC
6 ×12, 01g
=
×100 =
×100 = 40,91%
M C6 H8O6 M C6 H8O6
176,14 g
%H = 4,59%
%O = 54,50%
Total = 100%
Formules chimiques (Empirique ou moléculaire)
Relation entre les nombres d’atomes ou les nombre de molécules => RAPPORTS STOECHIOMÉTRIQUES
Vitamine C (C6H8O6)
Rapports stœchiométriques
1 mol C6H8O6 : 6 mol C
1 mol C6H8O6 : 8 mol H
1 mol C6H8O6 : 6 mol O
Facteurs de conversion
6 mol C
1 mol C6 H 8O6
8 mol H
1 mol C6 H 8O6
6 mol O
1 mol C6 H 8O6
Exemple :
Déterminez la masse d’oxygène dans un comprimé de 300 mg de vitamine C (C6H8O6).
Option 1
M
MO
rapport stoechiométrique
Vitamine C
mVitamine C 
→ nVitamineC 
→ nO →
mO
Masse vitamine C:
300 mg
Nombre de mol de vitamine C : 1,703 mmol
Nombre de mol de O :
10,22 mmol
Masse O :
164mg d’oxygène dans un comprimé de 300 mg
Option 2
% m/ m ( O )
mVitamine C 
→ mO
300mg Vitamine C ×
54,50 g O
= 164 mg O
100 g Vit C
39
Détermination d’une formule chimique à partir de données expérimentales
Analyses au laboratoire (Détermination de la composition en % massique) => déduction de la formule chimique
Méthode pour obtenir une formule empirique à partir de données expérimentales
1. Écrivez les données masses de chaque élément présent dans un échantillon du composé.
a. Si % massique. Supposez une masse de l’échantillon de 100 g.
2. Convertissez chaque masse en mol.
3. Écrivez une pseudoformule du composé avec en indice les nombres de mol calculés à l’étape précédente.
4. Divisez tous les indices par l’indice le plus petit
5. Multipliez au besoin tous les indices pour un petit nombre entier afin d’obtenir des entiers pour tous les
indices.
6. Déterminez la formule moléculaire si on connaît la masse molaire du composé.
Formule moléculaire = Formule empirique × n
n=
M expérimentale
M formuleempirique
Exemple :
a) Déterminez la formule empirique de l’ibuprofène, un substitut de l’aspirine. Ce composé contient du
carbone, de l’hydrogène et de l’oxygène. Un échantillon est décomposé au laboratoire et génère 1,775 g de
carbone, 0,206 g d’hydrogène et 0,364 g d’oxygène.
ÉTAPE #1
Données :
1,775 g C - 0,206 g H - 0,364 g O
ÉTAPE #3 (Conversion en mol)
mol C
nC = 1, 775 gC ×
= 0,1478mol C
12, 01g
mol H
= 0, 2040mol H
1, 01g
mol O
nO = 0,364 gO ×
= 0, 02275mol O
16, 00 g
nH = 0, 206 gH ×
(
Information recherchée.
- Formule empirique
C0,1478 H 0,2040O0,02275
ÉTAPE # 4
C 0,1478 H 0,2040 O0,02275 = C6,50 H 8,97O1
0,02275
0,02275
0,02275
)
ÉTAPE #5 C6,5 H 8,97 O1 × 2 = C13 H18O2
b) Soit une masse molaire expérimentale de 206,2 g/mol. Quelle est la formule moléculaire?
n=
M expérimentale
M formule empirique
=
206, 2
=1
206,31
n=1 Donc la formule moléculaire = formule empirique = C13H18O2
40
Détermination de la masse molaire expérimentale
1) Donnée du problème
2) Spectre de masse (dernier pic à doite)
3) Détermination avec la loi des gaz parfait
• PV = nRT
•
ρ=
PM
RT
Principe de fonctionnement de la spectrométrie de masse
22
20
Ne = Ginette Renaud
Ne = Petite personne
Détecteur
% d’abondance
isotopique
Intensité
signal
détecteur
20
21
22
Intensité
champ
magnétique
41
Formule empirique : Formule dont les nombres relatifs d’atomes dans le composé sont les plus petits entiers
possible
Spectre de masse du l’éthanol
CH2OH+
(31)
CH3CH2O+
(45)
CH3CH2OH+
(46)
Dernier pic= M
masse molaire
Formule moléculaire???
Propriétés de l’éthanol
Molecular Formula
=
Formula Weight
=
Composition = C(52.14%) H(13.13%)
O(34.73%)
Molar Refractivity
= 12.84 ± 0.3 cm3
Molar Volume = 59.0 ± 3.0 cm3
Parachor
= 128.4 ± 4.0 cm3
Index of Refraction
= 1.354 ± 0.02
Surface Tension
= 22.3 ± 3.0 dyne/cm
Density
= 0.780 ± 0.06 g/cm3
Dielectric Constant
= Not available
Polarizability = 5.09 ± 0.5 10-24cm3
Monoisotopic Mass
= 46.041865 Da
Nominal Mass = 46 Da
Average Mass = 46.069235 D
Comment arrive-t-on à obtenir la formule empirique et moléculaire?
CHO
On a besoin du % massique ou la fraction massique de chaque atome.
%massique =
g atome
100 g composé
Atomes
%massique
=
masse molaire atome
Nbr moles/ plus petit nbr
FORMULE
EMPIRIQUE
C
52,14 g / 12,01g/mole
4,341 moles / 2,171 moles
2
H
13,13 g / 1,01 g/mole
13,00 moles / 2,171 moles
6
O
34,74 g/ 16,00 g/mole
2,171 moles / 2,171 moles
1
Possibilités : C2H6O (46,07) – C4H12O2 (92,14) – C6H18O3 (138,21)
42
Analyse par combustion
- Analyse élémentaire C, H et O
- Détermination de la formule empirique
- Si masse molaire expérimentale => Formule moléculaire
(Analyse #1)
mH 2O = 0, 675 g
Mg(ClO4)2
CxHyOz
méch=1,125g
M H 2O = 18, 02 g
mole
mCO2 = 1, 649 g
NaOH
M CO2 = 44, 01 g
mole
(Analyse #2)
Spectre de masse avec un dernier pic à 180 g/mole. Déterminer la formule moléculaire.
Méthode pour obtenir une formule empirique à partir de données expérimentales
1. Écrivez les masses de chaque produit de combustion
2. Convertissez la masse de CO2 en C et la masse de H2O en H avec les compositions en pourcentage massique
respectives.
3. Si le composé contient un élément autre que C et H, trouvez la masse de l’autre élément en soustrayant la
somme des masses de C et de H de la masse de l’échantillon.
4. Convertissez chaque masse en mol.
5. Écrivez une pseudoformule du composé avec en indice les nombres de mol calculés à l’étape précédente.
6. Divisez tous les indices par l’indice le plus petit
7. Multipliez au besoin tous les indices pour un petit nombre entier afin d’obtenir des entiers pour tous les
indices.
8. Déterminez la formule moléculaire si on connaît la masse molaire du composé.
43
ÉTAPES 1-2-3
Déterminer la masse de chaque élément dans l’échantillon.
 m asse C
m asse C = m asse C O 2 × 
 M CO

2

 12, 01 
 = 1, 649 • 
 = 0, 450 gC
 44, 01 

 m a sse 2 H 
 2, 02 
m a sse H = m a sse H 2 O × 
 = 0, 675 × 
 = 0, 0757 gH


M
 1 8, 0 2 
H 2O


m a sse O = 1,1 2 5 g − 0 , 4 5 0 − 0 , 0 7 5 7 = 0 , 5 9 9 g
ÉTAPE #4 (Conversion en mol)
mol C
= 0, 03747 mol C
12, 01g
mol H
nH = 0, 0757 g H ×
= 0, 07495mol H
1, 01g
mol O
nO = 0, 599 g O ×
= 0, 03744mol O
16, 00 g
nC = 0, 450 g C ×
ÉTAPE #5
C0,03747 H 0,07495O0,03744
ÉTAPE #6
C1 H 2O1
ÉTAPE #7
Coefficients entiers. Ne pas faire.
ÉTAPE #8
n=
M expérimentale
M formuleempirique
=
180
=6
30, 03
n=6 Donc la formule moléculaire = formule empirique ×6 = C6H12O6
Aide
%m / m (C ) =
mC
12, 01g
=
× 100 = 27, 29%
M CO2 44, 01g / mol
%m / m ( H ) =
m2 H
2, 02 g
=
× 100 = 11, 21%
M H 2O 18, 02 g / mol
44
Calculs en milieux gazeux
La pression
1 Pascal =
Newton
force
=
2
m
surface
Pa = kPa (kilopascals)
Ex : Baromètre
Calcul de conversion
757,2 ± 0,1 mmHg
 757, 2 mmHg 

 ×101,325kPa = 100,95 kPa
 760 mmHg 
Conversion I.A.
 0,1 
 757, 2  ×100,95 = ±0, 01


DONC 100,95 ± 0,01 kPa
Conditions TPN ? Température et Pression Normale
Température = 0°C ou 273,15 K et une pression de 101,325 kPa
TPAN (Température et pression ambiante normale)
Température = 25°C ou 298,15 K et une pression de 101,325 kPa
45
La loi des gaz parfaits
R = constante des gaz
R=
8,314kPai L 0, 08206 Liatm
=
K imol
K imol
RÉARRANGEMENTS POSSIBLES
PV =
Impacts sur volume d’un gaz
(Variation d’une variable)
V=
m
RT
M
m = masse du gaz (g)
M = masse molaire (g/mole)
nRT directemen t proportion nel
=
P
inversemen t proportion nel
mRT ρ RT
=
PV
P
PM
2) ρ =
= masse volumique
RT
1) M =
Loi de Boyle-Mariotte (VP)
Loi de Charles (VT)
Loi d’Avogadro (Vn)
P1V1 = P2V2
V1 V2
=
T1 T2
V1 V2
=
n1 n2
A une pression constante et pour
une qté donnée de gaz, le volume
est proportionnel à sa température
Des volumes égaux de gaz
différents à la même température
et pression ont le même nombre de
moles
A température constante et pour
une qté donnée de gaz, le produit
P•V est constant
P↑ V ↓
46
Exercices où conditions 1 ≠ conditions 2 (Si n = constant)
PV
PV
PV PV
1 1
= 2 2 devient 1 1 = 2 2
n1 RT1 n2 RT2
T1
T2
Évolution de la pression avec l’altitude.
Pourquoi a-t-on de la difficulté à respirer en altitude? Pourtant, la [O2] est toujours de 21% et celle de [N2] de
78%
Moins de pression, moins de molécules de O2(g)
Pression
Altitude
(atm)
Avion
0,6
Mont Bellevue
0,9
Niveau du sol
1,0
Plongeur à 10 mètre de
2,0
profondeur
Loi de Dalton (Loi des pressions partielles)
Ptotale = Somme des Ppartielles de chacun des gaz
Ptotale = PA + PB + PC + PD + ……………
Ex : 756,3 mmHg
Composition de
l’atmosphère
Pressions partielles
78% N2
PA = PN 2 = Patm × proportionN 2 = 756, 3 × 0, 78 = 589, 91 mmHg
21% O2
PB = PO2 = 756, 3 × 0, 21 = 158,82 mmHg
1% Ar
PC = PO2 = 756, 3 × 0, 01 = 7, 56 mmH
Ptot = PA + PB + PC = 589,91 + 158,82 + 7, 56 = 756, 3
47
Problèmes sur les gaz
Problème #1 Plongée sous-marine
Danger #1 : Poumons
Conditions #2 : (A LA SURFACE = 0
mètre)
PV
PV
1 1
= 2 2
T1
T2
12,5L
V2=_________
P2 = 100 kPa
Température constante. Donc
PV
1 1 = PV
2 2
V2 =
et
250kPa • 5 L
PV
1 1
=
= 12,5 L
P2
100kPa
risque d’«éclatement» des poumons
☺
Conditions #1 : (45 mètres de profondeur)
V1 (poumons) = 5 litres
P1=250 kPa
Danger #2 : « Ivresse des profondeurs »
Pgaz=kc
c = [N2]sang α
P
k
Donc la concentration dans le sang est proportionnelle à la pression
Plus le temps de plongée est ↑ et plus la pression est ↑, plus la [N2]sang ↑. Donc, sensation d’euphorie, état
d’ébriété.
Danger #3 : Embolie gazeuse « Effet Pepsi »
En ouvrant une canette de boisson gazeuse, la pression à l’intérieur chute rapidement pour devenir égale à la Patm
et il y a formation de bulles.
CO2(aq) → CO2(g) ↑ dégagement de bulles
Lors d’une plongée, il y a accumulation des gaz de l’atmosphère (N2, O2, Ar, CO2, etc) dans le sang. Suite à une
remontée rapide (sans paliers de décompression), la pression augmente rapidement et des bulles se formeront.
Cerveau (Pas bon). Surtout les articulations.
Accident => Chambre hyperbare
Expliquer comment effectuer une remontée par palier de décompression.
Prendre l’avion après une plongée, quels sont les risques ?
48
Problème #2
a) Une personne consomme environ 400 grammes d’oxygène (O2(g)) pour les différentes réactions
biochimiques du corps humain par jour. Quel volume de O2(g) cette personne doit-elle consommer à TPAN
par jour? (Température Pression Ambiante Normale). T= 25°C
M O2 = 32, 00 g
VO2 =
nRT
=
P
nbr moles =
mole
400 g
= 12,50moles O2 où T= 298,15K
32, 00 g
mole
8,314kPai L
× 298,15K
K imole
= 305,8 litres
jour
101,325kPa
12,50moles ×
b) Cette personne passe 24 heures à 1500 mètres d’altitude où la pression atmosphérique est de 425 mmHg et la
température moyenne de 5°C. La consommation (Litres O2(g) / journée) va-t-elle changer à la hausse ou à la
baisse? Calculer la nouvelle consommation.
A la hausse.
PV
1 1 = PV
2 2
P1= 101,325 kPa
P2= 56,662 kPa
V1= 305,8 L
V2=______L
T1=298,15 K
T2= 278,15 K
 425 
 × 101,325 = 56, 662kPa
 760 
P2= 
V2 =
PVT
101,325kPa × 305,8L × 278,15K
1 1 2
=
= 510,2 L
jour
T1P2
298,15K × 56,662kPa
La consommation a augmenté.
49
Module 2 – Structure de l’atome et propriétés périodiques des éléments - Tro (Chapitres 3 et 4)
Chapitre 3 – Conception moderne de l’atome et mécanique quantique
3.2
3.3
3.4
3.5
3.6
Nature de la lumière et modèle de Bohr
Mécanique quantique et atome : au-delà du modèle de Bohr
Équation de Schrödinger : une vision quantique de l’atome
Niveaux et sous-niveaux d’énergie
Nombres quantiques
Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre
Sections
Numéros suggérés
3.2
# 15-16-18-19-21-23-26-31-35-36
3.3
# 39-41
3.4 et 3.5
3.6
Récapitulatifs, défis et
conceptuels
# 47-48-49
# 51-52-53-54-57-58
# 59-60-61-64-68-72-83
50
Questionnaire (vidéo Chimie quantique)
#1 Quelle technique d’identification chimique puissante a été découverte vers 1860 ?
Analyse spectrale (spectroscopie)
#2 Qui a découvert la radioactivité ?
Henri Becquerel et le couple Pierre & Marie Curie
#3 Quelle hypothèse a émise Planck afin de résoudre la nature du rayonnement émis par un corps chauffé ?
Que la chaleur est émise par petits paquets d’énergie (quantas)
#4 Donner un synonyme de la physique de l’infiniment petit.
Physique Quantique / chimie quantique
#5 Quel modèle de la structure atomique était privilégié avant l’expérience de Rutherford ?
Modèle du Plum-pudding de Thompson. Pâte positive et raisins négatifs.
#6 Pourquoi les électrons ne s’écrasent-ils pas sur le noyau ?
La double nature de l’électron (onde et particule) lui permet de rester en orbite et confère à l’atome sa stabilité.
#7 Pourquoi Einstein n’a pas participé au développement de chimie quantique ?
Il n’aimait pas l’aspect non déterministe / approximatif de la chimie quantique. Dieu ne joue pas aux dés.
51
Aperçu historique :
Année
Scientifique
Découvertes / travaux
Rydberg
Équation définissant les raies spectrales de l’hydrogène
Planck
Émission des corps noirs (Catastrophe dans l’UV)
Naissance de la théorie quantique
1905
Einstein
L’effet photoélectrique
1911
Rutherford
Modèle nucléaire de l’atome
1913
Bohr
Modèle atomique
1924
De Broglie
Aspect ondulatoire des particules
1926
Schrödinger
Fonctions d’onde de l’électron
1927
Heisenberg
Principe d’incertitude
1900
Thomson et la découverte de l’électron (Fin des années 1800)
-
Rayons cathodiques => électrons
Émission à l’électrode chargée négativement (Cathode)
Déplacement vers l’électrode chargée positivement (Anode)
Rayons deviennent visibles lorsque collision avec matériau fluorescent – émission de lumière
52
Rutherford et le modèle nucléaire de l’atome
Radioactivité – Becquerel et Curie (Particules α, β et γ)
Rutherford a utilisé des particules α (alpha – les plus massives et chargées positivement)
- Feuille d’or
- 1 particule sur 20 000 revenait vers la source
Conclusions :
- La majeure partie de la masse de l’atome et toute sa charge positive sont contenues dans un noyau de petite
dimension.
- La majeure partie du volume de l’atome est un espace vide, dans lequel gravitent de minuscules électrons
chargés négativement.
- L’atome est électriquement neutre. Il y a autant d’électrons de charge négative que de protons de charge
positive.
James Chadwick – Démonstration de la présence de neutrons (Particules neutres) au sein du noyau.
53
Nature ondulatoire de la lumière
Lumière => rayonnement électromagnétique => champs électrique et magnétique oscillants
Vitesse dans le vide : 2,998 × 108 m/s
Comparatif : Vitesse du son : 340 m/s
Description d’une onde électromagnétique
- Amplitude
- Longueur d’onde (λ) Lambda minuscule
- Fréquence (ν) nu
A
λ
λ
2
= Amplitude
= Longueur d’onde = Distance entre deux (2) sommets (2 creux)
= Distance entre deux (2) nœuds
nbr d ' événements nbr d ' ondes complètes
=
sec
sec
ν(nu)
= fréquence = Hertz (Hz) = sec-1 =
c
= Vitesse de toute radiation dans le vide = 2,998 × 108 m/s
c = λ •ν
54
Spectre électromagnétique (p-100)
Règles générales (Énergie des radiations)
Plus ν (fréquence) ↑, plus les radiations sont énergétiques
Plus λ (longueur d’onde) ↓, plus les radiations sont énergétiques
Ordre croissant de longueur d’onde (et d’énergie)
Bleu-violet(430nm) Jaune (600 nm) orangé (670 nm)
55
Exercice :
Calculer λ pour la station 102,7 Mégahertz.
λ
FM (1-100 m)
AM (100-1000m)
ν=102,7 X106 sec-1
λ=
c
ν
=
2,998 ×108 m
s = 2,92m
1, 027 ×10 sec −1
8
Perception de la couleur par l’œil humain.
- Cellules photosensibles permettant de détecter trois couleurs BLEU, VERT et ROUGE.
Lumière blanche => émission par le soleil ou une ampoule électrique => spectre continu dans le visible
(750 nm) ROUGE – ORANGÉ – JAUNE – VERT- BLEU – INDIGO – VIOLET (400 nm)
La lumière est DISPERSÉE par un prisme (arc en
ciel)
La vitesse de propagation des
radiations dans un milieu autre que
le vide dépend :
1.
Milieu traversé (eau, verre, etc.)
2.
Longueur d’onde de la radiation (λ)
Chandail rouge
• Absorption vert et bleu (cyan)
• Lumière réfléchie (rouge)
56
Nature corpusculaire de la lumière
Mécanique classique
Mécanique quantique / chimie quantique Albert
Einstein et Max Planck
Dualité « onde-particule » de la lumière
Nature ondulatoire – interférence et diffraction de la
lumière
Nature ondulatoire – interférence et diffraction de la
lumière
ET
Nature corpusculaire – effet photoélectrique
Effet photoélectrique (Einstein 1905) => démonstration de la nature corpusculaire de la lumière
Définition : L’éjection d’électrons de nombreux métaux lorsqu’ils sont frappés par la lumière
Principe de fonctionnement :
On éclaire un métal. L’énergie est suffisante pour éjecter un électron. L’ampèremètre enregistre un courant (I)
On constate que la lumière utilisée pour éjecter des électrons présente une fréquence seuil, au-dessous de laquelle
aucun électron n’est éjecté, peu importe la durée ou l’intensité de l’éclairage.
Notion de seuil de fréquence : (Ex : seuil de 400 nm)
Radiation de 500 nm => Aucun effet peu importe l’intensité
Radiation de 200 nm => Intensité du courant α Intensité de la radiation
L’émission des électrons par le métal dépend du fait qu’un photon possède ou non l’énergie suffisante pour le
déloger.
57
Rayonnement des corps noirs (1900 – Planck)
Mécanique classique : Spectres continus et peut produire des longueurs d’onde illimitées
Simple feu => Émission de rayonnement gamma mortel
Hypothèse de Planck : Les corps noirs n’émettent pas leur énergie de manière continue mais plutôt sous forme de
paquets et que la taille de ces paquets influe sur la longueur d’onde de la lumière émise.
On chauffe un métal de 4 000K à 10 000K.
Que se passe-t-il ?
4000K
Rouge terne
→
Jaune →
10 000K
Lumière blanche très brillante (Bleutée)
Que prévoit la PHYSIQUE CLASSIQUE ?
L’intensité des radiations ↑ lorsque les longueurs d’onde (λ) ↓
Expérimentalement, quelles sont les observations ?
L’intensité des radiations chute jusqu’à un maximum dans l’UV. λmax ≈ 300 nm
58
Einstein propose que l’énergie lumineuse doit être émise par paquets. MODÈLE ONDE-CORPUSCULE
La lumière est à la fois une onde qui se propage dans l’espace et une pluie de particules (photons). Nature
« granuleuse » de la lumière.
Paquet d’énergie => photon = quantum = ∆E =hν
Théorie des quantas = pluriel de quantum.
h = 6,626 × 10-34J•s (Constante de Planck)
E photon =
hc
λ
Si Iradiation ↑ Nbr de photons ↑
Exercice :
Calculer l’énergie d’une mole de photons pour les deux radiations suivantes :
a) UVB à 300 nm
b) Visible rouge à 700 nm
a)
E photon =
6, 621×10
hc
λ
−19
=
6, 626 × 10−34 J i s × 2,998 × 108 m
−9
300 × 10 m
s = 6, 621× 10 −19 J
photon
J
6, 022 ×1023 photons
×
= 398, 7 kJ
mol photons
photon
mol photons
b)
E photon =
hcN A
λ
m
photons
• 6, 022 × 10 23
s
mol photons
= 170, 9 kJ
−9
mol photons
700 × 10 m
6, 626 × 10 −34 J i s • 2, 998 × 108
=
UVB est plus énergétique que le visible rouge
59
Modèle de Bohr
Spectroscopie atomique : Étude du rayonnement électromagnétique absorbé et émis par les éléments
Spectres d’émission :
• Continue (Lumière blanche)
• Discontinue (Série de lignes brillantes aux mêmes longueurs d’onde caractéristiques)
Spectres d’absorption
Équation de Rydberg
 1
1 

=R
− 2
2


λ
n
n
f
i


1
où
R (cte Rydberg) = 1,097 X 107 m-1
Ex : Calculer la longueur d’onde d’un électron quand un e- passe de n=3 à n=2. nf=2 et ni =3
Valeurs de référence =>TRO p-104
n=3
n=2
n=1
1
hν
1 1
=1,097 X107 m−1  2 − 2 
λ
2 3 
1
 1 1
=1,097 X107 m−1  −  = 1,5236 X106
λ
 4 9
λ = 656,3nm
60
Modèle de Bohr
• Les électrons se déplacent autour du noyau sur des orbites circulaires.
• Ces orbites n’existent qu’à certaines distances fixes du noyau et l’énergie de chaque orbite est fixe ou
quantifiée.
H2(g)
La molécule la plus simple à étudier
1
H 1,00794
1 p, 0 n, 1 e-
n=1 état fondamental
n>1 états excités
Absorption d’énergie 1 à 4 (∆E positif)
Relaxation de 4 à 2 (∆E négatif)=> Émission d’un rayonnement (Libération d’un photon)
Énergie pour un électron
 1 
 1 
En (un e − ) = − RH  2  = −2,18 × 10−18 J  2 
n 
n 
Énergie pour une mole d’électrons
− RH N A
n2
−2,179 × 10−18 J × 6, 022 × 1023 e − −1,312 × 106 J −1312kJ
−
En ( mol d ' e ) =
=
=
12 × mol d ' e −
mol d ' e −
mol d ' e −
En ( mol d ' e − ) =
Signe négatif : Énergie due à la force d’attraction noyau (+) et l’électron (-).
Variation d’énergie associée à une absorption d’énergie ou une relaxation.
∆E = E finale − Einitiale
 1
1 
∆E = RH  2 − 2 
 ni n f 


RH = 2,18 × 10-18 J
∆Eatome = −∆E photon
Transitions d’énergie et rayonnement de l’hydrogène (p-106)
61
Exercice :
Quelle est l’énergie dégagée par une transition d’une mole
d’électrons du niveau 3 au niveau 1.
Quelle est la longueur d’onde (λ) de la radiation?
+ ÉNERGÉTIQUE
a)
Option(1)
∆E = E f − Ei = En =1 − En =3
En =1 = −1312 kj
mol d ' e −
−1312 kj
En =3 =
Etransition
mol d ' e −
= −146 kj
mol d ' e −
32
= (−1312) − (−146) = −1166 kj
mol d ' e −
Option(2)
 1
 1
1 
1 
∆E = RH N A  2 − 2  = 1312  2 − 2  = kJ
 ni
 ni n f 
mol d ' e−
n f 



1 1
 1 1
∆E = 1312  2 − 2  = 1312  −  = −1166 kJ
mol d ' e−
3 1 
 9 1
- ÉNERGÉTIQUE
Barreaux d’une échelle
b) Radiation (λ)?
E=
hcN A
λ
donc
−34
8m
23
hcN A 6, 626 ×10 J i s • 2,998 × 10 s × 6, 022 × 10
λ=
=
= 102, 6nm
E
1166000 J
Dans l’UV
62
Mécanique quantique (1924)
•
•
Concept d’orbitales atomiques (OA)
Notions de couches et de sous-couches électroniques
Nature ondulatoire de l’électron => cœur de la mécanique/chimie quantique
Diffraction électronique (1927)
Relation de De Broglie :
h
λ=
mv
Nature ondulatoire
Interférences
Diffraction
Patron d’interférence (p-110)
• Série de lignes claires et foncées
Diffraction des électrons
63
La nature ondulatoire des électrons explique que les électrons ne s’écrasent pas sur leur noyau comme le prédit la
physique classique.
( )
L’électron se déplace comme une onde décrivant un cercle. Celui-ci possède une longueur d’onde définie λe−
( )
où la circonférence du cercle ne peut prendre que certaines valeurs multiples de λe− .
Exercice :
Calculer la longueur d’onde (en nm) associée à un électron se déplaçant à 40% de la vitesse de la lumière.
me− = 0, 9109 X 10 −30 kg
vitesse = 0, 4 × 2, 998 X 108 m = 1,1992 X 108 m
s
s
kg im 2
h
s
λ=
=
= 6, 06 × 10−3 nm
−30
8m
mv 0, 9109 × 10 kg × 1,1992 × 10
s
6, 626 × 10−34
Principe d’incertitude d’Heisenberg
Aucune expérience ne peut révéler simultanément le comportement ondulatoire et corpusculaire de l’électron.
Dualité ONDE-PARTICULE
∆xm∆v ≥
h
4π
Énoncé du principe => Il est impossible de connaître simultanément avec précision la position d’un électron et
l’énergie qu’il possède s’il est décrit par une onde.
La nature ondulatoire et la nature corpusculaire de l’électron sont des propriétés complémentaires.
CONSÉQUENCES :
•
•
Déterminer avec précision la position d’un électron =>
o Implique une grande incertitude sur sa vitesse (niveau énergétique).
Évaluer avec une certaine précision l’énergie d’un électron =>
o Implique une probabilité de trouver l’électron dans un espace donné.
Voir exemple (p-114) Monde en 2 D. Cercle/carré
64
Équation de Schrödinger
r (position) p (moment cinétique) ψ (fonction d’onde)
-
S’inspire des idées de De Broglie (Nature ondulatoire de l’électron)
Théorie actuellement acceptée puisqu’elle explique plusieurs faits expérimentaux. (Beaucoup plus que Bohr)
Modèle non-déterministe
Diagramme de distribution des probabilités
Orbitale : diagramme de distribution ou fonction d’onde au carré ψ2 montrant où il est probable de trouver
l’électron.
Forme géométrique qui délimite le volume dans lequel il est le plus probable de trouver l’électron dans 90% du
temps.
Position de l’électron connu avec précision => L’énergie de l’électron connue avec moins de précision ET
vice-versa
Orbitales s
Densité de probabilité = ψ2 =
probabilité
unité de volume
Fonction de disctribution radiale
probabilité
×volume de la couche r =fct dist radiale
unité de volume
Exemple : Orbitale 1s
65
Orbitales 2s-3s
Orbitales p
Orbitales d
66
Niveaux d’énergie
Les électrons sont installés sur des couches électroniques de niveaux énergétiques (n).
n=1, n=2, n=3, n=4, etc.
n=1
n=2
n=3
(2 électrons)
(8 électrons)
(8 électrons)
Électron de cœur : Électron qui occupe un niveau d’énergie principal complet.
Électron de valence : Électron qui réagit quand une liaison chimique se forme. Chez les éléments des groupes
principaux, les électrons de valence sont ceux du niveau d’énergie principal le plus élevé.
Exemple : Cl avec Z=17
n=1 (2 électrons) n=2 (8 électrons) => Total 10 électrons de cœur
n=3 (7 électrons de valence)
Sous-niveaux d’énergie
n=1 (Orbite 1s uniquement dégénérée= même énergie)
n=2 (sous-couches de niveaux d’énergie différents)
n= 3 (même phénomène)
67
Répartition des électrons par niveaux et sous niveaux d’énergie
Nombres quantiques
La fonction d’onde (Ψ) est caractérisée par quatre (4) nombres quantiques. Ce sont des entiers et ils sont la
conséquence logique de la résolution des équations mathématiques.
La distribution des probabilités de présence des électrons dans l’espace génère la forme d’une orbitale (90% de
probabilité de présence des électrons dans une aire donnée).
Les quatre (4) nombres quantiques :
(caractéristiques aux fonctions d’ondes «orbitales» qui décrivent les électrons)
Symbole
Noms
Significations
Valeurs permises
n
principal
Énergie des électrons (taille des orbitales)
1,2, 3,…..
l
secondaire
Forme de l’orbitale
0, 1, 2, … (n-1)
m
magnétique
Orientation de l’orbitale
-l, …..-1,0,+1,…+l
Sens de rotation des électrons
s
spin
+1/2, -1/2
L’énergie associée à un électron dépend de n, l et m
Analogie :
n => Couche
l =>
Sous-couche
m => Nbr d’orbitale
n= étage
l= appartement
m= pièce
68
Signification (nbr quantique secondaire) => (l)
l
Lettre
(sous-couche)
Définition
Truc
Valeurs de m
possibles
m=-l…0…+l
Nbr d’e-
0
s
sharp
sphère
0
2
1
p
principal
poire
-1,0,+1
6
2
d
diffuse
donut
-2,-1,0,1,2
10
3
f
fundamental
fuckée
-3,-2,-1,0,1,2,3
14
Signification (nbr quantique magnétique) => (m)
L’orientation de l’orbitale dans l’espace
2p =>
3d =>
l=1
l=2
(6e-)
(10e-)
m = -1,0,+1
m = -2. -1, 0, +1, +2
Bohr
n=2
Schrödinger
2p
n=2
2s
donne
1s, 2s et 2p
n=1
1s
69
Chapitre 4 – Propriétés de l’atome et modèle atomique moderne
4.1
4.2
4.3
4.4
4.5
Transmission du signal nerveux
Configurations électroniques : placer les électrons dans les orbitales du modèle quantique
Pouvoir de prédiction du modèle de la mécanique quantique
Propriétés chimiques des éléments
Propriétés physiques des éléments
4.6
Caractère métallique
Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre
Sections
Numéros suggérés
4.2
# 2-3-6-9-10
4.3
# 12-14
4.4
# 17-18
4.5
# 20-21-22-26-27-28-30-31-33-35-38-39
Récapitulatifs, défis et
conceptuels
# 47-48-49-51
70
Introduction
Les propriétés des éléments (atomes et leurs électrons) influencent les propriétés des substances
macroscopiques.
Configuration électronique des éléments
On va installer les électrons dans les orbitales atomiques (OA) du modèle quantique.
Résolution de l’équation de Schrödinger pour les atomes polyélectroniques. Plus complexe que l’hydrogène car
interaction entre les électrons.
Principe d’Aufbau : Ensemble de règles qui indiquent comment les électrons occupent les orbitales d’un atome.
1) Minimisation de l’énergie potentielle
2) Règle de Hund
3) Effets du spin de l’électron (Pauli)
1) Principe de minimisation de l’énergie potentielle
Placer les électrons d’un atome polyélectronique sur les différents niveaux et sous-niveaux d’énergie => du plus
stable au moins stable.
Pour l’hydrogène (1 e-)
Atomes polyélectroniques
4s, 4p, 4d, 4f => Orbitales dégénérées = même énergie
4s < 4p < 4p <4f => Orbitales avec des sous-niveaux d’énergie différents.
71
Pour déterminer l’ordre de remplissage des atomes, vous devez vous servir du tableau périodique.
Le nombre de colonne dans un bloc correspond au nombre maximal d’électrons susceptibles d’occuper un sousniveau donné de ce bloc.
Orbitales d : Nombre quantique principal = Numéro de la période moins 1.
Orbitales f : Nombre quantique principal = Numéro de la période moins 2
Bloc s : 2 colonnes = 2 électrons
Bloc p : 6 colonnes = 6 électrons
Bloc d : 10 colonnes = 10 électrons
Bloc f : 14 colonnes = 14 électrons
Chlore (VIIA) donc 7 électrons de valence.
Configuration électronique abrégée (périphérique) du chlore
Configuration électronique complète
du chlore
[Ne] 3s23p5
2
2
6
2
5
1s 2s 2p 3s 3p
10 électrons de cœur et 7 électrons de valence
72
Configuration électroniques des éléments de transition (bloc d)
Période 4 = 3d
Période 5 = 4d
Z=7 à Z=22
Z ≥ 23
L’orbitale 4s est de plus
faible énergie que les
orbitales 3d
L’orbitale 4s et 3d sont
très voisines
Exemple : Palladium (Pd)
Prévu : [Kr] 5s24d8 Réel : [Kr]4d10
IRRÉGULARITÉS (Groupe VIB et IB)
Il y a une stabilisation additionnelle associée à un sous-niveau complètement ou à demi occupé. (d5 ou d10)
Groupe 6B
Exemple : Chrome (Cr)
Prévu : [Ar] 4s23d4
Réel : [Ar] 4s13d5
Groupe 1B
Exemple : Cuivre (Cu)
Prévu : [Ar] 4s23d9
Réel : [Ar] 4s13d10
Lanthanides et actinides
Beaucoup d’irrégularités
- Orbitales 5d et 4f ont des niveaux d’énergie très similaires.
- Absence de 5d1 ou 6d1 pour plusieurs éléments.
73
Période
1ère
2e
3e
4e
5e
6e
7e
Configuration
électronique
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6 p
7s 5f 6d 7p
Nbr d’e-
2 e-
8 e-
8 e-
18 e-
18 e-
32 e-
32 e-
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
6s
4f
5d
6p
7s
5f
6d
7p
Période
1ère
2e
3e
4e
5e
6e
7e
2s
3s
4s
5s
6s
7s
4f
5f
3d
4d
5d
6d
2p
3p
4p
5p
6p
7p
Nbr d’eHe
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
2 e8 e8 e18 e18 e32 e32 e-
Quelle est la configuration électronique du Rutherfordium [Rf] ?_______[Rn]5f146d27s2
(Configuration électronique abrégée)
74
2) Règle et Hund
3) Principe d’exclusion de Pauli
Règle de Hund : Principe qui stipule que lorsqu’on remplit les orbitales dégénérées d’un même sous-niveau, les
électrons les occupent d’abord seuls, avec des spins parallèles.
Principe d’exclusion de Pauli : Principe selon lequel deux électrons dans une même orbitale doivent être de
spins opposés.
Exercice.
a) Déterminez la configuration électronique abrégée des éléments suivants.
b) Écrivez les cases quantiques
c) Déterminez le nombre d’électrons non appariés.
Configurations électroniques des ions
ANIONS => On ajoute le nombre d’électrons selon la séquence habituelle de remplissage.
Configuration électronique F : [He] 2s22p5
Configuration électronique F- : [He] 2s22p6
CATIONS => On enlève le nombre d’électrons …
- Cations des groupes principaux (selon l’ordre inverse de remplissage)
- Métaux de transition (des orbitales dont la valeur de n est la plus élevée en premier)
Preuve expérimentale pour les métaux de transition. Étude des propriétés magnétiques.
PARAMAGNÉTIQUE : État d’un atome ou d’un ion qui contient des électrons non appariés et qui, par
conséquent, sont attirés par un champ magnétique externe.
DIAMAGNÉTIQUE : État d’un atome ou d’un ion qui ne contient que des électrons appariés et qui, par
conséquent, sont légèrement repoussé par un champ magnétique externe.
Exemple : Zinc (Zn) IONISATION à Zn2+
[Ar] 4s23d10 Deux options : Option (1) Ordre inverse
Option (2) Enlever e- OA avec n↑
[Ar] 4s23d8 => Paramagnétique [Ar]
3d10 => Diamagnétique
Expérimentalement : Zn2+ = Diamagnétique
75
Pouvoir de prédiction du modèle de la mécanique quantique
États d’oxydation des métaux de transition de la
4e et la 5e période.
Électrons de valence : Électron qui réagit quand
une liaison chimique se forme.
-
Groupes principaux : ceux du niveau
d’énergie principal le plus élevé présent
dans la dernière couche.
Éléments de transition : électrons du
niveau d’énergie principal le plus élevée
et des électrons de la couche inférieure d
selon l’état d’oxydation le plus élevé de
l’élément.
Électrons de cœur : Électron qui occupe un
niveau principal complet ou un sous-niveau
complet d ou f et qui ne réagissent pas lors de la
formation d’une liaison chimique.
Exemple : Germanium (Ge)= 32 électrons
Exemple : Cobalt (Co) = 27 électrons avec état
d’oxydation maximal de
+3
Effet d’écran : Effet de répulsion d’un électron par les autres électrons dans les orbitales internes (effet d’écran
total) ou dans les orbitales périphériques d’un sous-niveau inférieur (effet d’écran partiel) qui affaiblissent la
charge nucléaire totale qui s’exerce sur un électron périphérique
Zeff = Charge nucléaire effective = Z - σ
Z= Charge nucléaire réelle
σ= Effet d’écran exercé par les autres électrons
76
Attraction et répulsion entre des particules chargées => Force électrostatique (F)
q1 et q2 => Charge (proportionnelle) et r => distance (Inversement proportionnelle)
Loi de Coulomb :
Propriétés chimiques des éléments
Variation périodique selon le nombre d’électrons de valence.
• Stabilité des gaz rares/inertes => Niveau quantique complétement rempli = Niveau
d’énergie plus faible.
• Éléments formant des ions avec des charges prédictibles.
77
Propriétés physiques des éléments
A)
B)
C)
D)
E)
Rayon atomique
Énergie d’ionisation (I)
Affinité électronique (Ae)
Électronégativité
Caractère métallique
Définition des expressions suivantes :
• Dans un groupe (de haut en bas)
• Dans une période (gauche à droite)
Rayon atomique
- Non liant
- Liant
Ex : Kr(s)
Ex : Br2
Rayon atomique : Terme désignant un ensemble de rayons liants moyens déterminés à partir de mesures
effectuées sur un grand nombre d’éléments et de composés.
Dans un groupe, le rayon atomique augmente dû à la variation de la taille des orbitales.
Dans une période, le rayon atomique diminue à l’augmentation de la charge nucléaire effective (Zeff).
Loi de Coulomb. Plus Zeff est importante, plus la force d’attraction entre un noyau et un électron est forte. Li
(Zeff = +1) Be (Zeff = +2)
Rayon atomique des ions.
- Les cations sont beaucoup plus petits que leurs atomes correspondants.
- Les anions sont beaucoup plus volumineux que leurs atomes correspondants.
78
B) Énergie d’ionisation (I)
Énergie d’ionisation (I) : Énergie requise pour enlever un électron d’un atome ou d’un cation à l’état gazeux.
I1 = Énergie de première ionisation.
OXYDATION = Ionisation (perte d’e-)
Mg(s)
Mg+(g)
[Ne]3s2
[Ne]3s1
Mg+(g)
Mg2+(g)
[Ne]3s1
[Ne]
+
1 e-
I1 = + 738 kJ/mole
+
1 e-
I2 = + 1451 kJ/mole
Le 2e électron est plus difficile à enlever. (Charge de l’atome +1). Plus d’attraction du noyau.
Mg2+(g)
Mg3+(g)
1s22s22p6
1s22s22p5
+
1 e-
I3 = + 7733 kJ/mole
Arracher un électron de coeur est possible mais très coûteux.
79
Dans un groupe, l’énergie d’ionisation diminue puisque les électrons périphériques sont plus loin du noyau et
moins bien retenus.
Dans une période, l’énergie d’ionisation augmente puisque les électrons périphériques subissent une charge
nucléaire plus forte et sont donc mieux retenus.
À lire (Exceptions concernant les variations de l’énergie de première ionisation p-164 à 167)
- Effet d’écran partiel
- Apparition d’un doublet
C) Affinité électronique (Ae)
RÉDUCTION (gain d’électrons)
Déf: Variation d’énergie accompagnant l’ajout d’un e- à un atome à l’état gazeux.
F(g)
+
1 e-
F-(g)
[He]2s22p5
[He]2s22p6 donc [Ne]
Ceci est très favorisé. Donc très exothermique.
Ae =-328 kJ/mole
En général, l’énergie d’ionisation d’un élément est proportionnelle à son affinité électronique.
(I) élevée
(Difficulté à donner ses e-)
Donc
(Ae) élevée (très négative)
(Accepte facilement des e-)
Énergie d’affinité électronique (Eae) = Processus endothermique.
F-(g) → F(g) + 1 e-
Eae = +328 kJ/mol
Dans un groupe, l’affinité électronique diminue de haut en bas.
Dans une période, l’affinité électronique augmente.
80
D) L’électronégativité (χ)
Électronégativité : Capacité d’un atome à attirer vers lui des électrons dans une liaison chimique.
χ est proportionnelle à la charge nucléaire effective (Zeff)
χ est inversement proportionnelle au volume atomique,
81
E) Caractère métallique
Dans un groupe, le caractère métallique augmente.
Dans une période, le caractère métallique diminue.
82
Module 3 – Liaisons chimiques, structures moléculaires et forces intermoléculaires - Tro (Chapitres 5-6-7)
Chapitre 5 : Liaisons chimiques
5.1
5.2
5.3
5.4
5.5
5.6
Molécules contre le sida
Former des liaisons
Modèle de Lewis
Liaison métallique et modèle de la mer d’électrons
Liaison ionique et modèle du réseau
Liaison covalente et modèle de Lewis
5.7
Liaison covalente et modèle quantique (Après les sections 6.1 à 6.3)
Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre
Sections
Numéros suggérés
5.3
# 1-2-3
5.4
# 5-7-8
5.5
# 10-12-13-14-17
5.6
# 18-21-22-24-25-26-27-29
Récapitulatifs, défis et
conceptuels
# 45-48-49
83
Liaisons intramoléculaires et intermoléculaires
intra
(chapitre 5 => Liaisons chimiques)
inter
(chapitres 6 et 7 => Molécules et forces
intermoléculaires)
Dans la molécule
Entre des molécules
H
H
Ex : Na-Cl
O
H
Entre 150 et 1100 kJ/mole
H
-
+
-
+
Max de 40-50 kJ/mole
Les liaisons chimiques
Substances métalliques
- Métaux uniquement
Mer d’électrons
Substances ioniques
- Métal + non-métal
Réseau ionique
Liaison de valence (Lewis)
Substances covalentes
- Non-métaux
Orbitales moléculaire (Mécanique quantique)
Types de liaisons => géométrie des molécules => propriétés physiques et chimiques des substances (MACRO)
94 éléments présents naturellement => diversité des substances possibles.
Analogie : 26 lettres => une infinité de mots…
Les liaisons chimiques se forment parce qu’elles abaissent l’énergie potentielle des atomes. Plus stable.
-
Les électrons de chaque atome exercent une répulsion sur les électrons de l’autre.
Les électrons de l’un sont attirés par le noyau de l’autre.
84
Trois (3) catégories de liaisons
Liaisons métalliques (Métaux)
Délocalisation d’électrons
Liaisons ioniques (Métal + nonmétal)
Transfert d’électrons
Liaisons covalentes (Non-métaux)
Partage d’électrons
Liaison métallique : Type de liaison qui s’établit dans les cristaux métalliques, dans lesquels des atomes de
métaux cèdent leurs électrons dans une mer d’électrons délocalisés.
-
Métaux ont de faibles indices d’électronégativité
Tous les atomes d’un réseau métallique partagent leurs électrons de valence
Liaison ionique : Liaison chimique formée entre deux ions de charges opposées, généralement un cation d’un
métal et un anion d’un non-métal, qui sont attirés l’un vers l’autre par des forces électrostatiques (Loi de
Coulomb).
Liaison covalente : Liaison chimique dans laquelle deux atomes partagent des électrons qui interagissent
avec les noyaux des deux atomes, ce qui abaisse l’énergie potentielle de chacun grâce à des interactions
électrostatiques.
-
Les non-métaux ont des indices d’électronégativité trop élevés. Les électrons sont partagés entre
les deux noyaux. Ces électrons mis en commun maintiennent ensemble les atomes via cette
liaison.
85
Modèle de Lewis (Notation): Modèle simple de la liaison chimique utilisant des diagrammes représentant les
liaisons entre les atomes par des lignes ou des points. Dans cette théorie, les atomes se lient ensemble pour obtenir
des octets stables (8 électrons de valence) à l’exception des atomes H et He qui ne peuvent contenir qu’un doublet.
Le nombre d’électrons de valence est égal au numéro du groupe de l’élément. Sauf Hélium.
Selon le modèle de Lewis (approche simple et pratique), on cherche à donner une configuration stable de 8
électrons de valence aux atomes via une liaison ionique ou covalente (Règle de l’octet). Attention (H et He) =>
Règle du doublet.
Modèle de la mer d’électrons (LIAISON MÉTALLIQUE)
Les métaux ont tendance à perdre leurs électrons dû à leur faible électronégativité. Dans une liaison métallique,
les électrons de valence forment une mer d’électrons dans laquelle les atomes (sous forme de cations) baignent.
Les cations sont maintenus ensemble par la force électrostatique exercée par la mer d’électrons.
-
Conducteurs d’électricité (Les électrons sont mobiles sous l’effet d’un potentiel électrique.)
Conducteurs de chaleur
Malléables (Martelés en feuilles)
Ductiles (Étirés en fils)
On peut modifier la forme des métaux sans rupture des liaisons puisque les cations peuvent glisser les uns sur les
autres.
Métaux des groupes principaux :
-
Métal du groupe 1 (un cation pour un électron)
Métal du groupe 2 (un cation pour deux électrons)
86
Métaux de transition :
- Les électrons de valence du dernier niveau (nsx) et un certain nombre d’électron de niveau (n-1)d selon
le nombre d’oxydation maximal du métal.
Exemple : (Aide-mémoire ou tableau p-148)
- Titane (Ti) = 4 électrons de valence
- Chrome (Cr) = 6 électrons de valence
- Zinc (Zn) = 2 électrons de valence
Température de fusion des métaux :
- Plus les charges des cations sont élevées, plus leur cohésion est forte.
- Pour les cations de charges similaires, plus le cation est gros, moins il attire fortement sa mer d’électrons.
-
Loi de Coulomb :
Cation +1
Cation +2
Dans un groupe, le rayon atomique augmente ↑.
Période 4 :
Potassium (K+)
Très mou
Calcium (Ca2+)
Un peu plus dur
Chrome (Cr6+)
Très dur
Manganèse
(Mn6+)
Très dur
Zinc (Zn2+)
Relativement mou
87
Modèle du réseau ionique (LIAISON IONIQUE)
Déplacement d’électrons de valence du métal au non-métal permettant aux ions résultants de former un réseau
cristallin composé de cations et d’anions en alternance.
Exercice :
Réponse :
Prédisez la formule du composé qui se forme
entre le calcium et le chlore avec le modèle de
Lewis.
Propriétés des composés ioniques avec des liaisons ioniques (Transfert d’électrons)
-
Température de fusion et d’ébullition élevée.
Tendance à ne pas conduire l’électricité sous forme solide.
Tendance à conduire l’électricité quand ils sont dissous dans l’eau.
H 2O
NaCl(s) 
→ NaCl(aq) →Na+(aq) + Cl-(aq)
88
0
Énergie de réseau ( ∆H réseau
) : Énergie associée à la formation d’un réseau cristallin à partir d’ions gazeux.
réseau
Processus exothermique.
0
Variation de ∆H réseau
: Taille des ions
0
: Charge des ions
Variation de ∆H réseau
Plus les charges des ions ↑ , plus Eréseau ↑ .
Enthalpie standard de formation ∆H 0f : Énergie associée à la formation d’une mole de composé à partir des
éléments dans leur état le plus stable, dans les conditions normales.
Exemple :
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s)
∆H f =-411 kJ/mol
89
Liaison covalente et modèle de Lewis
Formation de la molécule d’eau (H2O)
Doublet liant = un tiret ou lien = 2 électrons
Doublet libre = électrons non liants
Énergie de liaison (∆Hliaison) = Énergie de dissociation : Énergie requise pour rompre 1 mole de la liaison en
phase gazeuse.
- Plus la longueur de la liaison est courte, plus l’énergie de liaison est élevée
-
Plus le nombre d’électrons impliqués dans la liaison est important, plus l’énergie de la liaison est élevée.
Le tableau 5.1 donne une énergie de liaison moyenne des énergies pour une liaison donnée dans un grand
nombre de composé.
90
On peut estimer la variation d’enthalpie d’une réaction. ( ∆H rx )
Calcul du ∆HRn (Bris et formation des liaisons chimiques)
Évaluer le ∆H de la réaction suivante : (Combustion du propane)
CH3CH2CH3(g)
H
H
H
H
C
C
C
H
H
H
+
5 O
5 O2(g)
3 CO2(g)
O
3
+
4 H2O(g)
O
O
C
O
H
∑ liens brisés
∑ liens formés (exo)
8 C − H => 8 • 414 = 3312kJ
2 C − C => 2 • 347 = 694kJ
6 C = 0 => 6 • 799 = 4794kJ
8 O − H => 8 • 464 = 3712kJ
5O = O => 5 • 498 = 2490kJ
Total = 6496 kJ
Total = 8506 kJ
∆Hréaction =
4
H
H
-8506 kJ
∑ liens brisés
∆H rx = 6496 − 8506 = −2010 kJ
+
∑ liens formés
mole Rx exothermique
91
Polarité des liaisons
Le degré de polarité dans une liaison chimique dépend de la différence d’électronégativité ∆χ .
Plus ∆χ ↑, plus la liaison est polaire.
Dans HCl et HF, il y a un partage inégal significatif au niveau des électrons du doublet liant. On observe alors un
moment dipolaire avec des charges partielles positive (δ+) et négative(δ-).
NB. Les liaisons covalentes peu polaires se comportent comme des liaisons covalentes non polaires lorsqu’on
analyse les propriétés des substances (Chapitre 6).
92
Moment dipolaire et % caractère ionique
µ = qr
µ = moment dipolaire : Mesure de la séparation des charges positive et négative dans une molécule
q = moment dipolaire qui résulte de la séparation d’un proton et d’un électron = 1,6 × 10-19 C
r = distance
1 Debye = 3,34×10-30 C•m
% caractère ionique : rapport entre le moment dipolaire réel d’une liaison et le moment dipolaire qu’elle aurait
si l’électron était complètement transféré d’un atome à l’eau, multiplié par 100%.
93
Cycle de Born-Haber (formation d’un composé ionique)
PROBLÈME TYPE :
Soit la réaction globale suivante : Li(s) + ½ F2(g) → LiF(s)
Calculer ∆H associé à cette réaction.
De plus, indiquer par des équations chimiques toutes les étapes impliquées lors de la formation du solide LiF(s).
L'énergie de sublimation du lithium
L’énergie de 1ère ionisation du lithium
L’énergie de la 1ère affinité électronique du fluor
L'énergie de la liaison F-F
L’énergie de réseau (Li+(g) + F-(g) → LiF(s))
Étape 1
(ENDO)
(+)
+ 159 kJ/mole
+ 520 kJ/mole
- 328 kJ/mole
+ 159 kJ/mole
- 1047 kJ/mole
Étape 2 = Eréseau
(EXO)
(-)
LiF(s)
94
Description des différentes étapes
Nom de la
réaction /
transition
Équations chimiques
∆H
(kJ/mole)
Endo / Exo
Sublimation
Li(s) → Li(g)
+ 159
ENDO
I1
Li(g) → Li+(g) + 1e-
+520
ENDO
∆Hétape
∆Hétape 1 (ENDO)
= +430 kJ/mole
Bris lien F-F
Ae1
Eréseau
½ F2(g) → F(g)
(1/2 • 159 kJ/mole)
F(g) + 1e- → F-(g)
+
-
Li (g) + F (g) → LiF(s)
+79,5
ENDO
-328
EXO
-1047
EXO
∆Hétape 2 (EXO) =
Eréseau =_-1047
kJ/mole
Li(s) + ½ F2(g) → LiF(s)
∆Hrx = 430,5-1047 = -616,5 kJ/mole
RX Exothermique
95
Chapitre 6 : Molécules et forces intermoléculaires
6.1
6.2
6.3
Agents édulcorants : le goût trompé par la forme moléculaire
Structures de Lewis-Pauling
Théorie RPEV : déterminer la géométrie des molécules
5.7
Liaison covalente et modèle quantique
6.4
6.5
Forme des molécules et polarité
Forces intermoléculaires
Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre
Section
Numéros suggérés
6.2
# 2-3-5-7-9-13
6.3
# 16-17-19-20-23-25-27-29
5.7 et problèmes
récapitulatifs chapitre 5
# 31-33-34-35-37-38-39-41-42-52-53-55-56
6.4
# 30-31-33-35
6.5
# 36-38-39-40-42-45-46
Problèmes récapitulatifs
chapitre 6
# 48-52-55-61-63-64-65-66-70-71
96
Questionnaire Chimie organique (2 et 3)
Vidéo #2
Question #1
Qu’est-ce qu’une orbitale dans la théorie atomique des quantas (mécanique quantique)? Exemple 1s
Une région en 3D où il y a 90% de probabilité de trouver une paire d’électrons. Chaque orbitale a un niveau
d’énergie bien définie. L’orbitale 1s est sphérique et peut loger 2 électrons.
Question #2
Soit le carbone (6 électrons), indiquer où les électrons devraient se retrouver selon la théorie des quantas. (1s,2s,
2p)
1s22s22p2
Question #3
Définir l’hybridation sp3. Quelles sont ces caractéristiques?
Un mélange des orbitales 2s – 2px – 2py – 2pz. Un électron dans la 2s saute dans la 2p vide ce qui génère
l’hybridation sp3.
La géométrie associée à l’hybridation sp3 est un tétraèdre où l’angle entre chaque liaison est de 109,5° afin de
minimiser la répulsion.
Vidéo #3
Question #1
Définir l’hybridation sp2. Quelles sont ces caractéristiques?
Un mélange des orbitales 2s – 2px – 2py Un électron dans la 2s saute dans la 2p vide ce qui génère l’hybridation
sp2. L’autre électron dans la 2pz est disponible pour faire une liaisonπ.
La géométrie associée à l’hybridation sp2 est triangulaire plane où l’angle entre chaque liaison est de 120° afin
de minimiser la répulsion.
Question #2
Définir les caractéristiques d’une liaison π. Quels électrons sont impliqués?
Les électrons d’une liaison π se retrouve en haut et en bas d’un lien σ. Ils sont plus éloignés des noyaux et sont
donc plus susceptibles de participer à une réaction que les électrons d’une liaison σ.
Question #3
Pourquoi le benzène est-il si toxique (résistant à la dégradation dans l’environnement)?
La mésomérie (alternance de liens simples-doubles) permet aux électrons π de se déplacer dans le cycle à 6
carbones. Ce déplacement d’électrons stabilise la structure du benzène en rendant ceux-ci moins réactifs, donc
plus stables.
97
Structure de Lewis-Pauling (6.2)
Charge formelle : Charge qu’aurait un atome dans une structure de Lewis si les atomes liés se partageaient tous
les électrons liants.
Un atome dans une structure de Lewis-Pauling « possède » tous les électrons des doublets libres et la moitié des
électrons des doublets liants.
La charge formelle permet de déterminer parmi plusieurs structures de Lewis acceptables (ex : deux structures
avec tous les atomes qui respectent la règle de l’octet) laquelle est la plus stable.
Exemple #1: H-F
CF (H) = 0
CF (F) = 0
Structure de Lewis la plus stable :
1. Les charges formelles petites (ou nulles) sur des atomes individuels sont préférables à des grandes.
2. Lorsqu’on doit faire appel à une charge formelle, on attribue une charge formelle négative à l’atome le
plus électronégatif.
Exemple #2 :

 1 
•8  = 4 − 4 = 0
 2 
C = 4−0+




O1 = 6 −  2 + 
 1 
• 4 = 6 − 6 = 0
 2 
O2 = 6 −  6 + 
O2 = 6 −  4 + 

 1 
•8  = 4 − 4 = 0
 2 
 1 
• 4 = 6 − 6 = 0
 2 
O1 = 6 −  4 + 


C = 4−0+




 1 
• 6   = 6 − 5 = +1
 2 
 1 
• 2   = 6 − 7 = −1
 2 
Quelle structure de Lewis est la plus stable? __A______
Pourquoi? Toutes les charges formelles sont égales à zéro.
98
Exemple #3
Ion cyanate (OCN-)
Les structures A, B et C respectent l’octet.
Structure la plus stable : A (moins et CF et CF (-1) sur l’atome le plus électronégatif)
Écriture de la structure de Lewis-Pauling de composés moléculaires (6.3)
-
En général, les atomes du centre d’une molécule sont moins électronégatifs puisqu’ils ont tendance à
s’entourer de plus de doublets d’électrons liants que les atomes terminaux.
Les hydrogènes (H) sont toujours terminaux. (un doublet liant = 2 électrons = règle du doublet)
Plusieurs atomes d’un même élément. Répartir de la façon la plus uniforme.
1. Écrivez la structure squelettique.
2. Déterminez le nombre total d’électrons de valence pour la structure.
3. Placez au moins un doublet liant entre chaque atome. Distribuez les électrons aux atomes terminaux pour
attribuer l’octet et ensuite passer aux atomes du centre.
4. Si l’atome du centre n’a pas son octet, formez des liaisons multiples.
Vérification
- La somme des charges formelles doit être égale à la charge globale réelle de la molécule
- Vous hésitez entre deux structures. Les charges formelles impliquées vous dicteront la structure à privilégier.
RÉSUMÉ (Élaboration des structures de Lewis)
-
Sélectionner l’atome central. Souvent, il s’agit de l’atome le moins électronégatif.
Déterminer le nombre total d’électrons périphériques.
Tracer un lien simple entre chaque atome et l’atome central.
Rendre « heureux » les atomes terminaux avec des doublets libres.
Ajouter les e- restants (advenant le cas) sur l’atome central.
Si l’atome central n’est pas « heureux », utiliser des liens multiples.
Exemple 6.4 : NH4+
99
EXCEPTIONS au modèle de Lewis-Pauling
- Octets étendus
- Octets incomplets
- Espèces à nombre impair d’électrons
OCTETS ÉTENDUS
A partir de la 3e période, les atomes peuvent accepter plus de 8 électrons de valence. L’orbitale 3d est très près au
niveau énergétique et il est possible de loger 2, 4 et même 6 électrons.
Ces atomes peuvent donc accepter 10, 12 et même 14 électrons.
Pour les éléments de la 4e période, on va utiliser l’orbitale 4d.
Pour les éléments de la 2e période. Le nombre d’électrons est fixe à 8. (Exemples : N, O, F)
AsF5 = 40 e- - 10 = 30- 30 =0
SF6 = 48-12=36 -36 = 0
As = 4e période avec 10 électrons de valence
S = 3e période avec 12 électrons de valence
Exemple concret de la stabilisation en utilisant l’octet étendu (Moins de charges formelles)
H2SO4 = Acide sulfurique
S avec 8 électrons de valence
S avec 12 électrons de valence
OCTETS INCOMPLETS (Bore et Aluminium)
B et Al stable avec 6 électrons de valence plutôt que l’octet (8).
Pourquoi?
B avec 6 électrons de valence = CF à zéro
B avec 8 électrons de valences = CF (+1) et (-1)
100
Extra…
BF3 est un acide de Lewis. C’est un accepteur de doublet d’électrons.
Flèche bleue : Formation d’une liaison covalente de coordinence.
ESPÈCES À NOMBRE IMPAIR D’ÉLECTRONS
-
Radicaux libres
Modèle de Lewis-Pauling n’est pas approprié pour ces situations (Théorie de OM = Orbitales Moléculaires)
Peu de molécules de ce genre et très réactives
Exemple :
NO = monoxyde d’azote
Ne respecte pas l’octet car N a 7 électrons de valence.
RÉSONANCE
Structures de résonance : Deux ou plusieurs structures de Lewis-Pauling séparées par une flèche
bidirectionnelle pour indiquer que la structure réelle de la molécule est un intermédiaire entre elles.
Hybride de résonance : Structure réelle d’une molécule qui est intermédiaire entre deux ou plusieurs structures
de résonance. MOYENNE des structures.
Exemple avec l’ozone (O3)
Structures
Hybride de résonance
101
Théorie RPEV (Répulsion des Paires d’Électrons de Valence) (6.3)
La géométrie valide est celle dans laquelle les groupes d’électrons sont aussi éloignés que possible.
A = Atome central
X = Doublets liants
E = Doublets d’e- libres
Formule générale =>
A XaEb
a+b
= Nbr de voisins = Nbr de paires d’e- (liants et libres)
GÉOMÉTRIE DES PAIRES D’ÉLECTRONS (Doublets liants et doublets d’e- libres)
Nbr de paires
Possibilités
Géométrie
Angles
d’eFormule
Structure en 3D
électroniques impliqués
(a + b)
générale
Nbr de voisins
AXaEb
2
AX2
Linéaire
180°
3
AX3
AX2E
Triangulaire
120°
4
AX4
AX3E
AX2E2
Tétraèdre
109,5°
5
AX5
AX4E
AX3E2
AX2E3
Bipyramide à
base
triangulaire
120° et 90°
6
AX6
AX5E
AX4E2
Octaèdre
90°
102
Géométrie moléculaire : Disposition géométrique des atomes dans un molécule
Nbr de
voisins
(a+b)
Formule
générale
AXaEb
3 (sp2)
2 (sp)
AX2
AX3
4 (sp3)
AX2E
AX4
AX3E
AX2E2
Géométrie
moléculair
e
ou coudée
ou coudée
Nbr de
voisins
(a+b)
Formule
générale
AXaEb
5 (sp3d)
AX5
AX4E
6 (sp3d2)
AX3E2
AX2E3
AX6
AX5E
AX4E2
Géométrie
moléculair
e
ou balançoire
103
Exemples :
GE : Géométrie électronique
GM : Géométrie moléculaire
-
CH4
CO2
SO3
PCl5
SF6
GE et GM : tétraédrique
GE et GM : linéaire
GE et GM : Triangulaire plane
GE et GM : Bipyramide à base triangulaire
GE et GM : Bipyramide à base carrée
Influence des doublets libres (p-242)
Les doublets d’électrons libres prennent plus de place et affectent les angles impliqués dans la géométrie
moléculaire (GM)
GE et GM = tétraédrique
GE = tétraédrique
GM = pyramide à base triangulaire
GE= tétraédrique
GM= Coudée
SF4 avec un doublet d’électrons libre. Le placer en position équatoriale. (p-244)
Tableau résumé (p-247)
EXEMPLES 6.8 et 6.9 (Prédire les géométries moléculaires) à la page 248
104
Prédire la forme des molécules plus volumineuses
Exemple : Glycine
105
Liaison covalente et modèle quantique (5.7)
Liaison de valence = Recouvrement d’orbitale
Une liaison se forme par le recouvrement de deux orbitales à demi remplis et renferme alors deux électrons de
valence avec des spins de signes opposés.
Formation H2
- Orbitale 1s1 va réagir avec l’autre
orbitale 1s1 et former une liaison
d’une distance à laquelle l’énergie
est le plus faible.
Formation de H2S avec la théorie de la liaison de valence.
Angle prévu : 90°
Angle réel : 92°
106
HYBRIDATION DES OA- Orbitales Atomiques (p-206 à 218)
Les orbitales dans une molécule ne sont pas nécessairement les mêmes que les orbitales dans un atome.
Orbitale hybride : La densité de probabilité de présence est plus concentrée dans un lobe unidirectionnel =
recouvrement plus grand.
L’hybridation est « rentable » uniquement pour les atomes centraux puisqu’ils forment le plus de liaisons.
Les atomes terminaux ne sont pas hybridés.
Hybridation sp3
Géométrie tétraédrique à 109,5°
Hybridation sp2
Géométrie triangulaire plane à 120°
Hybridation sp
Géométrie linéaire à 180°
107
Également :
Hybridation sp3d
Géométrie hexaédrique = bipyramide à base triangulaire
Ex: AsF5
Hybridation sp3d2
Géométrie octaédrique – bipyramide à base carrée
Ex : SF6
Nous déterminons le type d’hybridation avec le nombre de « groupes d’électrons ».
Groupes d’électrons = une liaison (simple, double ou triple) ou des doublets d’électrons libres
RÉSUMÉ (p-216)
Nombre de voisins ou groupes d’électrons
2
3
4
5
6
Hybridation
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
Types de liaisons (Recouvrement des Orbitales Atomiques OA)
Liaison σ
(sigma)
Liaison formée par le recouvrement axial des orbitales de deux (2) atomes.
Caractérisée par une plus grande densité électronique le long de l’axe reliant les deux
(2) atomes.
Liaison π
(pi)
Liaison formée par le recouvrement latéral (au-dessus et en bas de l’axe) des
orbitales p de deux (2) atomes.
Caractérisée par une plus grande densité électronique de part et d’autre de l’axe
reliant les atomes.
108
Nbr
d’e-
Nbr de
doublets
liants
Nbr de
liens σ
(sigma)
Nbr de
liens π
(pi)
simple
2
1
1
0
une sigma (σ) et une
double
PI (π)
4
2
1
1
une sigma (σ) et
deux PI (π)
6
3
1
2
Nom
une sigma (σ)
triple
Évolution de
la longueur
des liens
(pm)
Évolution de
l’énergie des
liens
 kJ 


 mole 
Dans une liaison, TOUJOURS une (σ) sigma. Le reste sont des (π) pi. (Ex : Liaison triple =>1σ + 2 π)
Représenter un schéma d’hybridation et de liaison (EXEMPLES 5.5 et 5.6 à la page 217)
Exemple : Formaldéhyde H2CO (Liaison double)
Exemple : Acétylène C2H2 (Liaison triple)
Attention. La rotation est restreinte autour d’une liaison double. Voir exemple p-212 (cis/trans) 1,2dichloroéthane
109
Forme des molécules et polarité (6.4)
HCl est une molécule polaire puisqu’elle a un moment dipolaire net
δ+ = Charge partielle positive = densité électronique faible
δ- = Charge partielle négative = densité électronique élevée (δ= delta minuscule)
Molécule polyatomique : présence d’un moment dipolaire ne signifie pas nécessairement que la molécule est
polaire.
Si la géométrie moléculaire est telle que les moments dipolaires s’annulent, alors la molécule est non-polaire
Exemple : CO2 (Molécule non-polaire)
Exemple : H2O (Molécule polaire)
La somme vectorielle des moments dipolaires donne le vecteur global.
Attention… Les moments dipolaires où la ∆χ < 0,4 comme la liaison C-H sont considérés pour négligeable donc
non-polaire dans l’évaluation de la polarité globale d’une molécule.
H
H
C
H
H
C
C
Exemple : propane (CH3CH2CH3) est une molécule non-polaire
H
H
H
H
110
Exercices : NH3 (Molécule polaire ou non-polaire)
-
Établir la structure de Lewis-Pauling
Présence de liaisons polaire où ∆χ ≥ 0,4
Vecteur global
Réponse : Molécule polaire
Les molécules polaires sont attirées l’une à l’autres puisque les charges partielles s’attirent. Les molécules nonpolaires comme l’huile ne se mélangent pas avec les molécules polaires comme l’eau.
`
MISCIBILITÉ : Capacité de se mélanger sans se séparer en deux phases.
L’eau et le pentane ne sont pas miscibles puisque les forces de cohésion impliquées sont différentes.
L’eau est très polaire et fait des interactions de dipôle-dipôle. Quant au pentane (non-polaire), il fait des
interactions de dispersion.
111
Les forces intermoléculaires (6.5)
Les propriétés des substances moléculaires s’expliquent par l’intensité des interactions entre les molécules
(Interactions intermoléculaires).
La liaison hydrogène est une force intermoléculaire particulièrement intense de type dipôle-dipôle.
Loi de Coulomb et interactions intermoléculaires
Les charges partielles (δ+ et δ-) (permanentes ou temporaires) présentes à la surface des molécules permettent
aux molécules de s’accrocher les unes aux autres. Cette attraction est régie par la loi de Coulomb.
Étant donné que les charges impliquées sont très faibles, les forces intermoléculaires sont beaucoup plus
faibles que les autres types de liaison (métallique, covalente, ionique)
De plus la distance entre chaque molécule est plus grande.
Exemple : H2O
Lien intramoléculaire O-H de 96 pm et liaisons
intermoléculaires (ponts H) d’environ 200 pm
112
Forces de dispersion (London) (dipôle induit-dipôle induit)
Force électrostatique qui s’exerce entre toutes les molécules et les atomes d’une substance à l’état condensé
(s et l) et qui résulte des fluctuations dans la distribution électronique qui créent des charges partielles
instantanées.
Séparation éphémère des charges = dipôle instantanée génère dipôle induit.
L’intensité des forces de dispersion dépend :
- Taille du nuage électronique… Nombre d’électrons
- Pour un nombre d’électrons égal, la forme linéaire ↑ les interactions de dispersion en ↑ les surfaces de
contact
Dans les molécules non-polaires, les interactions de dispersion sont le seul type d’interaction présent.
Plus dispersion ↑, plus la température d’ébullition sera importante ↑.
Taille du nuage électronique
Forme pour la même masse molaire
113
Forces dipôle-dipôle (Keesom)
Force électrostatique qui s’exerce entre des molécules possédant un dipôle permanent qui résulte d’une
distribution inégale des électrons à l’intérieur des liaisons et d’une géométrie 3D asymétrique de la molécule
Impliquées avec des molécules polaires.
Les tfusion et tébullition des molécules polaires sont plus élevées que ceux des molécules de masse similaire.
Formaldéhyde
CH2O
Forces de dipôle-dipôle ET dispersion
Éthane
CH3CH3
Forces de dispersion uniquement
Moment dipolaire et point d’ébullition de différents composés de masse molaire similaire.
Figure 6.12
Plus la polarité augmente (Debye), plus la température d’ébullition augmente.
Liaison hydrogène (pont hydrogène)
Force d’attraction dipôle-dipôle particulièrement efficace entre un hydrogène lié à F, O ou N et un de ces atomes
très électronégatifs sur une molécule voisine.
Pont H => Super force de dipôle-dipôle mais force inter… (2 à 5% de la force d’une liaison intramoléculaire)
L’hydrogène lié à FON acquiert une charge partielle positive très importante (δ+). FON = présence d’une δ- avec
des doublets d’e- libres.
Éthanol (CH3CH2OH)
LIQUIDE
Forces de dipôle-dipôle (avec ponts H) ET
dispersion
Éther méthylique (CH3-O-CH3)
GAZ
Forces de dipôle-dipôle ET dispersion
114
L’eau a une température d’ébullition anormalement élevée de 100°C par un 10 électrons (peu de dispersion)
puisque qu’elle peut faire un maximum de ponts H. Elle est donc liquide à la température normale.
Exemple : CH4 – Méthane = gaz
CH3OH = méthanol = liquide
Force ion-dipôle
Dissolution d’un composé ionique dans solvant polaire
2O
Exemple : NaCl(s)  H
→ Na+(aq) + Cl-(aq)
115
Chapitre 7 : Gaz, liquides et solides : forces intermoléculaires et substances
7.1
7.2
7.3
7.4
7.5
7.6
7.7
7.8
7.9
Gecko grimpeur et forces intermoléculaires
Solides, liquides et gaz : une comparaison à l’échelle moléculaires
Gaz
Liquides : tension superficielle, viscosité et capillarité
Liquides : vaporisation et pression de vapeur
Solides
L’eau, une substance extraordinaire
Changements d’état
Diagramme de phases
Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre
Section
7.3
7.4 et 7.5
Numéros suggérés
# 3-4-6-7
# 9-10-11-12-13-14-16
7.6
# 20-21-24-25-26
7.7
# 27-28-30
7.8 et 7.9
Problèmes récapitulatifs et
défis
# 32-35-36-37-39
# 43-48-51-53
116
Introduction
Liaisons
intramoléculaires
Liaisons
intermoléculaires
Chapitres 5 et 6
Forces importantes
- Métallique (forces électrostatiques = attraction + et -)
- Ionique (forces électrostatiques)
- Covalente (partage d’orbitales)
Section 6.5
Beaucoup plus faibles
Assurent la cohésion des substances moléculaires
- Dipôle-dipôle
o Ponts H
- Dispersion
- Ion-dipôle
L’intensité des forces intermoléculaires explique l’état (s, l, g) des substances aux conditions normales.
Plus la température augmente, plus l’énergie thermique est importante. Plus les atomes et molécules sont animés
d’un mouvement aléatoire.
L’augmentation de la température diminue l’intensité des forces intermoléculaires et la matière à tendance à
passer de l’état solide → liquide → gaz.
La diminution de la température augmente l’intensité des forces intermoléculaires et la matière à tendance à
passer de l’état gaz → liquide → solide.
Solide et liquide (États condensés)
-
Présence de forces de cohésion
(intermoléculaires)
1000 fois plus dense que les gaz (≈ 1g/mL)
Difficilement compressibles car contact étroit
entre les molécules
Gaz
-
Forces de cohésion pratiquement inexistantes
Masse volumique ≈ 1g/L
Très compressibles car molécules très
distantes
117
Changements d’états
Processus
endothermiques
A + Chaleur → B
fusion
vaporisation / ébullition
Solide 
→ Liquide 
→ Gaz
ou diminution de la
pression (↓
↓P)
Processus
exothermiques
A → B + Chaleur
condensation
congélation
Gaz → Liquide → Solide
ou augmentation de la
pression (↑
↑P)
Vapeur d’eau (gaz) à 100°C
Masse volumique : 0,59 g/L = 0,00059 g/mL
Volume molaire : 30,5 L
Eau (liquide) à 20°C
Masse volumique : 0,998 g/mL
Volume molaire : 18,0 mL
Liberté de mouvement des molécules => adopte la
forme de leurs contenants
Glace (solide) à 0°C
Masse volumique : 0,917 g/mL
Volume molaire : 19,6 mL
Positions fixes avec vibrations
118
Plupart des substances
La masse volumique ↑ avec une ↓ de la température
Exception (Eau)
La masse volumique est maximale à 4°C.
La glace à 0° est moins dense que l’eau à 4°C.
L’eau, une substance extraordinaire (7.7)
L’eau est indispensable à la vie
- Transpiration (Refroidissement du corps) H2O(l) + ∆ → H2O(g)
- Élimination des déchets corporels qui sont dissous dans l’eau
Propriétés particulières
- Température d’ébullition anormalement élevée (liquide aux conditions ambiantes)
- Dissolution de nombreux composés polaires et ioniques. Même gaz non-polaires (O2, CO2 avec atomes
électronégatifs)
o Vie aquatique (Dioxygène dissous et CO2 pour la photosynthèse des algues)
- Capacité calorifique massique exceptionnelle
o Effet régulateur sur le climat. Condensation de l’eau le soir = libération d’énergie H2O(g)→
H2O(l)+ ∆
Géométrie moléculaire angulaire avec deux doublets
d’électrons libres.
FORTE POLARITÉ : ∆χ= O-H= 3,5-2,2 = 1,3
Forces intermoléculaires : (INTENSES)
- Beaucoup de ponts H
- Peu de dispersion car seulement 10 électrons
En gelant, l’eau prend de l’expansion. Les liaisons hydrogène s’orientent avec des angles de 109,5° tétraédrique.
La masse volumique diminue entre 4 et 0°C.
-
La glace (moins dense) flotte sur l’eau des lacs l’hiver.
La glace provoque la rupture des membranes cellulaires des aliments dont le contenu en eau est élevé.
119
Les liquides : Tension surperficielle (γγ), viscosité (η
η) et capillarité
PLUS L’INTENSITÉ DES FORCES INTERMOLÉCULAIRES EST IMPORTANTE POUR UN LIQUIDE
DONNÉE, plus la tension de surface et la viscosité sont importantes.
1) Tension de surface (γγ) : Énergie requise pour augmenter la surface d’un liquide d’une quantité unitaire.
Forces de cohésion entre les molécules responsable de la tendance des liquides à rendre leur surface
minimale.
Sorte de pellicule : patineurs (insectes) sur l’eau. Mouche à la pêche.
γ eau = 72,8
mJ
m2
Il faut fournir 72,8 mJ de travail pour augmenter la surface d’un m2.
Molécules à la surface : Moins stables
puisque moins d’interactions.
Molécules à l’intérieur : Plus stables car
plus d’interactions.
RÉSULTAT : Tendance à minimiser la
surface.
γ eau = 72,8
mJ
m2
Intensité des forces intermoléculaires élevée =>
Tension ↑
•
•
Ponts H
Dispersion (très faibles car 10 e-)
γ benzène (C H ) = 28
6
6
mJ
m2
Intensité des forces intermoléculaires faibles =>
Tension ↓
•
Dispersion faible (42 e-)
120
2) Viscosité (η
η) : Mesure de la résistance d’un liquide à l’écoulement
Unité : cPoise
-
Impact de la température
Ex : eau
La viscosité varie énormément avec la température.
Plus la température est élevée, plus l’agitation est
importante et alors l’intensité des interactions
intermoléculaires diminue. La viscosité diminue donc
avec une ↑ de la température.
A l’inverse, une diminution de la température est
associée à une augmentation des forces
intermoléculaires et de la viscosité.
- Impact de la longueur de la chaîne
Plus d’électrons si même groupements fonctionnels, donc plus de dispersion, donc plus de forces
intermoléculaires = ↑ viscosité.
- Impact de la forme moléculaire
La viscosité augmente dans les molécules plus longues qui peuvent interagir sur une plus grande surface et
possiblement s’entremêler.
3) Capillarité : Capacité d’un liquide à s’élever contre la gravité dans un tube mince sous l’effet des forces
d’adhésion et de cohésion.
COHÉSION : Attraction entre les molécules dans un liquide. Incite le liquide à s’étendre, à monter.
ADHÉSION : Attraction entre les molécules du liquide et la surface du tube. Limite la surface du liquide.
Lorsqu’on a un ménisque concave, la hauteur d’ascension (Force de gravité = ρgh) est égale aux forces de
cohésion = TENSION SUPERFICIELLE.
Eau ou sang (CONCAVE)
Plupart des liquides
Mercure (CONVEXE)
Liaisons métalliques très fortes
Très rare
Adhésion > Cohésion
Cohésion > Adhésion
121
Vaporisation et pression de vapeur
Vaporisation : Transformation endothermique de l’état liquide à gazeux.
Il faut rompre les interactions intermoléculaires qui retiennent les molécules à l’état liquide.
Condensation : Transformation exothermique de l’état gazeux à liquide.
De la chaleur est libérée puisqu’il y a formation d’interactions intermoléculaires.
début
ÉQUILIBRE
Lien avec l’intensité des forces intermoléculaires
A l’équilibre (DYNAMIQUE), la pression => Pvapeur
Liquide ⇌ vapeur
Vvaporisation = Vcondensation
Plus la Pvap ↑ les forces inter sont faibles ↓
Plus la Pvap ↓
les forces inter sont élevées ↑
La vitesse de vaporisation s’accroît :
- avec l’augmentation de la température
- avec l’augmentation de l’aire de surface.
122
Liquides peu ou non volatils
Ex : Eau, huile à moteur
Liquides volatils
Exemple : Acétone CH3COCH3
-
Forces intermoléculaires faibles
Pression vapeur élevée
Se vaporise facilement
-
Forces intermoléculaires élevées
Pression vapeur faible
Se vaporise difficilement
Température d’ébullition : température à laquelle la pression d’un liquide est égale à la pression externe.
Tébullition de l’eau = de 100°C à 101,3 kPa.
Température d’ébullition :
(Ordre croissant des P.É.) = Ordre
croissant de l’intensité des forces
intermoléculaires
Éther diéthylique = 35°C
CH3CH2OCH2CH3
• Dipôle-dipôle faible
• Dispersion 42 eÉthanol = 78°C
CH3CH2OH
• Dipôle-dipôle faible
o Ponts H
• Dispersion 34 eEau = 100°C
H2O
•
Ponts H (beaucoup)
123
Les solides
• Cristallins (Organisés selon un arrangement ordonné d’atomes ou de molécules)
o Moléculaires (H2O)
o Ioniques (NaCl)
o Atomiques
Gaz nobles (Xe)
Métalliques (Au)
Macromoléculaires (Quartz)
P.F. Point de fusion
P.F. faibles
Liaisons faibles
Forces intermoléculaires
-
-
Solides moléculaires (DD,
dispersion, ponts H)
Solides atomiques du groupe
des gaz nobles (dispersion)
PF (eau) = 0°C
PF (CO2) = -78°C
PF (CS2) = -110°C
PF (Ar) = -112°C
PF. Variables
Liaisons métalliques
-
Solides métalliques
- PF (Fer) = 1809°C
- PF (Hg) = -39°C
Réseau cubique, hexagonal
PF dépendent de la grosseur
des cations, structure cristalline,
densité mer d’électrons
P.F. élevés
Liaisons fortes
Liaisons ioniques ou covalentes
-
Solides ioniques
Macromoléculaires
-
PF( NaCl) = 801°C
PF (Diamant)=3550°C
PF(Quartz) = 1600°C
124
Quartz (SiO2)
Macromoléculaires
•
Verre (SiO2 amorphe)
Amorphes (Sans structure ordonnée importantes)
-
Fibres naturels
o Cellulose, collagène, kératine
Matières plastiques
Caoutchoucs
Colles
Peintures
Résines
Changements d’états (7.8)
GAZ
A
F
B
SOLIDE
E
C
LIQUIDE
D
A : Sublimation
B : Déposition
C : Fusion
D : Congélation
E : Vaporisation
F : Condensation
125
Ébullition et condensation
En chauffante de l’eau, la température est constante à
100°C tant que de l’eau liquide est présente. La chaleur
sert à briser les forces de cohésion.
Fusion et congélation
Fusion : fonte des solides et alors les cristaux du solide
fusionnent en un liquide.
La température est constante à 0°C lorsqu’on refroidit de
l’eau puisque l’énergie thermique ↓ et les forces
intermoléculaires ↑ et on transforme l’eau en glace.
En chauffante de la glace, la température est constante à
0°C et l’énergie sert à transformer la glace en eau
Sublimation et déposition
Sublimation : Transition de l’état solide à gazeux.
Déposition : Transition de l’état gazeux à solide.
Bloc de glace à -10°C. La sublimation est possible. La masse du bloc de glace dans un congélateur diminue avec
le temps. Plus de sublimation que de déposition.
Courbe de chauffage de l’eau (p-300)
126
Diagrammes de phases :
Représentation graphique de l’état d’une substance en fonction de la pression (sur l’axe des y) et de la
température (sur l’axe des x).
Courbe de sublimation = Transition solide-gaz
Courbe de fusion = Transition solide-liquide
Courbe de vaporisation = Transition liquide-gaz
Point triple : Les trois états sont stables et en équilibre. 1/3 (s), 1/3 (l) et 1/3 (g)
Point critique : La température et la pression au-dessus desquelles un fluide supercritique existe (Hybride
entre l’état liquide et gazeux… Propriétés spéciales donc la dissolution de plusieurs composés organiques. Ex :
CO2 supercritique pour l’extraction de la caféine)
Diagramme de phases de l’eau
Diagramme de phases du CO2
Transition A = Sublimation
Transition B = Condensation
Augmentation de la pression ↑ et diminution de la température↓ favorisent la phase la plus dense (SOLIDE).
127
Les gaz parfaits – Comportement idéal
R = 8,314 L•kPa/mol•K
R = 0,08206 L•atm/mol•K
PV= nRT
Théorie cinétique moléculaire
1- La taille des particules est négligeable.
2- L’énergie cinétique moyenne d’une particule est proportionnelle à la température.
3- La collision d’une particule avec un autre est complètement élastique (sans perte d’énergie).
Gaz réels – Comportement non idéal
Équation de Van der Waals
2

n 
 P + a    (V − nb ) = nRT
V  

A) Influence du volume fini des particules à haute pression
B) Influence des forces intermoléculaires ou des liaisons à faible température
A) Volume des particules à haute pression.
Le volume réel est plus élevé que prévu par PV=nRT.
128
Équation corrigée avec le volume des particules de gaz : V =
nRT
+ nb
P
devient V − nb =
nRT
P
B) Influence des forces intermoléculaires et des liaisons à faible température
A faible température, les collisions se produisent avec moins d’énergie et des attractions sont possibles. La
pression résultante est donc moins importante.
nRT
n
P=
− a 
V
V 
2
2

 n   nRT
devient  P − a    =

V
 V  

Exemple 7.2
Volume de 5,00 mol de H2(g) à 500 atm et 500K
Volume avec la loi de gaz parfait : 0,410 L
Volume avec l’équation de Van der Waals : 0,526 L
À pression ↑, le volume des particules a un impact significatif sur le volume.
129
Module 4 – Stoechiométrie des réactions chimiques – Tro (Chapitre 9)
Chapitre 9 : Stoechiométrie II : les réactions chimiques
9.1
9.2
9.3
9.4
9.5
9.6
Changements climatiques et combustion des combustibles fossiles
Écrire et équilibrer des équations chimiques
Stoechiométrie des réactions : quelle quantité de dioxyde de carbone?
Réactif limitant, rendement théorique et pourcentage de rendement
Stoechiométrie des réactions qui mettent en jeu des gaz
Stoechiométrie de réactions particulières
a) Réactions de dissociation en milieu aqueux
b) Réactions de précipitation
c) Réactions acide-base
d) Réactions de dégagement gazeux
e) Réactions d’oxydoréduction
f) Réactions de combustion
Numéros suggérés – Exercices de fin de chapitre
Section
Numéros suggérés
9.2
# 1-2-3-5-7-10
9.3
# 11-12-16-17
9.4
# 20-22-24-26
9.5
# 27-28-30-31-33
9.6
# 37-39-40-42-43-44-45-47-48
Récapitulatifs, défis
# 50-51-52-55-59-60-63-69
130
Stoechiométrie de la réaction : Relation numérique entre la quantité de réactifs et de produits dans une
équation équilibrée.
Introduction
Figure 9.2 [CO2] dans l’atmosphère au fil des années
Figure 9.3 Température moyenne de la planète au fil des années
90% ↑ CO2 = Combustion des combustibles fossiles (Gaz nature, pétrole, charbon)
Volcan 2,0 × 1011 kg de CO2 pour 1,8% (p-358)
Réaction de combustion : Type de réaction dans laquelle une substance se combine avec l’oxygène pour former
un ou plusieurs composés contenant de l’oxygène.
-
Analyse par combustion (Section 8.5 p-331)
Réaction exothermique. Libère de la chaleur.
Moteur automobile, chauffage édifices.
Règles d’écriture des équations chimiques
-
-
Souvent on indiquer l’état
• (s) solide
• (l) liquide
• (aq) en solution aqueuse
• (g) gaz
Indiquer les coefficients stœchiométriques (Nbr entiers uniquement)
Respecter la loi de la conservation de la matière (Même nbr d’atomes à gauche et à droite)
Calculs stoechio
A + B 100%

→ C
Réactifs
+
D
Produits
⇌ (Équilibre)
Précipitation↓ (produit(s))
Dégagement
(produit(g))
gazeux
AgNO3(aq) + HCl(aq) → AgCl(s)↓ + H+(aq) + NO3-(aq)
↑
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)↑
131
Équilibrage d’équations
ÉTAPES À SUIVRE (Méthode par tâtonnement)
1) Repérer formule la plus complexe + élément qui n’apparaît que dans un seul réactif ou un seul produit.
2) Assigner un coefficient pour la formule plus complexe.
3) Compléter.
Méthode à la page 353 (Équilibrage d’équations)
1. Écrivez une équation non équilibrée en inscrivant les formules chimiques de chaque réactif et produits
2. Équilibrez les atomes présents dans les substances plus complexes en premier.
3. Équilibrez les atomes présents comme éléments libres de chaque côté de l’équation en dernier.
4. Si l’équation contient des coefficients fractionnaires, éliminez-les en multipliant toute l’équation par le
dénominateur de la fraction.
5. Vérification
__1_CH4(g) + __2_ O2(g) → _1_CO2(g) + __2_ H2O(g)
Vérification:
Réactifs
-
1C
4H
4O
Produits
-
1C
4H
4O
Exemple : (9.2)
Écrivez l’équation équilibrée de la combustion du butane gazeux (C4H10), un combustible utilisé dans les
réchauds portatifs et les grils, dans laquelle il se combine avec du dioxygène gazeux pour former du dioxyde de
carbone gazeux et de l’eau à l’état gazeux.
__2_ C4H10(g) + _13__ O2(g) → _8__ CO2(g) + _10__ H2O(g)
Réactifs
8C
20 H
26 O
Produits
8C
20 H
26 O
Méthode à la page 355 (Équilibrage d’équations comportant des composés ioniques avec des ions
polyatomiques)
1. Écrivez une équation non équilibrée en inscrivant les formules chimiques de chaque réactif et produit.
2. Équilibrez les ions métalliques (cations) en premier.
3. Équilibrez les ions non métalliques (anions).
4. Vérification
Exemple : (9.3)
Écrivez l’équation équilibrée de la réaction entre le chlorure de strontium aqueux et le phosphate de lithium
aqueux pour former le phosphate de strontium solide et le chlorure de lithium aqueux.
_3_SrCl2(aq) + _2_Li3PO4(aq) → _1_Sr3(PO4)2(s) + _6_LiCl(aq)
Réactifs
3 Sr2+
6 Li+
2 PO436 Cl-
Produits
3 Sr2+
6 Li+
2 PO436 Cl132
Stoechiométrie des réactions (9.3)
Coefficients stœchiométriques : Quantités relatives en moles de chacune des substances qui prennent part à la
réaction.
Analogie (Faire une pizza)
___1__ croûte + ___0,5 tasse____ sauce tomate + __2 tasses____ fromage → __1_ pizza
Relations stœchiométriques
1 croûte = 1 pizza
0,5 tasse sauce tomate = 1 pizza
2 tasses fromage = 1 pizza
Exercice #1
Combien de pizzas peut-on faire avec 2,5 tasses de sauce tomate?
Quantité sauce tomate × facteur stœchiométrique (Conversion)
Facteur =
Réponse :
2,5 tasses saucetomate ×
1 pizza
0,5 tasse saucetomate
1 pizza
= 5 pizzas
0,5 tasse saucetomate
Exercice #2
Vous avez 4 croûtes, 12 tasses de fromages et 1,5 tasse de sauce tomate. Combien de pizzas peut-on préparer?
Calcul
avec
croûte
Calcul
avec
fromage
Calcul
avec sauce
tomate
4 croûtes ×
1 pizza
= 4 pizzas
1croûte
12 tasses fromage ×
1 pizza
= 6 pizzas
2 tasses fromage
1,5 tasses saucetomate ×
1 pizza
= 3 pizzas
0,5 tasse saucetomate
Réactif en excès
Réactif en excès
Réactif limitant
Réactif limitant (Définition): Le réactif qui a la plus petite quantité stœchiométrique dans un mélange
réactionnel et qui limite la quantité de produits formées dans une réaction chimique
Réponse : 3 pizzas (Rendement théorique)
SURPLUS. Il restera 1 croûte et 6 tasses de fromages
Rendement théorique (Définition) : La plus grande quantité de produits qui peut être formée dans une réaction
chimique basée sur la quantité de réactif limitant.
Si on brûle une pizza, on obtient alors un rendement expérimental de 2 pizzas sur un rendement théorique de 3
pizzas.
% rendement =
rendement réel
2 pizzas
× 100 =
× 100 = 67%
rendement théorique
3 pizzas
133
Calculs de stœchiométriques (SANS RÉACTIF LIMITANT)
Exemples : Combustion de l’octane
__2_C8H18(l) + ___25__O2(g) → __16__ CO2(g) + __18_H2O(g)
Calculez la masse (en kg) de CO2 ajoutée à l’atmosphère par la combustion de 700 g d’essence (supposez de
l’octane pur C8H18).
Démarche : Exemples 9.4 et 9.5
TRIER
Données : 700 g C8H18
Information recherchée : ____kg CO2
ÉTABLIER
UNE
STRATÉGIE
FS
C8H18
CO2
mC8 H18 
→ nC8 H18 
→ nCO2 
→ mCO2
M
M
*FS= Facteur stœchiométrique
MCO2 = 44,01 g
MC8H18
mol
= 114,26 g
mol
2 mol C8H18 = 16 mol CO2
1 kg = 1000 g
RÉSOUDRE
Une seule étape :
700g C8 H18 ×
1mol C8 H18 16 mol CO2 44,01g
1kg
×
×
×
= 2,16kg
114,26 g 2 mol C8 H18 mol CO2 1000 g
Plusieurs étapes : (Ne pas arrondir en cours de calculs)
a) Calcul du nbr de mol d’octane C8H18
700 g C8 H18 ×
1mol C8 H18
= 6,126 mol C8 H18
114, 26 g
b) Calcul du nbr de mol de CO2
6,126 mol C8 H18 ×
16 mol CO2
= 49,01mol CO2
2 mol C8 H18
c) Calcul de la masse de CO2
49,01mol CO2 ×
44,01g
1kg
×
= 2,16kg
mol CO2 1000 g
VÉRIFICATION Logique. CO2 (Ajout O)
134
IDENTIFICATION DU RÉACTIF LIMITANT (p-362)
Combustion du gaz naturel (Méthane CH4(g))
Réactif limitant (Définition): Le réactif qui a la plus petite quantité stœchiométrique dans un mélange
réactionnel et qui limite la quantité de produits formées dans une réaction chimique
__1_CH4(g) + __2_ O2(g) → _1_CO2(g) + __2_ H2O(g)
Exercice:
Mélange réactionnel avec 5 mol de CH4 et 8 mol de O2.
On va calculer le rendement théorique de CO2 avec chaque réactif.
Calcul
CH4
Calcul
O2
5 mol CH 4 •
8 mol O2 •
1mol CO2
= 5 mol CO2
1mol CH 4
Réactif en excès
1mol CO2
= 4 mol CO2
2 mol O2
Réactif limitant
Réactif limitant : Dioxygène (O2)
Autre façon de déterminer le réactif limitant
Exemple :
RATIO (Nbr de mol/coefficient) LE PLUS PETIT. Comparaison sur un même dénominateur.
Quel est le réactif limitant si on a une (1) mole de C7H6O2 et 7 moles de O2 dans la réaction suivante ?
__2__C7H6O2(s) + __15_O2(g)
1mole
Ratio C7H6O2 =
1
= 0,5
2
_14_ CO2(g) + __6___H2O(g)
7 moles
Ratio O2 =
7
= 0, 46 Donc Réactif Limitant (R.L.)
15
135
Calculs de stœchiométriques (AVEC RÉACTIF LIMITANT) et % de rendement
Soit la réaction suivante :
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
La réaction de 167 g de Fe2O3 avec 85,8 g de CO produit 72,3 g de Fe. Quel est le pourcentage de rendement?
Démarche : Exemples 9.6 et 9.7
TRIER
Données : 167 g Fe2O3, 85,8 g de CO et 72,3 g de Fe
ÉTABLIER
UNE
STRATÉGIE
-
Déterminer le Réactif Limitant (RL)
Déterminer le rendement théorique
Déterminer le % rendement
M Fe
nRL × FS = nFe 
→ mFe
MFe2O3 = 159,70g / mol
MCO = 28,01g / mol
MFe = 55,85g / mol
1 mol Fe2O3 = 2 mol Fe
3 mol CO = 2 mol Fe
RÉSOUDRE
Identification du RL
Nombre de mol de Fe généré avec Fe2O3
167 g Fe2O3 ×
1mol Fe2O3
2 molFe
×
= 2,091mol Fe
159,70 g 1mol Fe2O3
Nombre de mol de Fe généré avec CO
85,8g CO ×
1mol CO 2 molFe
×
= 2,042 mol Fe (RÉACTIF LIMITANT)
28,01 g 3 mol CO
Calcul de la masse de Fe (Rendement théorique)
2,042 mol Fe ×
55,85g
= 114,1g Fe
1mol Fe
% rendement =
rendement réel
72, 3 g Fe
× 100 =
× 100 = 63, 4%
rendement théorique
114,1g Fe
VÉRIFICATION Logique. Même ordre de grandeur.
136
Calculs de stœchiométriques (SANS RÉACTIF LIMITANT) avec des gaz
PV = nRT ou Volume molaire à TPN de 22,41 L/mol
Autre façon de faire le calcul stœchiométrique.
Calculs stœchiométriques (Étapes à suivre)
Étape 1 : Écrire les formules et équilibrer l’équation
Étape 2 : Convertir les quantités en moles ou millimoles
Étape 3 : Déterminer le R.L. et calculer le nbr de moles de la substance recherchée
 Nbr moles réactif 
Réactif limitant (R.L.) = 
 Ratio le plus petit
 Facteur stoechio 
Réactif totalement consommé au cours de la réaction => RÉACTIF LIMITANT => Limite la réaction
 Coefficient substance recherchée

Mole X = mole R.L. X 
 Coefficient substance de départ



Étape 4 : Convertir dans les unités demandées.
137
Exercice-type : (Stoechio)
L’alcool éthylique, C2H5OH (utilisé dans les boissons alcooliques), est obtenu par la fermentation du glucose
(sucre) suivant la réaction :
__1__C6H12O6(s) → _2__C2H5OH(l) + __2__CO2(g)
A
B
C
a) Combien de grammes d’alcool peut-on préparer à partir de 1000 grammes de glucose ?
Étape 1
Étape 2
Moles glucose?
MC6 H12O6( s ) = 180,18 g
1000g
= 5,550moles glu cos e
g
180,18
mole
mole
Étape 3
Glucose = R.L.
 Coefficientsubs tan ce recherchée
Facteur = 
 Coefficientsubs tan cededépart

  B 2
 =   =   = 2
  A 1
Moles éthanol = mole R.L. • facteur = 5,550 moles • 2 = 11,10 moles d’éthanol
Étape 4
Méthanol = MC2H6O = 46,08 g
46, 08 g
= 511, 49 g éthanol
mole
b) Vous obtenez expérimentalement 425 grammes. Quel est le % de rendement de votre production?
11,10 moles •
mole
 exp 
 425 g 
%rendement = 
 • 100 = 
 • 100 = 83,1%
 théorique 
 511, 49 g 
c) Lors de cette fermentation de 1000 g de glucose, il y a dégagement de CO2(g). Quel volume de CO2(g) est libéré
dans l’atmosphère à TPN?
Étape 3
C
2
 = 5,550 •   = 11,10moles
 A
1
Moles CO2(g) = moles R.L. • 
Étape 4
Volume (L)
11,10 moles • 22,41 L/mole = 248,8 litres
d) Compléter le tableau suivant :
(A) C6H12O6(s)
→ (B) C2H5OH(l)
+
(C) 2 CO2(g)
Masse (g)
1000 g
__511,49 g
Volume:_248,8 L
Moles
5,550
11,10
11,10
138
Stoechiométrie de réactions particulières (p-370 section 9.6)
a) Réactions de dissociation en milieu aqueux
b) Réactions de précipitation
c) Réactions acide-base
d) Réactions de dégagement gazeux
e) Réactions d’oxydoréduction
f) Réactions de combustion
Introduction au cours de chimie des solutions
A) Réaction de dissociation en milieu aqueux
Exemple :
Dissolution de NaCl dans l’eau
2O
NaCl(s)  H
→ Na+(aq) + Cl-(aq)
Formation d’interactions ion-dipôle en
solution
Équation
moléculaire
Équation qui montre les formules neutres complètes de chaque composé dans une
réaction.
Équation ionique
complète
Équation qui décrit individuellement tous les ions présents dans une réaction. Montre
les espèces telles qu’elles sont présentes en solution.
Équation ionique
nette
Équation qui montre seulement les espèces qui changent réellement dans une réaction.
On n’indique pas les ions spectateurs
EXEMPLE
Équation
moléculaire
Équation ionique
complète
Équation ionique
nette
Pb(NO3)2(aq) + 2 KCl(aq) → PbCl2(s) + 2 KNO3(aq)
Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq) + 2 K+(aq) + 2 Cl-(aq) → PbCl2(s) + 2 K+(aq) + 2 NO3-(aq)
Ions spectateurs: (ROUGE)
- NO3- K+
Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq) → PbCl2(s)↓
139
B) Réaction de précipitation
Réaction de précipitation (Définition) : Réaction au cours de laquelle un produit insoluble se forme quand on
mélange deux solutions.
Exemple : Eau dure (présence Ca2+ et Mg2+). Ceux-ci vont réagir avec le savon pour former un dépôt gris. Ces
ions vont diminuer l’efficacité du savon.
On va donc faire précipiter ces ions (Ca2+ et Mg2+) en
ajoutant de carbonate de sodium (Na2CO3)
Réaction de dissolution
Na2CO3(s) → 2 Na+(aq) + CO32-(aq)
Réactions de précipitation
CO32-(aq) + Ca2+(aq) → CaCO3(s)
CO32-(aq) + Mg2+(aq) → MgCO3(s)
ÉTAPE #1. Il faut déterminer si les composés sont solubles ou insolubles dans l’eau.
Règles de solubilité des composés ioniques dans l’eau (T9.1)
Solubilité
Composés comportant les
dans l’eau
ions suivants
Solubles
Li+, Na+, K+ et NH4+
Aucune
NO3- et CH3COO-
Aucune
Cl-, Br- et I-
Insolubles lorsque ces ions s’associent avec Ag+, Hg22+ ou Pb2+.
Insolubles lorsque cet ion s’associe avec Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ag+ ou
Pb2+.
Solubles lorsque ces ions s’associent avec Li+, Na+, K+, NH4+,
Ca2+, Sr2+ ou Ba2+.
SO42Insolubles
Exceptions
OH- et S2CO32- et PO43-
Solubles lorsque ces ions s’associent avec Li+, Na+, K+ ou NH4+.
Prédisez si chaque composé est soluble ou insoluble.
a) NiS
b) Mg3(PO4)2
c) Li2CO3
Insoluble (Sulfures solubles uniquement avec certains cations)
Insoluble (Phosphates solubles uniquement avec certains cations)
Soluble (Carbonates solubles avec lithium)
140
Réactions de précipitations (Oui ou Non)
Exercice #1
KI(aq) + NaCl(aq) →
Produits possibles :
KCl (Soluble)
NaI (Soluble)
Pas de réaction
KI(aq) + NaCl(aq) → AUCUNE RÉACTION
Exercice #2
2 KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) →
Produits possibles :
PbI2 (Insoluble)
KNO3 (Soluble)
PRÉCIPITATION (a-moléculaire b-ionique complète c-ionique nette)
a) 2 KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbI2(s) + 2 KNO3(aq)
b) 2 K+(aq) + 2 I-(aq) + Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq) → PbI2(s) + 2 K+(aq) + 2 NO3-(aq)
c) 2 I-(aq) + Pb2+(aq) → PbI2(s)
141
C) Réactions acide-base
Réaction acide-base ou neutralisation: Réaction dans laquelle un acide réagit avec une base et les deux se
neutralisent mutuellement.
Acide : Substance qui produit des ions H+ en solution aqueuse
Base : Substance qui produit des ions OH- en solution aqueuse
Quelques acides et bases communs (T9.2)
Nom de l’acide
Formule
Nom de la base
Formule
Acide chlorhydrique
HCl
Hydroxyde de sodium
NaOH
Acide bromhydrique
HBr
Hydroxyde de lithium
LiOH
Acide iodhydrique
HI
Hydroxyde de potassium
KOH
Acide nitrique
HNO3
Hydroxyde de magnésium
Mg(OH)2
Acide sulfurique
H2SO4
Hydroxyde de calcium
Ca(OH)2
Acide perchlorique
HClO4
Hydroxyde de baryum
Ba(OH)2
Acide acétique (faible)
CH3COOH
Ammoniac (faible)
NH3
Acide fluorhydrique (faible)
HF
Acide + Base → Eau + Sel
Exemple : (Rx entre l’acide iodhydrique et l’hydroxyde de baryum)
a- Moléculaire
b- Ionique complète
c- Ionique nette
a)
2HI(aq) +
Acide
Ba(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + BaI2(aq)
Base
Eau
Sel
b)
2 H+(aq)+ 2 I-(aq) + Ba2+(aq) + 2 OH-(aq) → 2 H2O(l) + Ba2+(aq) + 2 I-(aq)
c)
2 H+(aq)+ 2 OH-(aq) → 2 H2O(l)
Les réactions acidobasiques ont la même équation ionique nette.
142
D) Réactions de dégagement gazeux
Définition : Réaction qui forme un gaz quand on mélange deux solutions et qui s’accompagne d’effervescence.
Composés qui subissent des réactions de dégagement gazeux (T9.3)
Composés
Sulfures (S2-)
Carbonates (CO32-)
Bicarbonates (HCO3-)
Sulfites (SO32-)
Bisulfites (HSO3-)
Ammonium (NH4+)
Produit intermédiaire
Gaz dégagé
Aucun
H2S
H2CO3
CO2
H2SO3
SO2
NH4OH
NH3
Exemples
Production d’un gaz directement
(Sulfures)
Sulfures
2 HCl(aq) + 2 K2S(aq) → H2S(g) + 2 KCl(aq)
Production d’un gaz en passant par un
produit intermédaire (Les autres)
Carbonates et bicarbonates
2 HCl(aq) + 2 K2CO3(aq) → H2CO3(aq) + 2 KCl(aq)
• H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g)
Sulfites et bisulfites
2 HCl(aq) + K2SO3(aq) → H2SO3(aq) + 2 KCl(aq)
• H2SO3(aq) → H2O(l) + SO2(g)
Ammonium
NH4Cl(aq) + KOH(aq) → NH4OH(aq) + KCl(aq)
• NH4OH(aq) → H2O(l) + NH3(g)
Bicarbonate de sodium + vinaigre → FORMATION DE CO2 (Réaction du volcan)
NaHCO3(aq) + CH3COOH(aq) → H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g)↑
Base
Acide
Réaction acidobasique et de dégagement gazeux.
143
E) Réactions d’oxydoréduction
Réactions d’oxydoréduction : Réaction au cours de laquelle des électrons sont transférés d’un réactif à l’autre
et les états d’oxydation de certains atomes sont changés.
Exemple de réactions rédox (réduction-oxydation)
Rouille du fer
Combustion
-
Deux ½ réactions simultanées. (TRANSFERT D’ÉLECTRONS)
Oxydation
-
Réduction
Perte d’électrons
Nombre d’oxydation augmente
Agent réducteur
-
Gain d’électrons
Nombre d’oxydation diminue
Agent oxydant
Exercice #1 :
Attribuez un état d’oxydation à chaque atome dans chaque espèce.
Consulter : Règles d’attribution des états d’oxydations (T9.4) (Dernière page du document)
SO42-
O = -2
S = +6
Cl2
Cl = 0
Somme = +6 + (4-2)=2-
Exercice #2
Déterminez si chaque réaction est une réaction d’oxydoréduction. Si la réaction est une réaction
d’oxydoréduction, identifiez quel élément est oxydé et lequel est réduit.
a) 4 Al(s) + 3 O2(g) → 2 Al2O3(s)
Avant
- Al0
- O0
Après
-
Al+3
O-2
Oui, il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction puisque les états d’oxydation de certains ou de tous les atomes
varient en passant des réactifs aux produits. C’est également une réaction de combustion.
Al est oxydé. Il est un agent réducteur
O2 est réduit. Il est un agent oxydant
b) CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s)
Avant
+2
- Ca
- O-2
- C+4
Il ne s’agit pas d’une réaction d’oxydoréduction
Après
-
+2
Ca
O-2
C+4
144
F) Réactions de combustion
Définition : Type de réaction dans laquelle une substance se combine avec l’oxygène pour former un ou
plusieurs composés contenant de l’oxygène.
Les réactions de combustion sont des réactions d’oxydoréduction.
Exemples :
a) Électrolyse de l’eau
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Avant
-
0
H
O0
Après
-
+
H
O-2
b) Combustion du gaz naturel (CH4)
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
Avant
- C+4
- C-4
+
- H
- H+
- O0
- O-2
Après
Le CH4 est oxydé. C’est l’agent réducteur. Le carbone passe de -4 à +4. Le nbr d’oxydation augmente.
Le O2 est réduit. C’est l’agent oxydant. L’oxygène passe de 0 à -2. Le nbr d’oxydation diminue.
145
Chapitre 9 : Stoechiométrie II : les réactions chimiques
Aide-mémoire pour les exercices MonLab XL de chimie générale
Règles de solubilité des composés ioniques dans l’eau (T9.1)
Solubilité
dans l’eau
Solubles
Composés comportant les
ions suivants
Li+, Na+, K+ et NH4+
Aucune
NO3- et CH3COO-
Aucune
Cl-, Br- et I-
Insolubles lorsque ces ions s’associent avec Ag+, Hg22+ ou Pb2+.
Insolubles lorsque cet ion s’associe avec Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ag+ ou
Pb2+.
Solubles lorsque ces ions s’associent avec Li+, Na+, K+, NH4+,
Ca2+, Sr2+ ou Ba2+.
SO42Insolubles
Exceptions
OH- et S2CO32- et PO43-
Solubles lorsque ces ions s’associent avec Li+, Na+, K+ ou NH4+.
Quelques acides et bases communs (T9.2)
Nom de l’acide
Formule
Nom de la base
Formule
Acide chlorhydrique
HCl
Hydroxyde de sodium
NaOH
Acide bromhydrique
HBr
Hydroxyde de lithium
LiOH
Acide iodhydrique
HI
Hydroxyde de potassium
KOH
Acide nitrique
HNO3
Hydroxyde de magnésium
Mg(OH)2
Acide sulfurique
H2SO4
Hydroxyde de calcium
Ca(OH)2
Acide perchlorique
HClO4
Hydroxyde de baryum
Ba(OH)2
Acide acétique (faible)
CH3COOH
Ammoniac (faible)
NH3
Acide fluorhydrique (faible)
HF
Composés qui subissent des réactions de dégagement gazeux (T9.3)
Composés
Sulfures (S2-)
2-
Carbonates (CO3 )
Bicarbonates (HCO3-)
Sulfites (SO32-)
Bisulfites (HSO3-)
Ammonium (NH4+)
Produit intermédiaire
Gaz dégagé
Aucun
H2S
H2CO3
CO2
H2SO3
SO2
NH4OH
NH3
146
Règles d’attribution des états d’oxydations (T9.4)
Règles
Énoncés
1
L’état d’oxydation d’un atome dans un élément pur est de 0.
2
L’état d’oxydation d’un ion monoatomique est égal à sa charge.
3
La somme des états d’oxydation pour tous les atomes :
- dans une molécule neutre ou une unité formulaire est de 0.
- dans un ion est égal à la charge de l’ion.
4
Dans leurs composés, les métaux ont des états d’oxydation positifs.
- Les métaux du groupe 1A ont toujours un état d’oxydation de +1
- Les métaux du groupe 2A ont toujours un état d’oxydation de +2.
5
Dans leurs composés, on attribue aux non-métaux des états d’oxydation selon l’ordre de priorité
suivant.
- Fluor (-1)
- Hydrogène (+1)
- Oxygène (-2)
- Groupe 7A (-1)
- Groupe 6A (-2)
- Groupe 5A (-3)
147