premiere A2
COURS DE CHIMIE
CHAPITRE 1 : NOTIONS PRELIMINAIRES
1.1. Définitions des concepts
a) la nature : on appelle nature tout ce qui existe et qui nous environne
La nature intime c’est l’ensemble des caractéristiques propres à un corps pur.
b) la matière : on appelle matière tout ce qui existe, qui possède une masse et qui peut être pesé. Ex : l’air est matériel
c) la substance : une substance est une espèce bien définie de la matière. La substance peut être appelée corps pur
d) la phénomène : on appelle phénomène toute modification perceptible de la nature
1.2. Phénomènes physiques et phénomènes chimiques
a) on appelle phénomène physique toute modification du monde qui nous environne mais qui ne modifie pas la nature intime des corps. Ex : la chute d’une feuille morte
b) on appelle phénomène chimique toute modification du monde qui nous entoure et qui entraîne la modification de la nature intime des corps. Ex : la combustion des feuilles mortes
1.3. Définition de la chimie
La chimie est une science qui étudie au moyen de l’observation et de l’expérimentation la constitution de divers corps, leurs propriétés et les transformations dont ils peuvent être l’objet.
1.4. Les états de la matière
Tout corps pur peut exister sous 3 états physiques : l’état solide, l’état liquide et l’état gazeux.
Ex : - l’eau à l’état solide : glace ;
- l’eau à l’état liquide : eau ;
- l’eau à l’état gazeux : vapeur d’eau
1.4.1. L’état solide :
Un corps à l’état solide est caractérisé par :
- une forme propre
- un volume déterminé
Ce corps n’est pas compressible ; les molécules ont une forte cohésion
1.4.2. L’état liquide :
Un corps à l’état liquide est caractérisé par :
- un volume déterminé
- une très faible compressibilité
Ce corps prend la forme du récipient qui le contient; les molécules ont une faible cohésion
1.4.3. L’état gazeux :
Un corps à l’état gazeux n’a pas de forme propre ni de volume déterminé. L est expansible et très compressible. Ces molécules n’ont pas de cohésion
1.4.4. Les différents passages d’un état à l’autre
CHAPITRE 2 : MODELE CORPUSCULAIRE DE LA MATIERE
Tout corps pur est divisible en particules très petites, mais il n’est pas divisible à l’infini.
2.1. La molécule
La molécule d’un corps pur est la plus petite partie de ce corps que l’on ne peut pas diviser sans modifier la nature intime de ce corps. C’est la plus petite partie du corps qui puisse exister à l’état libre.
2.2. L’atome
L’atome est la plus petite partie de la matière qui puisse entrer en combinaison. On distingue 116 types d’atomes appelés éléments. Chaque élément est distingué par son symbole atomique.
2.2.1. Le symbole atomique
Le symbole atomique est constitué d’une ou deux lettres tirées du nom de l’élément.
Pour certains éléments, on a considéré leurs noms latins ou grecs.
Ex : Hydrogène : H Oxygène : O Sodium (Natrium ): Na
Azote (Nitrogène) : N Zinc : Zn
2.2.2. Structure atomique
L’atome est constitué d’un noyau central et des électrons qui gravitent autour du noyau sur des cercles concentriques appelés couches.
a) le noyau : constitué de protons et de neutrons, le noyau concentre toute la masse de l’atome et possède une charge électrique positive ;
b) les électrons : porteurs d’une charge électrique négative, les électrons ont une masse négligeable par rapport à celle du noyau. La charge électrique d’un électron est prise comme unité de charge ; elle vaut 1,6.10-13 coulomb.
NB : le nombre d’électrons est égal au nombre des protons du noyau. D’où la charge négative des électrons est compensée par la chargé électrique positive du noyau : l’atome est électriquement neutre.
2.2.3. Le numéro atomique ( Ζ )
Le numéro atomique : on appelle numéro atomique ( nombre Ζ ) le nombre d’électrons de cet atome. C’est aussi le nombre de protons du noyau de cet atome. Ex : hydrogène, Ζ = 1 ; Sodium, Ζ = 11 ; Chlore, Ζ = 17
2.2.4. Le nombre de masse ( A )
On appelle nombre de masse d’un atome la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons.
A = Ζ + N ( N étant le nombre de neutrons )
2.2.5. La masse atomique
La masse atomique c’est le rapport de la masse de l’atome au douzième de la masse de l’atome de carbone.
La masse atomique est un nombre abstrait.
Les masses atomiques des éléments sont indiquées dans le tableau périodique
2.2.6. L’atome – gramme
L’atome-gramme d’un élément est la quantité d’atomes de cet élément correspondant à sa masse atomique exprimée en grammes.
NB : les atomes-grammes des différents éléments renferment le même nombre N d’atomes de ces éléments.
N = 6,02.1023. C’est le nombre d’Avogadro
2.2.7. Les isotopes
On appelle isotope d’un élément les atomes de cet élément qui différent entre eux par le nombre de neutrons.
Ex : Cl : A = 35 et Cl A = 37
Ces atomes ont le même nombre Ζ = 17, mais des nombres N différents : N = 18 et N = 20
2.2.8. Représentation
Chlore Z = 17
17 protons dans le noyau = 17 charges positives
17 électrons sur les couches = 17 charges négatives
NB : les cercles électroniques sont des cercles concentriques nommés à partir du noyau par les lettres K, L, M, N, O, P, L
La couche externe, ou couche périphérique, est très importante pour l’atome car elle détermine sa réactivité.
Sur la couche externe on peut trouver des électrons isolés (électrons célibataires ) et des électrons appariés ( doublets électroniques )
Ex : la couche externe du chlore a trois doublets et 1 électron célibataire.
2.2.9. Les symboles de Lewis
Dans les symboles de Lewis, le symbole de l’élément représente le noyau et les couches électroniques internes de l’atome. Les électrons périphériques sont représentés par des points disposés autour du symbole de l’élément.
Ex :
CHAPITRE 3 : CLASSIFICATION PERIODIQUES DES ELEMENTS
Tous les éléments connus sont classifiés dans un tableau à doubles entrés appelé tableau périodique ou tableau de Mendeleïev.
Le tableau périodique comprend 8 familles et 7 périodes.
3.1. Les périodes
Les périodes sont des lignes horizontales. Elles comprennent les éléments ayant le même nombre de couches électroniques.
Dans une période, les éléments entrent de gauche à droite. C’est dans la période que l’on remplit progressivement la couche périphérique.
Les couches électroniques portent les noms des lettres à partir de K jusqu’à L.
3.2. Les familles
Les familles sont des colonnes verticales comprenant les éléments ayant un même nombre d’électrons sur la couche électronique périphérique.
Les éléments d’une même famille ont les mêmes propriétés chimiques.
Les huit familles sont :
IA : les alcalins
IIA : les alcalins-terreux
IIIA : les terreux
IVA : les carbonides
VA : les azotides
VIA : les sulfurides
VIIA : les halogènes
VIIIA : les gaz nobles
3.3. Classification des vingt premiers éléments
F
P IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIiA
VIIIA
K H
Hydrogène
He
Helium
K
L Li
Litium Be
Berylium B
Bore C
Carbone N
Azote O
Oxygène F
Fluor Ne
Neon
K
L
M Na
Sodium Mg
Magnésium Al
Aluminium Si
Silicium P
Phosphore S
Soufre Cl
Chlore Ar
Argon
K
L
M
N K
Potassium Ca
Calcium
3.4. Les métaux et les non métaux
Dans le tableau périodique, les éléments sont regroupés en métaux et non métaux. Les quatre premières familles sont des familles des métaux. Les quatre dernières sont des familles de non métaux.
3.4.1. Les métaux
Ils ont un aspect brillant, une masse volumique élevée. Ils sont conducteurs de la chaleur et de l’électricité. Ils sont ductiles et malléables.
3.4.2. Les non métaux
Ils ont un aspect terne, une masse volumique faible. Ils sont isolants thermiques et isolants électriques. Ils sont cassants.
CHAPITRE 4 : LES LIAISONS CHIMIQUES
4.1. La valence et la stabilité économique
La présence de huit électrons sur la couche périphérique d’un atome constitue une configuration exceptionnellement stable qui rend l’atome inapte à réagir.
Les éléments de la famille VIIIA (les gaz nobles ) réalisent cette configuration ; ils sont inertes chimiquement. Ils ont la valence O.
4.2. La règle de l’Octet
Les atomes des éléments des autres familles se combinent entre eux pour réaliser la configuration électronique stable.
Dans les réactions chimiques, les atomes se groupent de façon à réaliser une configuration par la mise en commun des électrons ou par le transfert de ces derniers.
4.3. L’électrovalence
La liaison par électrovalence est une liaison qui consiste en un transfert d’un ou plusieurs électrons d’un atome métallique à un atome non métallique.
Ex :
En cédant son électron périphérique, l’atome de sodium donne un ion positif Na+. En cédant l’électron venant du sodium, l’atome de chlore donne un ion négatif Cl-. Les deux ions restent unis par les forces électrostatiques. La liaison électrovalente est aussi appelée liaison ionique.
4.4. La covalence
La liaison par covalence consiste en la mise en commun d’électrons par deux atomes afin de réaliser l’octet.
Lorsqu’un atome A et un atome C mettent en commun un électron de leur couche externe pour s’unir par une paire d’électrons, il y a covalence normale.
Le doublet électronique formant la liaison se représente par un trait reliant les deux atomes.
Ex :
4.5. Nombre de valences
Le nombre de covalences normales que peut former un atome est égal au nombre d’électrons célibataires de cet atome.
Suivant les familles, nous avons :
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
1 2 3 4 3 2 1 0
Le nombre d’électrovalences positives est égal au nombre d’électrons qu’un atome cède pour se transformer en ion positif.
Les métaux ont tendance à céder leurs électrons périphériques ; ils ont des électrovalences positives.
Le nombre d’électrovalences négatives est égal au nombre d’électrons qu’un atome capte pour se transformer en ion négatif.
Les non métaux ont tendance à capter des électrons. Ils ont des électrovalences négatives.
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
1+ 2+ 3+ 4+ 2- 1- 0
4.6. La molécule
Lorsque deux ou plusieurs atomes s’unissent pour réaliser la configuration stable de leur couche périphérique, ils forment des molécules.
4.6.1. la formule moléculaire
a) La formule moléculaire est l’association des symboles de divers types d’atomes affectés d’un chiffre indiquant le nombre d’atomes de ce type dans la molécule.
Ex : la molécule d’eau est formée de deux atomes d’hydrogène et d’un atome d’oxygène.
Formule moléculaire de l’eau : H2O
Ex : H2SO4 ; KMnO4 ; K2Cr2O7 ; C20H12O5
b) Etablissement de la formule moléculaire ( méthode de Chiasma ) :
Soit X l’atome d’un élément métallique et Y l’atome d’un élément non métallique.
N et m sont des valences des ces éléments Xn et Ym
Lors de la formation de la molécule, m sera le nombre d’atomes X et n le nombre d’atomes Y
Ex : H O
1 2
La formule moléculaire sera H2O
H Cl HCl
1 1
Al O Al2O3
3 2
H C CH4
1 4
4.6.2. la masse moléculaire
a) la masse moléculaire d’une substance pure :
C’est le rapport de la masse d’une molécule de cette substance au douzième de la masse de l’atome de carbone 12. La masse moléculaire est un nombre abstrait. Pour calculer la masse moléculaire d’une substance, il faut additionner les masses atomiques des différents atomes intervenant dans la constitution de la molécule.
Ex : H2SO4 ( 1 x 2 ) + 32 + ( 16 x 4 ) = 98
NaOH 23 + 16 + 1 = 40
La molécule-gramme d’une substance pure est la quantité de cette substance correspondant à sa masse moléculaire exprimée en grammes.
La molécule-gramme d’une substance est aussi appelée mole.
Ex : 1 mole de H2SO4 = 98 g de H2SO4
Les moles de différentes substances pures renferment le même nombre N de molécules de ces substances. N = 6,02.1023 ( nombre d’Avogadro )
Ex : 98 g de H2SO4 contiennent 6,02.1023 molécules de H2SO4
40 g de NaOH contiennent 6,02.1023 molécules de NaOH
b) calcul de la masse absolue des molécules :
La connaissance du nombre d’Avogadro permet de calculer la masse absolue des molécules et des atomes.
Ex : une mole de H2SO4 = 98 g de H2SO4
98 g de H2SO4 contiennent 6,02.1023 molécules de H2SO4
1 molécule de H2SO4 pèse : 98g/6,02.1023 = 16,28.10-23 g
un atome-gramme d’hydrogène = 1 g
1 g de H contient 6,02.1023 atomes H
1 atome de H pèse : 1g/6,02.1023 = 1,66.10-24 g
c) le volume molaire:
Les moles de toutes les substances pures gazeuses occupent toujours le même volume : 22,4 l. C’est le volume molaire.
Ex : 1 mole d’H = 2 g de H2 = 6,02.1023 molécules de H2 = 22,4 l de H2
1 mole d’O = 32 g de O2 = 6,02.1023 molécules de O2 = 22,4 l de O2
CHAPITRE 5 : LA REACTION CHIMIQUE
5.1. Définition
Une réaction chimique est un réarrangement d’atomes au niveau moléculaire. C’est une transformation au cours de laquelle les substances de départ (les réactifs) donnent de nouvelles substances (les produits) de nature différente.
NB : un seul corps pur, placé dans des conditions particulières, peut subir la décomposition et donner de nouvelles substances.
5.2. Equation chimique
Pour représenter une réaction chimique, on utilise l’équation chimique.
L’équation chimique se compose de deux membres :
- le 1er membre représente les substances entrant en réaction ; ce sont les réactifs
- le 2ème membre représente les substances formées par les réactions. Ce sont les produits. Les deux membres sont séparés par la flèche qui indique le sens de la réaction.
Ex : Fe + S FeS
CaCO3 CaO + CO2
5.3. Lecture d’une équation chimique
a) 6 HCl + 2 Al A (pour donner ) 2 Al CL3 + 3 H2
6 moles de HCl réagissent avec 2 moles d’Al
deux moles de AlCl3 et 3 moles de H2
b) HCl + NaOH NaCl + H2O
Une mole de HCl réagit avec 1 mole de NaOH pour donner
1 mole de NaCl et une mole de H2O
5.4. Résolution des problèmes stocchiométriques
Combien de grammes de NaOH faut-il pour réagir exactement avec 18,25 g de HCl ? Quelle mesure de NaCl sera produite ?
1ère étape :
Ecrire l’équation chimique équilibrée
HCl + NaOH NaCl + HsO
1 mole 1mole 1 mole
2ème étape :
Ressortir les données du problème
Masse de HCl = 18,25 g
Mm ( masse moléculaire ) de HCl = 36,5 g
Inconnues : masse de NaOh et masse de Na Cl
3ème étape :
Utiliser la règle de trois simple
1 mole de HCl réagit avec 1 mole de NaOH pour donner 1 mole de NaCl
36,5 g 40 g 58,5 g
1 g 40g/36,5 58,5 g/36,5
18,25 g 40 g x 18,25/ 36,5 58,5 g x 18,5/36,5
40 g/2 58,5 g/2
20 g 29,25 g
4ème étape :
Formuler la réponse
Il faut 20 g de NaOH pour réagir exactement avec 18,25 g de HCl.
La masse de NaCl produit sera de 29,25 g
CHAPITRE 6 : LES FONCTIONS CHIMIQUES
6.1. Définition
Une fonction chimique est un atome ou un groupement d’atomes dont la présence dans une molécule confère à cette dernière des propriétés caractéristiques particulières.
On appelle aussi fonction chimique l’ensemble des substances ayant les mêmes propriétés caractéristiques dues à la présence dans leur molécule d’un atome ou d’un groupe d’atomes donnés.
On distingue les fonctions chimiques minérales et les fonctions chimiques organiques.
6.2. Les fonctions chimiques minérales
On distingue 4 fonctions chimiques minérales : la fonction acide, la fonction base, la fonction sel et la fonction oxyde.
6.2.1. la fonction acide : HnR
On appelle acide toute substance capable de libérer en solution aqueuse des ions H+.
6.2.1.1. Propriétés des acides
Les acides ont une saveur aigrelette ; en solution dans l’eau, ils conduisent l’électricité, ils font virer les teintes des indicateurs colorés, ils attaquent les métaux en dégageant l’hydrogène.
On distingue les hydracides HnM’ et les oxoacides HnM’O
H = hydrogène
M’= non métal
O = oxygène
n = indice (nombre d’atomes H)
Ex : hydracides : HCl, H2S, HF, HI, ...
Oxoacides : H2SO4, HNO3, H3PO4, HClO4
