Chimie 4e De Boeck - Sciences générales - Extrait by VAN IN

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Ce manuel s’adresse aux élèves de 4e année en Sciences générales (5 pér./sem.). Il s’inscrit dans le cadre des nouveaux référentiels de sciences de la Fédération Wallonie-Bruxelles.

Sciences générales

SON OBJECTIF EST D’AMENER LES ÉLÈVES À :

conformes aux nouveaux référentiels de sciences de la FWB une place importante donnée à l’expérimentation des chapitres structurés de manière particulièrement claire et composés de mises en situation, d’appropriations, d’exercices et de documents qui étoffent la théorie par un lien avec la vie quotidienne de nombreux exercices pour que l’élève puisse tester ses connaissances et exercer ses compétences une nouvelle mise en pages dynamique

> acquérir et structurer des ressources, > exercer et maîtriser des savoir-faire, > mobiliser des processus, > développer des compétences. Grâce à la place donnée à l’expérimentation au sein d’une nouvelle mise en pages, le Chimie 4e donnera à l’élève le goût et l’envie d’appréhender cette discipline. Il lui fournira les bases solides, tant théoriques qu’expérimentales, telles que l’évolution du modèle atomique, l’étude de la réaction chimique (approche quantitative) ou encore la réaction de précipitation, couvrant ainsi l’intégralité du programme de chimie vu en 4e année, en sciences générales.

Plaisir et désir d’apprendre la chimie : tel est l’un des objectifs de ce manuel ! Cet apprentissage permettra aux jeunes de décoder et de résoudre des situations auxquelles ils sont confrontés. Ils se prépareront ainsi à trouver leur place de citoyens dans le monde technoscientifique qui est le nôtre et à y agir de façon responsable.

ISBN : 978-2-8041-9454-3 571594

9 782804 194543

vanin.be

CHIMIE 4e

Des manuels clairs et attrayants

Pierre Pirson Henri Bordet Philippe Snauwaert René Van Elsuwé

Avant-propos Ce manuel de chimie s’adresse aux élèves de quatrième année qui suivent le cours de sciences à 5 périodes par semaine (Sciences générales). Il s’inscrit dans le cadre des nouveaux référentiels élaborés par des représentants des différents réseaux d’enseignement de la Fédération Wallonie-Bruxelles. Ce manuel est organisé en deux unités d’acquis d’apprentissage (UAA). UAA 3 La réaction chimique : approche quantitative UAA 4 Identifier une espèce chimique par une réaction chimique

Ces développements sont répartis selon trois catégories : – expliciter des connaissances (C) : acquérir et structurer des ressources ; – appliquer (A) : exercer et maîtriser des savoir-faire ; – transférer (T) : développer des compétences.

Chaque UAA présente plusieurs compétences à développer.

l’expérimentation,, fondamentale en sciences, est Dans de nombreux chapitres de ce manuel, l’ privilégiée. Elle est signalée par le logo .

Les expériences proposées seront réalisées : – soit par les élèves en groupes (au minimum 6 périodes) : ces expériences permettront de développer l’esprit critique des élèves et de débattre entre eux ; – soit par le professeur qui veillera à la participation active de ses élèves. Quant aux développements attendus (processus), processus), processus), ils intègrent les ressources (savoirs et savoirfaire) qui y trouvent leur sens.

on s

proposent des ouvertures Tout au long des chapitres, des encarts marqués par le logo sur des applications relatives au sujet traité : elles sont ancrées le plus souvent dans l’actualité. Les pages « Pour en savoir plus… » en fin de chapitres poursuivent le même objectif.

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L’apprentissage à travers ce manuel permettra aux jeunes de décoder des situations auxquelles ils sont confrontés, de développer leur culture scientifique et d’assurer leur formation en établissant des raisonnements relativement complexes.

Ils se prépareront ainsi à trouver leur place de citoyennes et de citoyens dans le monde technoscientifique qui est le nôtre et à y agir de façon responsable. Tout en restant fidèles à la démarche didactique de nos manuels, nous avons voulu cette nouvelle édition aussi attractive que les précédentes : présentation revue et actualisée tant sur le fond que sur la forme, réponses à des exercices, suggestions de laboratoires et de manipulations, nombreuses photos et illustrations… Ce manuel devrait, dès lors, répondre à l’intérêt des élèves pour lesquels il est conçu ainsi qu’aux attentes de nombreux collègues. Nous remercions chaleureusement nos familles pour leur soutien et les éditions De Boeck pour leur professionnalisme. Enfin, nous remercions d’avance celles et ceux qui, par leurs avis et suggestions, voudront bien nous aider à améliorer notre travail. Les auteurs

III

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Comment utiliser ce manuel ? Ce manuel comporte 2 unités d’acquis d’apprentissage (UAA) . Chaque UAA est découpée en chapitres (voir table des matières en fin de manuel) présentant chacun la même structure.

Ressources et processus à mobiliser Concentration molaire

Chapitre 3

En début de chapitre, une liste de savoirs, de savoir-faire et de processus (développements attendus) aide les élèves dans leur apprentissage.

À la fin de ce chapitre, tu seras capable de… SAVOIRS déÿ nir concentration massique et concentration molaire ; donner la relation entre ° et C ; donner les unités de la concentration massique et de la concentration molaire.

SAVOIR-FAIRE

calculer la concentration massique d’une solution connaissant la masse de soluté et le volume de la solution ; calculer la concentration molaire d’une solution connaissant la quantité de matière de soluté et le volume de la solution ; calculer la quantité de matière et la masse de soluté présents dans un volume donné de solution de concentration molaire connue. établir la relation entre ° et C ; convertir une concentration massique en concentration molaire et inversement.

PROCESSUS

calculer une concentration molaire à partir d’une concentration massique et inversement (A) ; préparer une solution de concentration molaire déterminée (A).

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UAA 3

Mise en situation

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En 3e année, nous nous sommes intéressés à l’origine du nom des atomes et, parmi la centaine d’atomes existants, tu as dû en mémoriser une vingtaine, associés à leur symbole. Tous ces atomes composent de très nombreuses molécules qui se retrouvent dans des centaines de milliers de corps différents. Ces corps ont d’abord été nommés de façon disparate, en référence à leur origine, à leur aspect ou à leurs propriétés, mais, devant le nombre grandissant des corps répertoriés, les chimistes comprirent la nécessité de créer un système de nomenclature structuré et rationnel. Lavoisier, au xviiie siècle, réussit cet exploit, véritable révolution qui posait les bases de la chimie moderne. Sa méthode logique partait de ce que l’on savait alors de la composition des corps. Cette première nomenclature s’est évidemment développée avec le progrès des connaissances chimiques et la systématisation croissante de la chimie pour aboutir à la nomenclature actuelle. Tu as déjà rencontré cette nomenclature lorsque nous avons utilisé des corps chimiques lors des manipulations de laboratoire réalisées l’année passée. Tu vas découvrir ici les règles de base établies par les chimistes pour nommer les corps purs composés minéraux. Avant d’utiliser ces règles, il est nécessaire de rappeler le classement des corps minéraux dans les grandes familles définies en 3e année : les hydroxydes (MOH), les acides binaires et ternaires (HX et HXO), les sels binaires et ternaires (MX et MXO) et les oxydes métalliques et non métalliques (MO et XO). À cette fin, nous te proposons de réaliser l’activité ci-dessous.

Identifier et classer les corps minéraux.

Pour délimiter l’aire de jeu d’un terrain de football, de la chaux éteinte en poudre Ca(OH)2 est utilisée pour tracer les lignes blanches. Cette poudre est obtenue en hydratant de la chaux vive CaO selon la réaction dont l’équation est : CaO + H2O Ca(OH)2 La chaux vive est produite dans des fours à chaux. Le CaCO3, présent dans les roches calcaires, s’y décompose selon la réaction dont l’équation est : CaCO3

CaO + CO2

Du gaz carbonique CO2 est alors libéré dans l’air. En présence d’eau H2O, il génère H2CO3 qui augmente l’acidité des eaux. Le gaz carbonique n’est pas le seul gaz qui possède cette propriété : les gaz SO2 et SO3 d’origine naturelle (émis par exemple lors des éruptions volcaniques) ou produits par les activités humaines (lors de certaines combustions) acidifient également les eaux de pluie en formant des composés tels que H2SO3 et H2SO4. Pour neutraliser l’acidité des eaux, les chimistes pourraient utiliser des solutions de soude caustique NaOH ou de potasse caustique KOH. Il en résulterait des composés en solution tels que Na2SO3, K2SO4,… Les solutions de soude caustique peuvent également être utilisées pour neutraliser des solutions acides plus concentrées telles que l’esprit de sel HCl : il en résulte du NaCl. À partir de leur formule moléculaire, Il est possible d’identifier les différents corps purs composés cités dans le texte et de les classer dans une des catégories des corps minéraux. Ainsi, • Ca(OH)2, NaOH et KOH sont des hydroxydes (MOH) • H2CO3, H2SO3 et H2SO4 sont des acides ternaires (HXO) • CaCO3, Na2SO3 et K2SO4 sont des sels ternaires (MXO) • CO2, SO2 et SO3 sont des oxydes non-métalliques (XO) Apprenons maintenant à nommer ces corps.

• HCl est un acide binaire (HX) • NaCl est un sel binaire (MX) • CaO est un oxyde métallique (MO)

Mise en situation

De nombreux corps purs composés sont présents dans notre environnement : certains sont utilisés seuls ou en mélange, comme le décrit le texte ci-dessous.

Porteuse de sens, la mise en situation contient un questionnement, dont la réponse est, généralement, amorcée par une démarche expérimentale ou par la lecture d’un texte. Les activités expérimentales sont toujours signalées par le logo . Parfois, le professeur réalise lui-même les expériences ; souvent, des laboratoires sont proposés aux élèves. L’expérience réalisée par le professeur débute toujours par les termes « Pour ce faire ». Pour les laboratoires, les élèves sont invités à rassembler le matériel et les corps chimiques indiqués avant de réaliser les expériences eux-mêmes. C’est, notamment, à travers la réalisation de ces laboratoires que les élèves acquièrent une démarche scientifique expérimentale. Chaque séance de laboratoire donne lieu à la rédaction d’un rapport de laboratoire dont un canevas est proposé en annexe du manuel. Enfin, lorsque la mise en situation propose l’analyse qui apparaît. d’un texte, c’est le logo

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Appropriation

En s’appuyant sur les résultats de l’expérimentation, du laboratoire ou de la recherche documentaire, les élèves découvrent de nouvelles notions dont la définition est signalée par le logo . Définies, structurées, développées, ces notions débouchent, à leur tour, sur d’autres nouvelles notions.

Concentration molaire

L’unité mmol/L ou 10 –3 mol . L –1 utilisée dans l’expression des résultats de la prise de sang correspond à un rapport de grandeurs˜: quantité de matière . volume

Ce˜rapport est appelé concentration molaire.

n (mol) V (L)

Ainsi, la concentration molaire en ions calcium indiquée dans la prise de sang vaut 2,26 mmol/L, c’est- à- dire 0,00226 mol/L ou 2,26.10 –3 mol . L–1. Dans la pratique, la concentration molaire est encore appelée « molarité » et une solution qui contient une mole de soluté par litre est dite molaire, ce qui s’écrit 1 M. Ainsi, une solution contenant trois moles de KNO3 par litre de solution sera étiquetée soit « KNO 3 3 mol.L – 1 » soit, plus simplement, « KNO3 3 M ». Les inscriptions sur les bouteilles ci-après permettent de dire que, dans 1 litre de solution de˜: –˜acide chlorhydrique 0,1 M, il y a 0,1 mol de HCl ; –˜acide sulfurique 5 M, il y a 5 mol de H2SO4.

Tu connais maintenant deux expressions di° érentes de la concentration des solutions˜ : la concentration massique (˛ ) et la concentration molaire (C). Établissons la relation entre ˛ et C. L’expression de la concentration massique est˜: γ=

m V

Sachant que m =˜ n . M, l’expression de ˛ devient˜: n. M γ= V n Puisque C = , la relation entre ˛ et C est V donc˜: γ = C. M ou C =

γ M

Le diagramme ci- dessous visualise la façon de procéder pour convertir ˛ en C, et inversement˜: Concentration massique de la solution γ (g.L–1)

Concentration molaire de la solution C (mol.L-1)

÷ M (g.mol-1) . M (g.mol-1)

Ainsi, lors du dosage des ions calcium, dont les résultats figurent sur le protocole de la prise de sang, le chimiste, ou plus probablement le système informatique qui gère les analyses, a dû transformer des mg/dL en mmol/L. Voici une méthode, basée sur l’utilisation de formules, que tu peux suivre pour réaliser ce calcul.

Activités d’apprentissage

36 1

Calcule la masse moléculaire relative de : b) KNO b) KNO3

a) Cl a) Cl2

iti Ed 4

À l’origine, la soude était extraite des cendres de végétaux marins (algues, varech, salicornes…). Elle servait à la fabrication de savon et de verre, au dégraissage des laines et au blanchissage du linge. Dans les campagnes, nos arrièregrands-mères faisaient encore bouillir leur linge avec cette soude naturelle. Le Français Nicolas Leblanc inaugura, en 1771, le premier procédé de fabrication de soude industrielle (carbonate de sodium) remplaçant la soude trop rare à l’état naturel. Le Belge Ernest Solvay (18381922) inventa, en 1861, un nouveau procédé de fabrication du carbonate de soude (Na2CO3), le procédé Solvay améliorant le procédé Leblanc. Cette « soude » qui se présente sous forme de poudre blanche est essentiellement utilisée aujourd’hui dans la fabrication du verre et de détergents. Le procédé Solvay, moins coûteux et plus favorable à l’environnement que ce qui se faisait jusqu’alors,

emploie du sel et des roches calcaires (craie…), deux composés « bon marché ». L’équation bilan de la fabrication de la soude Solvay est : 2 NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2 Il ne faut évidemment pas confondre la soude Solvay Na2CO3 avec la soude caustique NaOH, autre produit du groupe, qui est une base très corrosive. C’est à Couillet, près de Charleroi, que Solvay installa, en 1863, sa première usine et qu’il jeta les bases de ce qui allait devenir un empire de la chimie. Depuis lors, la production s’est délocalisée sur trois continents. Plus de 7.106 tonnes de soude sont produites sur les 9 sites du groupe industriel. La plus grande des soudières Solvay sera localisée à partir de 2015 aux ÉtatsUnis (Wyoming). Sa capacité de production sera de 1,5.10 6 tonnes de soude par an. S’il est le leader mondial du carbonate de soude, le groupe s’est

(1 = E. Solvay, 2 = J. Perrin, 3 = Marie Curie, 4 = E. Rutherford, 5 = A. Einstein)

diversifié aussi dans les plastiques et la pharmacie. À l’heure actuelle, le groupe Solvay possède plus de 400 succursales dans une cinquantaine de pays et occupe plus de 30 000 personnes. Ce grand industriel était convaincu que le bonheur des hommes ne peut provenir que de la diffusion du savoir. C’est pourquoi il créa, en 1911, les congrès Solvay, conférences scientifiques en chimie et en physique, réunissant les plus grands savants de son époque. Il fut aussi un patron avant-gardiste puisqu’il instaura dans ses usines, la journée de 8 heures, la sécurité sociale, les congés payés et la pension de retraite. Ce n’est donc pas surprenant qu’il soit plébiscité comme un des cent wallons importants du XXe siècle.

Pour en savoir plus…

La soude SOLVAY à l’origine d’un empire industriel

Calcule la quantité de matière (en mol) correspondant à :

Calcule la masse (en g) correspondant à une quantité de matière de : a) 10 mol d’ammoniac NH3 b) 2,5 mol de propane C3H8 c) 0,02 mol de peroxyde d’hydrogène (eau oxygénée) H2O2

Une puce, utilisée dans un circuit imprimé pour ordinateur, contient 5,68 mg de silicium Si. Combien d’atomes Si sont présents dans cette puce ?

Combien de molécules H2O avales-tu lorsque tu bois un verre d’eau de 0,2 L ? (Nous négligeons ici la présence de sels minéraux).

Sachant que le corps humain contient en moyenne 62 % d’eau en masse, détermine le nombre de molécules H2O qui constituent ton propre corps.

UAA 3

Pour en savoir plus...

b) 3 . 1021 molécules CO2 d) 24 . 1023 ions CO32–

Calcule la masse molaire de : Hg, ZnO, Ne, Ca(OH)2, HNO3.

a) 14 g d’hydroxyde de potassium (potasse caustique) KOH a) 14 g b) 10 g b) 10 g de carbonate de calcium (calcaire) CaCO3 c) 49 g d’acide sulfurique H2SO4

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Les exercices et les problèmes, nombreux et diversifiés, permettent aux élèves tant de consolider les ressources (savoirs et savoir-faire) que de mobiliser les développements attendus (processus).

d) Mg(OH)2

b) b) 2 mol de molécules N2 d) 0,4 mol d’ions S2–

Calcule la quantité de matière (en mol) correspondant à :

a) 2 . 1023 atomes Mg a) 2 c) 1,5 c) 1,5 . 1022 atomes Fe

c) H c) H2SO4

Calcule le nombre d’entités (molécules, atomes ou ions) contenues dans :

a) 0,5 mol de molécules HCl a) 0,5 c) 0,1 c) 0,1 mol d’atomes Na

UAA3

Relation entre concentration molaire et concentration massique

Activités d’apprentissage

quantité de matière de soluté C (mol . L−1) = volume total de la solution

La CONCENTRATION M O L A I R E C (exprimée en mol.L –1) d’une solution est le rapport entre la quantité de matière n (exprimée en mol) de soluté et le volume˜V (exprimé en L) de la solution.

Concentration molaire

Chapitre 3

Chaque chapitre se termine par un document qui étoffe le sujet traité. Ce document culturel est lié à l’actualité et aux domaines scientifique, historique, technologique, éthique, socio-économique.

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À venir

La réaction chimique : approche quantitative Au cours de cette unité d’acquis d’apprentissage, tu développeras les compétences suivantes : • déterminer expérimentalement les coefficients stœchiométriques d’une réaction complète ; • résoudre des problèmes de stœchiométrie dans le cadre de réactions complètes.

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UAA 3

Chapitre 1 Nomenclature des corps minéraux

N VA

Chapitre 4 Résolution de problèmes de chimie

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Chapitre 2 La mole, unité de quantité de matière

Chapitre 3 Concentration molaire

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IN N VA on s iti Ed

Mass

Représentative particles

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Chapitre 2

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La mole, unité de quantité de matière

Les molécules et les atomes sont tellement minus-

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cules que les scientifiques ont dû trouver un lien permettant le passage du monde macroscopique,

domaine des expériences de chimie, au monde microscopique, domaine des molécules et des atomes. La clef de voûte de ce passage s’appelle le nombre d’Avogadro.

Les chimistes ont ensuite choisi une unité de quantité de matière particulière : la mole.

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Ressources et processus à mobiliser

Représentative particles Mass

L a m ole , u n it é de qu an tité de m atiè r e

Chapitre 2

À la fin de ce chapitre, tu seras capable de… SAVOIRS

définir – masse moléculaire relative et donner son symbole, – nombre N et donner sa valeur, – quantité de matière, donner son symbole et son unité, – masse molaire, donner son symbole et son unité, – volume molaire gazeux, donner son symbole et son unité, – gaz parfait ; donner la valeur et l’unité de la constante d’Avogadro NA ; résumer l’emploi de la quantité de matière et des grandeurs associées sous forme d’organigramme ; donner la valeur du volume molaire gazeux dans les conditions CNTP et CSTP ; énoncer la loi des gaz parfaits, en donnant les unités des différentes grandeurs ; donner la valeur de la constante des gaz parfaits.

SAVOIR-FAIRE

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calculer la masse moléculaire relative d’un corps pur ; déterminer le nombre d’atomes, de molécules contenus dans une quantité de matière ; utiliser les relations et les formules qui relient masse, quantité de matière, volume gazeux et nombre d’entités ; convertir un nombre d’atomes, de molécules ou d’ions en quantité de matière (mol) et inversement ; calculer la masse molaire (en g.mol-1) d’un corps pur, à l’aide du tableau de Mendeléev ; convertir une masse en une quantité de matière et inversement ; convertir un volume de gaz en une quantité de matière et inversement ; utiliser la loi des gaz parfaits pour rechercher la relation entre quantité de matière et volume de gaz.

PROCESSUS

décrire le nombre d’Avogadro comme un outil permettant au chimiste de lier les champs macroscopique et microscopique (C) ; calculer une quantité de matière à partir d’un volume de gaz (A) ; déterminer expérimentalement une quantité de matière (un nombre de moles) de gaz produit par une réaction chimique (A).

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UAA 3

Mise en situation Lorsque, lors d’une expérience, tu observes une transformation chimique, tu te situes au niveau macroscopique, celui qui est accessible à tes sens. Pour rendre compte des associations d’atomes et des réarrangements des molécules au niveau microscopique, les scientifiques utilisent des modèles : les réactions chimiques. Celles-ci sont symbolisées par des équations chimiques, qui permettent de visualiser ce qui se passe au niveau microscopique. Tu as appris à écrire, à pondérer et à faire la lecture atomique et moléculaire d’une équation chimique. Ainsi l’équation chimique qui rend compte de la formation du sulfure de fer (II) est : +

→

FeS

La lecture atomique et moléculaire de cette équation est :

1 atome fer et 1 atome soufre réagissent pour former 1 molécule sulfure de fer (II).

Ne pas confondre soufre et souffre (du verbe souffrir) !! Écrit avec un seul « f », le soufre (du sanscrit suelf : « qui brûle comme un feu qui couve ») est connu depuis l’Antiquité. C’est un solide qui se présente notamment sous forme de cristaux jaunes. Le soufre est employé dans de nombreux processus industriels tels que la production de poudre à canon, la vulcanisation du caoutchouc, la fabrication des allumettes, la production d’acide sulfurique (H2SO4) pour les batteries…

Mise en situation

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Si tu veux réaliser cette réaction, comment vas-tu procéder ? Peux-tu prélever réellement 1 atome fer et 1 atome soufre pour les faire réagir ensemble ? C’est impossible car les atomes et les molécules sont tellement petits qu’on ne peut les manipuler individuellement dans les conditions du laboratoire de ton école. Dans la réalité, une réaction chimique met en jeu énormément d’atomes ou de molécules à la fois. En fait, lors d’une expérience, le chimiste ne parle pas de nombre d’atomes ou de molécules qui entrent en réaction mais il mesure les masses de réactifs. Comment connaître le nombre d’atomes ou de molécules présents dans ces masses ? Comment transformer ces grands nombres d’atomes ou de molécules en quantités plus aisées à manipuler dans les calculs ? Tes connaissances actuelles ne te permettent pas de répondre à ces questions. Nous allons donc apprendre comment les chimistes ont résolu ce problème.

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Appropriation

Représentative particles Mass

Chapitre 2 De façon générale, retenons que :

Masse moléculaire relative Mr et nombre N de molécules La même démarche peut être appliquée aux molécules. Reprenons l’exemple de la formation du sulfure de fer (II) dont l’équation est : Fe + S → Fe S Puisque nous allons maintenant nous intéresser aux molécules FeS, il faut utiliser leur masse moléculaire relative, de la même manière que nous avons utilisé la masse atomique relative quand il s’agissait des atomes.

Fe + S → Fe S il faut connaître les masses de fer et de soufre à mettre en réaction pour qu’il n’y ait ni trop, ni trop peu d’un réactif par rapport à l’autre et donc, en fait, pour qu’il y ait le même nombre d’atomes Fe que d’atomes S. Sachant que la masse atomique relative Ar (qui est le nombre inscrit en dessous du symbole de chaque atome dans le tableau périodique) du fer est 55,85 et que celle du soufre est 32,06, on peut calculer le rapport entre leur masse atomique relative : A r (Fe) 55, 85 = = 1,74 A r (S) 32, 06

Dans une masse (en g) d’atomes de n’importe quel type, correspondant à leur masse atomique relative Ar, il y a toujours le même nombre N d’atomes.

Pour pouvoir étudier quantitativement n’importe quelle transformation chimique, nous devons savoir à quelle quantité de matière correspond un certain nombre d’atomes ou de molécules. Ainsi, pour réaliser la formation du sulfure de fer (II) dont l’équation de la réaction est :

L a m ole , u n it é de qu an tité de m atiè r e

Masse atomique relative Ar et nombre N d’atomes

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L’atome Fe est donc 1,74 fois plus lourd que l’atome S. Cela signifie que pour avoir autant d’atomes Fe qu’il y a d’atomes S dans 32,06 g de soufre, il faut prendre une masse de fer 1,74 fois plus grande que celle du soufre, soit 32,06 g x 1,74, ce qui correspond à 55,85 g de fer. Le schéma suivant montre le rapport identique (1,74) existant à l’échelle microscopique et macroscopique :

atome Fe

atome S

Ar : 55,85 Ar : 32,06 échelle microscopique

S 32,06 g Fe 55,85 g échelle macroscopique

Donc, dans ces deux masses correspondant à la masse atomique relative de Fe et de S, il y a le même nombre d’atomes : appelons-le N. Ceci est vrai pour n’importe quel type d’atome. Ainsi, dans 32,06 g de soufre (Ar (S) = 32,06), il y a le même nombre N d’atomes soufre qu’il y a d’atomes sodium dans 22,99 g de sodium (Ar (Na) = 22,99).

Comme toute molécule est constituée d’une association d’atomes, nous pouvons calculer la masse moléculaire relative comme suit : La MASSE MOLÉCULAIRE RELATIVE, Mr , est la somme des masses atomiques relatives Ar de tous les atomes constituant la molécule.

Ainsi, la masse moléculaire relative du sulfure de fer (II) vaut : Mr (FeS) = Ar(Fe) + Ar(S) = 55,85 + 32,06 = 87,91 De la même manière, Mr (H2O) = 2 . Ar(H) + 1 . Ar(O) = 2 . 1,01 + 1 . 16,00 = 18,02 Par analogie avec la définition de la masse atomique relative : La MASSE MOLÉCULAIRE RELATIVE Mr est le rapport entre la masse d’une molécule et la masse de l’atome H, pris comme étalon. Cela signifie donc qu’une molécule FeS est 87,91 fois plus lourde qu’un atome H et qu’une molécule H2O est 18,02 fois plus lourde qu’un atome H.

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Mr(FeS) A r (Fe)

87, 91 55, 85

UAA 3

Il est possible maintenant de calculer le rapport entre la masse moléculaire relative du FeS et la masse atomique relative du Fe :

La valeur utilisée aujourd’hui pour le nombre N est 6,02 . 1023 : c’est un nombre très grand qui vaut 602 000 milliards de milliards.

= 1, 57

La molécule sulfure de fer est 1,57 fois plus lourde que l’atome fer.

Il est difficile de se rendre compte de l’énormité de la valeur de N. Des scientifiques ont estimé que, si la surface terrestre était recouverte de façon régulière et compacte de 6,02 . 1023 canettes standard de 33 centilitres, celles-ci formeraient une couche d’au moins 320 kilomètres de haut.

Cela signifie que pour avoir autant de molécules FeS qu’il y a d’atomes Fe dans 55,85 g de fer, il faut prendre une masse de sulfure de fer 1,57 fois plus grande, soit 87,91 g de sulfure de fer (II) : cette masse de 87,91 g correspond à N molécules FeS. Donc, 32,06 g de soufre, 55,85 g de fer et 87,91 g de sulfure de fer contiennent le même nombre N d’atomes ou de molécules. De façon générale, retenons que :

Dans une masse (en g) de molécules de n’importe quel type, correspondant à leur masse moléculaire relative Mr , il y a toujours le même nombre N de molécules.

N est appelé « nombre d’Avogadro », en hommage à A. Avogadro2 qui fut l’un des premiers, en 1811, à proposer une distinction claire entre les notions d’atome et de molécule. Son idée, d’abord rejetée, fut imposée en 1860 au congrès de Karlsruhe par S. Cannizzaro3. Par simplification pour les calculs, nous utiliserons dorénavant 6 . 1023 comme valeur pour N. Cela signifie que dans 55,85 g de fer, 32,06 g de soufre, 12,01 g de carbone et 22,99 g de sodium, il y a 6 . 1023 atomes. De même, dans 87,91 g de FeS, 100,09 g de CaCO3 et 159,61 g de CuSO4, il y a 6.1023 molécules. Le schéma suivant illustre le lien entre l’échelle microscopique et l’échelle macroscopique pour la synthèse du sulfure de fer (II).

CaCO3 100,09 g

CuSO4 159,61 g

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N molécules

Nombre d’Avogadro N

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Il reste maintenant à connaître la valeur du nombre N d’atomes ou de molécules présents dans une masse correspondant à la masse atomique ou moléculaire relative. Cela nous permettra de faire le lien entre le niveau microscopique (à l’échelle de l’atome et de J. Perrin la molécule) et le niveau macroscopique (à l’échelle des corps qui interviennent dans une transformation chimique).

Le nombre N a été déterminé expérimentalement au début du xxe siècle, notamment par J. Perrin1. 1. J. Perrin (1870-1942), physicien et chimiste français, prix Nobel de physique en 1926.

FeS

55,85 g

32,06 g

87,91 g

6.1023 atomes

6.1023 molécules

6.1023 atomes

Le NOMBRE N a pour valeur 6 . 10 23 et est le nombre constant • d’atomes contenus dans une masse (en g) d’un corps pur correspondant à sa masse atomique relative ; • de molécules contenues dans une masse (en g) d’un corps pur correspondant à sa masse moléculaire relative.

2. A. Avogadro (1776-1856), physicien et chimiste italien. 3. S. Cannizzaro (1826-1910), chimiste italien.

Appropriation

FeS 87,91 g

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Représentative particles Mass

Quantité de matière n L’utilisation de grands nombres, tels que 6 . 10 23, pour compter les atomes, molécules ou ions est fastidieuse. C’est pourquoi les scientifiques ont défini une nouvelle grandeur chimique dénommée quantité de matière, appelée parfois quantité chimique. La QUANTITÉ DE MATIÈRE, représentée par la lettre n, est un ensemble d’entités (atomes, molécules, ions). L’UNITÉ DE QUANTITÉ DE MATIÈRE est la MOLE : elle est notée mol.

Pour transformer une quantité de matière en nombre d’entités ou inversement, nous devons introduire un facteur de conversion appelé constante d’Avogadro. La constante d’Avogadro, notée NA, correspond à 6 . 1023 entités par mole : NA = 6 . 1023 entités . mol-1 Pour obtenir le nombre d’entités x (d’atomes, molécules ou ions), les chimistes multiplient la quantité de matière n, n , exprimée en mol, par la constante d’Avogadro NA, exprimée en entités . mol-1 : x (entités) = n (mol) . NA (entités . mol–1) Ainsi, calculons le nombre d’entités x correspondant à : • 2 mol d’atomes O : x = 2 (mol) . 6 . 1023 (entités . mol-1) x = 12 . 1023 entités, soit 12 . 1023 atomes O

on s

Ainsi, dans un texte en français, nous écrirons « une mole d’atomes Fe contient 6 . 10 23 atomes Fe » alors que, en écriture scientifique, nous écrirons « 1 mol d’atomes Fe contient 6 . 10 23 atomes Fe ». C’est W. Ostwald4 qui, en 1900, utilisa pour la première fois le mot « mole » (« mola » signifiant en latin « tas énorme ») dans un livre traitant des principes de chimie générale.

Constante d’Avogadro NA , facteur de conversion entre n et x

Le lien entre le monde microscopique (celui de l’atome, de la molécule et des ions) et le monde macroscopique (celui qui correspond aux réactions chimiques où sont mises en jeu des masses en grammes) est donc le nombre d’Avogadro 6 . 10 23.

L a m ole , u n it é de qu an tité de m atiè r e

Chapitre 2

iti

Les chimistes et étudiants américains célèbrent le « mole day » (journée de la mole) le 23 octobre (10e mois de l’année) entre 6 h 02 AM et 18 h 02 (6 h 02 PM), ce qui correspond à la date 6 : 02 10 23, écrite selon le format américain de l’heure et de la date et rappelle la valeur du nombre d’Avogadro.

• 3 mol d’ions Na+ : x = 3 (mol) . 6 . 1023 (entités . mol-1) x = 18 . 1023 entités, soit 18 . 1023 ions Na+ Pour obtenir la quantité de matière n, exprimée en mol, les chimistes divisent le nombre d’entités x par la constante d’Avogadro NA, exprimée en entités . mol– 1 : x (entités)

n (mol) =

Résumons dans un tableau les différentes grandeurs, avec leur symbole et leur unité, que nous utiliserons dans la suite du cours de chimie. Symbole de la grandeur

Unité

masse

gramme

quantité de matière

mole

mol

volume

Grandeur

• 0,1 mol de molécules HCl : x = 0,1 (mol) . 6 . 1023 (entités . mol-1) x = 6 . 1022 entités, soit 6 . 1022 molécules HCl

litre

Symbole de l’unité

Ainsi, calculons la quantité de matière n correspondant à : • 12 . 1023 atomes Al : n(Al) =

12 . 10 6 . 10

(entités)

(entités . mol − 1 )

= 2 mol

• 6 . 1023 molécules FeS : n(FeS) =

6 . 10 6 . 10

(entités)

(entités . mol − 1 )

= 1 mol

• 15 . 1022 ions Ca2+ : 2+

4. W. Ostwald (1853-1932), physico- chimiste allemand, prix Nobel en 1909.

NA (entités . mol − 1 )

n(Ca ) =

15 . 10 6 . 10

(entités)

(entités . mol − 1 )

= 0,25 mol

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QUANTITÉ DE MATIÈRE n (mol)

. NA (6.1023 entités.mol-1) ÷ NA (6.1023 entités.mol-1)

Saccharose

• la masse moléculaire relative de l’eau étant 18,02, la masse molaire de H2O vaut 18,02 g . mol-1 que l’on note : M = 18,02 g . mol-1.

NOMBRE D’ENTITÉS x (entités)

x = 1 molécule

n = 1 mol

UAA 3

Le diagramme ci-dessous visualise la façon de procéder pour convertir une quantité de matière en un nombre d’entités (atomes, molécules,..) et inversement :

18,02 g (18 mL) d’eau liquide

Tu retiendras que :

La MASSE MOLAIRE M est la masse d’une mole d’atomes ou de molécules. Elle correspond à la masse atomique relative (A r) ou moléculaire relative (M r) exprimée en g . mol–1. Ainsi, • la masse atomique relative du soufre étant 32,06, la masse molaire de S vaut 32,06 g . mol-1 que l’on note : M = 32,06 g . mol-1 ;

n (mol) =

m (g) M ( g. mol − 1 )

Ainsi, calculons la quantité de matière n correspondant à • 40,0 g de NaOH : 40,0 ( g) n= 40,00 (g.mol − 1 ) n = 1,00 mol • 250 g de H2SO4 : n=

250 ( g)

98, 06 (g.mol − 1 ) n = 2,55 mol Pour obtenir la masse m, exprimée en g, les chimistes multiplient la quantité de matière (n), exprimée en mol, par la masse molaire (M) de la substance, exprimée en g . mol-1 : m (g) = n (mol) . M (g . mol-1)

32,06 g de soufre en poudre

Appropriation

iti

on s

Nous pouvons maintenant, à l’aide de la constante d’Avogadro, convertir une quantité de matière en nombre d’entités ou inversement. Une nouvelle question se pose aux chimistes : comment convertir une masse, exprimée en grammes (g), en une quantité de matière, exprimée en moles (mol), et inversement ? Nous venons de voir qu’une masse de corps pur équivalente à la masse atomique ou moléculaire relative de ce corps pur correspond à une mole d’atomes ou de molécules constituant le corps pur. Ainsi, une masse de 32,06 g de S correspond à 1 mol d’atomes S et une masse de 18,02 g de H2O correspond à 1 mol de molécules H2O.

Grâce à la notion de masse molaire, il est donc facile de convertir une masse donnée en quantité de matière et inversement. Pour obtenir la quantité de matière n n, exprimée en mol, les chimistes divisent la masse (m), exprimée en g, par la masse molaire (M) de la substance, exprimée en g . mol-1 :

Masse molaire M, facteur de conversion entre n et m

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Représentative particles Mass

• 0,225 mol de FeS : m = 0,225 (mol) . (87,91 g . mol–1) m = 19,8 g Le diagramme ci-dessous visualise la façon de procéder pour convertir une quantité de matière en masse et inversement :

. M (g.mol–1)

MASSE m (g)

÷ M (g.mol–1)

n = 1 mol

Saccharose

Lors des expériences mettant en jeu des gaz, il est plus facile de mesurer le volume occupé par un gaz que sa quantité de matière ou sa masse. La question qui se pose alors aux chimistes est : comment convertir un volume exprimé en litres (L) en une quantité de matière exprimée en moles (mol) et inversement ?

QUANTITÉ DE MATIÈRE n (mol)

Un GAZ PARFAIT est un gaz idéal dans lequel les molécules ou les atomes ne sont pas soumis à des forces d’attraction ou à des forces de répulsion. Ils peuvent uniquement subir des chocs. De plus, le volume des molécules et des atomes est considéré comme négligeable par rapport au volume du récipient qui contient le gaz.

m = 342 g

L a m ole , u n it é de qu an tité de m atiè r e

Chapitre 2

Ainsi, calculons la masse m correspondant à • 3,10 mol de H2O : m = 3,10 (mol) . 18,02 (g . mol–1) m = 55,9 g

Loi des gaz parfaits

iti

on s

Les trois états de la matière que nous rencontrons dans la vie courante sont l’état solide, l’état liquide et l’état gazeux. Bien souvent, lors des transformations chimiques, les chimistes utilisent ou obtiennent des substances gazeuses. Un gaz peut être modélisé en le comparant avec le modèle d’un solide dans lequel les atomes ou les molécules sont très proches et avec le modèle d’un liquide dans lequel les molécules sont libres de se déplacer tout en restant en contact. Dans un gaz, les molécules ou les atomes (gaz rares : He, Ne…) sont libres de se mouvoir et sont éloignés les uns des autres. H2O

Solide glace

Liquide eau

Gaz vapeur d’eau

Les chimistes considèrent que, lors de leurs expériences, les gaz sont des gaz parfaits.

La loi des gaz parfaits permet de relier le volume occupé par un gaz et la quantité de matière de gaz, en tenant compte de la pression et de la température. La loi des gaz parfaits est : p .V = n . R . T

dans laquelle : – p est la pression du gaz ; – V est le volume occupé par le gaz ; – n est la quantité de matière de gaz ; – T est la température du gaz ; – R est la constante des gaz parfaits, dont la valeur dépend des unités choisies pour p et V. Résumons dans le tableau suivant les grandeurs figurant dans la loi des gaz parfaits, avec leur symbole et leur unité. Grandeur

Symbole

Unité

pression

atm (atmosphère)5

volume

L (litre)

quantité de matière

mol (mole)

température

K (Kelvin)

5. La pression d’un gaz peut s’exprimer en différentes unités : atm, bar, Pa, mmHg… Dans le cadre de ce cours de chimie, nous nous limiterons à l’utilisation de l’unité atm (atmosphère).

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Qu’est-ce que le kelvin ? La température mesure le degré d’agitation des particules constituant la matière. Dans la vie courante, elle s’exprime habituellement en degrés Celsius °C. Cependant, les scientifiques ont défini une échelle de température absolue, exprimée en degrés Kelvin notés K. (en hommage à Lord Kelvin6). Le zéro (0 K) de cette échelle de température correspond à l’état de la matière où plus rien ne bouge. C’est la température la plus basse qui peut être atteinte. Il n’y a donc pas de température absolue négative. La relation entre K et °C est : T(°C) = T(K) – 273,15 (que nous arrondirons à 273 dans les calculs).

273 K

373 K

0 °C

100 °C

200 K – 73 °C

• Volume molaire gazeux dans les Conditions Standard de Température et de Pression (CSTP) Dans ces conditions, T = 25 °C (soit 298 K) et p = 1 atm. Le volume occupé par 1 mol de gaz O2 ou H2 vaut : n.R.T Vm = p 1 . 0,0821 . 298 = 1 = 24,5 L . mol-1

on s

Le VOLUME MOLAIRE GAZEUX Vm, exprimé en L.mol-1, est le volume occupé par une mole de n’importe quel gaz, pris dans des conditions définies de température et de pression. La loi des gaz parfaits permet de déterminer le volume molaire gazeux dans des conditions particulières. Calculons le volume molaire gazeux dans deux conditions de température et de pression. • Volume molaire gazeux dans les Conditions Normales de Température et de Pression (CNTP) Dans ces conditions, T = 0 °C (soit 273 K) et p = 1 atm. Le volume occupé par 1 mol de gaz O2 ou Cl2 vaut : n.R.T Vm = p 1 . 0,0821 . 273 = 1 = 22,4 L . mol-1

Le tableau suivant donne quelques exemples de la relation existant entre K et °C : – 273 °C

UAA 3

La constante des gaz parfaits, avec ces unités de pression (atm) et de volume (L), a pour valeur R = 0,0821 L.atm.mol–1.K–1

Dès lors, nous pouvons convertir un volume gazeux (V), exprimé en L, en quantité de matière (n), exprimée en mol et inversement, en fonction des conditions CNTP ou CSTP.

Volume molaire d’un gaz Vm

Les expériences de laboratoire se déroulant souvent dans des conditions bien particulières, il est plus simple de calculer la quantité de matière de gaz correspondant à un volume de gaz en connaissant le volume occupé par une mole de gaz dans ces conditions particulières. Pour cela, on définit le volume molaire gazeux.

Volume molaire d’un gaz Vm, facteur de conversion entre n et V Pour obtenir la quantité de matière gazeuse n, les chimistes divisent le volume V occupé par le gaz par le volume molaire gazeux Vm, dans les conditions de température et de pression choisies : n (mol) =

V(L) Vm (L . mol–1)

Ainsi, 224 L de CO2(g) (CNTP) correspondent à n = 224 (L) –1 = 10,0 mol 22,4 (L . mol ) Pour obtenir le volume V occupé par le gaz, les chimistes multiplient la quantité de matière n par le volume molaire gazeux Vm, dans les conditions de température et de pression choisies : V (L) = n (mol) . Vm (L.mol–1)

Appropriation

iti

Appliquons la loi des gaz parfaits à l’exemple suivant : un pneu de voiture a un volume intérieur estimé à 30 L. Ce pneu a été gonflé, à température ambiante, à la pression de 2,2 atm (2,2 bar). Dans ces conditions, il renferme 2,7 mol d’air. Lorsque la voiture a roulé quelques kilomètres, la température de l’air du pneu augmente. Si cette température atteint 50 °C, quelle sera la nouvelle pression dans le pneu ? p = n . R . T = 2,7 . 0,0821 . 323 = 2,4 atm (soit 2,4 bar) V 30

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Représentative particles Mass

QUANTITÉ DE MATIÈRE n (mol)

VOLUME DE GAZ V (L)

. Vm (L.mol–1) ÷ Vm (L.mol–1)

Relations existant entre nombre d’entités, masse, quantité de matière et volume de gaz

On observe que lorsqu’on part du centre de l’organigramme (quantité de matière) vers la périphérie (nombre d’entités, masse ou volume), il faut toujours effectuer une multiplication et inversement, quand on part des grandeurs situées en périphérie vers la quantité de matière, situé au centre de l’organigramme, il faut toujours effectuer une division. Rappelons que la relation entre les différentes grandeurs peut également être établie avec les formules que tu as découvertes au cours de ce chapitre. • Formules reliant nombre d’entités élémentaires et quantité de matière : x = n . NA

L’organigramme ci-dessous fait la synthèse des différents processus permettant de relier entre elles les grandeurs étudiées dans ce chapitre.

. NA

.M ÷M

QUANTITÉ DE MATIÈRE n (mol) . Vm

N A

V = n . Vm

V m

on s

÷ NA

• Formules reliant volume d’un gaz et quantité de matière :

MASSE m (g)

• Formules reliant masse et quantité de matière : m = n . M

NOMBRE D’ENTITÉS x (entités)

L a m ole , u n it é de qu an tité de m atiè r e

Chapitre 2

Ainsi, 0,250 mol de H2 (CSTP) occupe un volume V = 0,250 (mol).24,4 (L.mol-1) = 6,1 L. Le diagramme ci-dessous visualise la façon de procéder pour convertir une quantité de matière gazeuse en volume et inversement :

÷ Vm

iti

VOLUME DE GAZ V (L)

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04/03/2019 11:50

Calcule la masse moléculaire relative de : a) Cl2

b) KNO3

d) Mg(OH)2

Calcule le nombre d’entités (molécules, atomes ou ions) contenues dans : a) 0,5 mol de molécules HCl c) 0,1 mol d’atomes Na

c) H2SO4

b) 2 mol de molécules N2 d) 0,4 mol d’ions S2–

Calcule la quantité de matière (en mol) correspondant à : a) 2 . 1023 atomes Mg c) 1,5 . 1022 atomes Fe

b) 3 . 1021 molécules CO2 d) 24 . 1023 ions CO32–

UAA3

Activités d’apprentissage

Calcule la masse molaire de : Hg, ZnO, Ne, Ca(OH)2, HNO3.

Calcule la quantité de matière (en mol) correspondant à :

Calcule la masse (en g) correspondant à une quantité de matière de :

on s

a) 10 mol d’ammoniac NH3 b) b) 2,5 2,5 mol de propane C3H8 c) 0,02 0,02 mol de peroxyde d’hydrogène (eau oxygénée) H2O2

Une puce, utilisée dans un circuit imprimé pour ordinateur, contient 5,68 mg de silicium Si.

iti

Combien d’atomes Si sont présents dans cette puce dans cette puce ?

Combien de molécules H2O avales-tu lorsque tu bois un verre d’eau de 0,2 L ? (Nous négligeons ici la présence de sels minéraux).

Sachant que le corps humain contient en moyenne 62 % d’eau en masse, détermine le nombre de molécules H2O qui constituent ton propre corps.

Activités d’apprentissage

a) 14 g 14 g d’hydroxyde de potassium (potasse caustique) KOH b) 10 g de carbonate de calcium (calcaire) CaCO3 c) 49 g d’acide sulfurique H2SO4

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04/03/2019 11:50

Représentative particles Mass

Quand tu absorbes un comprimé d’aspirine contenant 330 mg d’acide acétylsalicylique, tu peux t’étonner qu’une si petite masse puisse être active, une fois répartie dans ton organisme. Pourtant, au niveau microscopique elle correspond à pas mal de molécules… a) Détermine la masse molaire de l’acide acétylsalicylique C9H8O4. b) Détermine la quantité de matière d’acide acétylsalicylique C9H8O4 que tu as effectivement ingérée. c) Détermine le nombre de molécules d’acide acétylsalicylique C9H8O4 que tu as effectivement ingérées.

En 2012, un des produits chimiques les plus utilisés dans le monde a été l’acide sulfurique H2SO4. Cette année-là, 2,35 . 1012 mol ont été produites. Calcule la production correspondante en tonnes d’H2SO4.

Les boissons au cola contiennent de l’acide phosphorique H3PO4, dont le code alimentaire est E338.

L a m ole , u n it é de qu an tité de m atiè r e

Chapitre 2

La législation limite la teneur en acide phosphorique à 0,6 g par litre de boisson. Sachant qu’on a mesuré que 1 litre d’une de ces boissons contient 5 mmol d’acide phosphorique, détermine si cette boisson est conforme à la législation. R. : masse d’acide phosphorique = 0,49 g 13

Après avoir lu « Pour en savoir plus… Ah, si la mole m’était comptée… », réponds aux questions suivantes.

on s

a) Sachant Sachant que la circonférence de la Terre vaut 40 000 km, comment exprimer ce nombre déjà grand à notre échelle en millimètres et en puissance de 10 ? Quel est le rapport entre le nombre d’Avogadro et la valeur obtenue ? b) Quel

iti

R. : 4.1010 mm ; rapport égal à 1,5.1013.

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04/03/2019 11:50

UAA 3 14

Calcule la quantité de matière (en mol), dans les conditions CNTP, correspondant aux volumes gazeux suivants : a) 11,2 L de dioxygène O2 c) 180 L de méthane CH4

b) 0,25 L de dioxyde de carbone CO2

Calcule le volume (en L) occupé par les gaz, dans les conditions CNTP, correspondant aux quantités de matière suivantes : a) 15 mol de dioxyde de soufre SO2 c) 2 mol de butane C4H10

b) 0,01 mol d’ammoniac NH3

Calcule la quantité de matière (en mol) correspondant à chaque volume gazeux suivant ou inversement, en fonction des données :

a) 20 L de CO2 à une pression de 2,0 atm et une température de 25 °C ; b) 3,0 mol de O2 à une pression de 0,50 atm et une température de – 15 °C ; c) 150 L de H2 à une pression de 0,20 atm et une température de – 70 °C ; d) 0,80 mol de méthane CH4 à une pression de 4,0 atm et une température de 40 °C. b) V = 127 L

d) V = 5,1 L

a) Quelle quantité de matière et quelle masse de dioxygène ont été produites ? b) Quelle quantité de matière et quelle masse de dihydrogène ont été également produites ? R. : a) n = 5,10.10 –3 mol ; m = 0,163 g

on s

b) n = 10,2.10 –3 mol ; m = 0,021 g

Laboratoire Calculer la quantité de matière correspondant à un volume de gaz produit.

iti

Lorsqu’un percolateur ou un robinet est entartré, il est possible d’éliminer, avec un acide dilué, le calcaire constitué en grande partie de carbonate de calcium CaCO3. Le carbonate de calcium est aussi le constituant principal du marbre. Tu vas calculer la quantité de matière de gaz carbonique CO2 produit au cours de la réaction entre du marbre et de l’acide chlorhydrique. Pour cela, tu utiliseras la loi des gaz parfaits pour convertir un volume de gaz en quantité de matière. Pour réaliser ce laboratoire, utilise le matériel et les réactifs suivants : Matériel – 1 – 1 – 1 – 1 – 1 – 2 – 1 – 1 – 1 – 1

statif avec pince et noix erlenmeyer de 250 mL bouchon percé en caoutchouc tube coudé tuyau de dégagement cylindres gradués (100 mL et 250 mL) verre de montre entonnoir balance au dixième de gramme cuve à eau (petit seau)

Réactifs – brisures de marbre – acide chlorhydrique (4 moles par litre)

Activités d’apprentissage

Lors d’une électrolyse de l’eau, 125 mL de dioxygène sont produits dans les conditions CSTP.

c) n = 1,8 mol

R. : a) n = 1,7 mol

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04/03/2019 11:50

Représentative particles Mass

a) Applique le mode opératoire suivant. • Réaliser le montage de l’appareillage représenté ci-dessous. • Remplir la cuve à eau (ou le seau) aux 3/4. • Remplir entièrement d’eau le cylindre gradué de 250 mL, le boucher avec la paume de la main, puis le renverser au fond de la cuve. • Adapter le tuyau en caoutchouc entre le tube coudé sortant du bouchon et l’intérieur du cylindre gradué. • Peser, sur un verre de montre, une masse de brisures de marbre d’environ 0,5 g. • Verser, à l’aide d’un entonnoir, environ 100 mL d’acide chlorhydrique dans l’erlenmeyer. • Introduire rapidement les brisures de marbre dans l’erlenmeyer, puis fermer celui-ci le plus rapidement possible avec le bouchon de caoutchouc. • Observer l’évolution du phénomène chimique. • Lorsque le dégagement de gaz a cessé, retirer le tuyau de caoutchouc du cylindre gradué. • Afin que le gaz recueilli soit à la pression atmosphérique, faire coïncider le niveau de l’eau restée dans le cylindre gradué avec celui de l’eau de la cuve. • Attendre quelques minutes pour que le gaz carbonique présent dans le cylindre gradué prenne la température ambiante. • Mesurer et noter le volume occupé par le gaz carbonique. • Mesurer la température ambiante. • Relever la pression atmosphérique du jour.

L a m ole , u n it é de qu an tité de m atiè r e

Chapitre 2

b) Rédige un rapport de laboratoire clair, en te conformant au modèle figurant en annexe.

iti

on s

Tableau de conversion des unités de pression 1 atm = 760 mm Hg = 1013,25 mbar = 1013,25 hPa

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Ah, si la mole m’était « comptée »… Cette façon d’appréhender la mole aurait plutôt tendance à te faire dire : en fin de compte, il n’y a pas tellement d’atomes S ni de molécules H2O. Procédons donc d’une autre manière et étalons, les uns à côté des autres, les 23 zéros du nombre d’Avogadro. Efforçons-nous, ensuite, de lire le nombre ainsi écrit :

iti

Tu viens d’apprendre dans ce chapitre que les chimistes mesurent les quantités de matière avec une unité qui leur est propre : la mole. Le choix du mot, dérivé du latin mola qui signifie « tas énorme », est particulièrement judicieux : une mole d’atomes ou de molécules ne contient-elle pas, en effet, 6 . 1023 atomes ou molécules ? Mais te rends-tu bien compte de l’énormité de ce nombre ? Quand ton professeur te montre 32 g de soufre sur un verre de montre, tu as devant toi 6 . 1023 atomes S. S’il te présente 18 ml d’eau dans un cylindre gradué, tu disposes de 6 . 1023 molécules H2O. Mais perçois-tu, pour autant, la quantité d’atomes ou de molécules correspondant à 6 . 1023 ?

600 000 000 000 000 000 000 000 mille (103) million (106)

milliard (109)

billion (mille milliards) (1012) trillion (1 milliard de milliards) (1018) quadrillion (1 million de trillions) (1024)

Une mole d’atomes contient donc 0,6 quadrillion soit 600 000 milliards de milliards d’atomes ! Transportons-nous, à présent, du monde infiniment petit des atomes

au monde infiniment grand des étoiles. Dans le monde intergalactique, une distance de 6 . 1023 m correspond à 63,4 millions d’années-lumière, soit environ 634 fois le diamètre de notre galaxie : la voie lactée. Un dernier exemple enfin qui te fera peut-être rêver. Si l’ONU disposait de 6 . 1023 euros à répartir entre 6 milliards de terriens, chacun recevrait 1 . 1014 euros (soit 100 000 milliards d’euros). Nous aurions ainsi (pour une vie moyenne de 75 ans) un revenu annuel d’environ 1 333 milliards d’euros et chacun pourrait disposer de 3,65 milliards d’euros par jour. Il y aurait là de quoi largement partager ... mais avec qui, puisque chacun de ces 6 milliards d’humains disposerait du même pactole ?

Pour en savoir plus…

on s

UAA 3

Pour en savoir plus...

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04/03/2019 11:50

IN N VA on s iti

Identifier une espèce chimique par une réaction chimique Au cours de cette unité d’acquis d’apprentissage, tu développeras les compétences suivantes : • identifier expérimentalement l’oxygène, l’hydrogène, le dioxyde de carbone, des ions à l’aide de réactions de précipitation ; • modéliser une situation comme une précipitation (décrire un phénomène de la vie quotidienne à l’aide de réactions de précipitation).

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04/03/2019 11:51

UAA 4

Chapitre 1 Réaction de précipitation

iti

on s

Chapitre 2 Préparation et identification de quelques gaz H2, O2 et CO2

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04/03/2019 11:51

IN N VA on s iti Ed 320652KGY_CHIAG.indb 82

04/03/2019 11:52

Chapitre 2

iti

on s

Préparation et identification de quelques gaz : H2, O2 et CO2

Les gaz O2 et CO2 sont des gaz présents dans notre atmosphère.

Quant au gaz H2, c’est probablement le combustible de l’avenir.

La préparation, l’identification et certains usages de ces gaz seront développés dans ce chapitre.

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Ressources et processus à mobiliser Chapitre 2 Pr épar at io n et id e n t if icat ion de qu e lqu e s gaz : H 2 , O 2 e t C O 2

À la fin de ce chapitre, tu seras capable de… SAVOIRS décrire une ou plusieurs méthodes de préparation de H2, O2 et CO2 ; écrire les équations de préparation de H2, O2 et CO2 ; écrire les équations d’identification de H2 et CO2.

reconnaître expérimentalement H2, O2 et CO2 ; monter un appareil de production et de récolte de gaz.

SAVOIR-FAIRE

PROCESSUS

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prouver à l’aide d’expériences que : – la réaction entre une source calcaire et un acide produit du dioxyde de carbone ; – la respiration produit du dioxyde de carbone ; – pour une réaction proposée, le gaz produit est du dihydrogène ou du dioxygène (A) ; prouver que l’électrolyse de l’eau et l’action d’un acide sur un métal produisent un même gaz (T).

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UAA 4

Mise en situation En 3e année, nous avons réalisé l’électrolyse de l’eau dans le but d’établir sa formule moléculaire. Lors de cette expérience, nous avons effectué le test significatif identifiant chacun des gaz produits : le dihydrogène et le dioxygène. Rappelons-nous que : • le dihydrogène est reconnaissable à la détonation qu’il produit au contact d’une flamme en présence d’air ; • le dioxygène a, quant à lui, le pouvoir de raviver le point d’ignition d’un tison. Nous avons aussi reconnu le dioxyde de carbone grâce à sa propriété de troubler l’eau de chaux.

Pour préparer de grandes quantités de dihydrogène et de dioxygène, les chimistes ne le font pas par électrolyse, procédé trop coûteux en énergie électrique ; ils utilisent d’autres transformations chimiques. Ainsi pour préparer le dihydrogène, ils ont recours essentiellement au craquage du gaz naturel, le méthane CH4, à haute température T, à haute pression p et en présence d’un catalyseur1. T, catalyseur ⎯⎯⎯→ C(s) p

2 H2(g 2(g))

CH4(g)

1. Un catalyseur est un corps chimique qui a la propriété d’augmenter la vitesse d’une réaction. Il se retrouve intact en fin de réaction.

Mise en situation

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Cette préparation n’est évidemment pas envisageable dans nos laboratoires. Que ce soit pour le dihydrogène, le dioxygène ou le dioxyde de carbone, nous te proposons des modes opératoires adaptés aux laboratoires scolaires.

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Appropriation Chapitre 2

Pr épar at io n et iden t if icat ion de qu e lqu e s gaz : H 2 , O 2 e t C O 2

Préparation et identification du dihydrogène

Préparer du dihydrogène par l’action d’acide chlorhydrique sur le magnésium. Pour ce faire :

• placer environ 5 cm de ruban de magnésium au fond d’un erlenmeyer de 250 mL ; • remplir d’eau une cuve à eau et y plonger 3 à 4 tubes à essais ; • disposer verticalement, dans la cuve, un des tubes à essais rempli d’eau et maintenu par un statif ; • connecter l’erlenmeyer à la cuve à eau par un dispositif similaire à celui illustré sur le schéma ci-dessous ;

dihydrogène

eau

HCl

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iti

• soulever alors le bouchon de l’erlenmeyer afin d’y introduire 50 mL d’HCl environ 1M et reboucher rapidement ; • retirer le tube à essais lorsqu’il est rempli de gaz, en le maintenant ouverture vers le bas ; • présenter le tube à la flamme, en le maintenant incliné vers le bas, pour identifier le gaz produit ; • répéter la même opération avec les autres tubes à essais.

Interprétation Au cours de cette expérience, le magnésium a réagi avec l’acide chlorhydrique et il s’est formé un gaz. L’identification de ce gaz a montré qu’il s’agit bien du même gaz que celui obtenu lors de l’électrolyse de l’eau : le dihydrogène. L’équation de la réaction qui a produit le dihydrogène est : Mg(s) +

2 HCl(aq) →

MgCl2(aq) +

La détonation du dihydrogène, présenté à la flamme, résulte de la réaction de combustion du dihydrogène avec le dioxygène de l’air. C’est la raison pour laquelle il faut incliner le tube à essais pour que de l’air se mélange au dihydrogène. L’équation de cette réaction de combustion est : 2 H2(g) +

O2(g) →

2 H2O(g)

H2(g)

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UAA 4 L’utilisation du dihydrogène augmente dans le monde

Comme source d’énergie, le dihydrogène, est en train de passer de la science-fiction et de la recherche à l’utilisation en tant que combustible. Le dihydrogène peut être brûlé dans un moteur ou intégré à une pile à combustible. Lorsqu’il est brûlé dans un moteur, le rendement est supérieur de 30 % à celui d’un moteur à essence. Dans le cas d’un moteur utilisant une pile à combustible, le rendement est de 100 % à 200 % supérieur. En outre, l’eau est le seul sous-produit des piles à combustible et des moteurs à dihydrogène. De plus, ces moteurs n’émettent pas de gaz carbonique et contribuent ainsi à lutter efficacement contre le réchauffement climatique par augmentation de l’effet de serre. Des fabricants d’automobiles (Toyota, Honda, Mercédès…) ont déjà sorti leurs premiers modèles de véhicules équipés de ces technologies.

Préparation et identification du dioxygène

Les chercheurs sont par ailleurs en train d’intensifier leurs travaux sur le stockage du dihydrogène, qui est l’un des principaux obstacles à son utilisation (voir le « Pour en savoir plus » en fin de chapitre).

Préparer du dioxygène par décomposition du peroxyde d’hydrogène (eau oxygénée) en présence d’un catalyseur.

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Pour ce faire :

dioxygène

eau

eau oxygénée H2O2 MnO2

• soulever alors le bouchon de l’erlenmeyer afin d’y introduire : – 30 mL d’eau oxygénée diluée, – une pointe de spatule de MnO2 ; • refermer rapidement le bouchon ; • attendre qu’il y ait suffisamment de gaz dans le tube à essais avant de le retirer, ouverture vers le haut et le remplacer par un autre tube à essais ; • introduire, dans le tube, un tison avec un point d’ignition, pour identifier le gaz produit ; • répéter la même opération avec les autres tubes à essais.

Appropriation

iti

• placer, dans un erlenmeyer de 250 mL, 30 mL d’eau oxygénée diluée ; • remplir d’eau une cuve à eau et y plonger 3 à 4 tubes à essais ; • disposer verticalement, dans la cuve, un des tubes à essais plein d’eau, maintenu par un statif ; • connecter l’erlenmeyer à la cuve à eau par un dispositif similaire à celui illustré sur le schéma ci-dessous ;

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Au cours de cette expérience, l’eau oxygénée s’est décomposée en libérant un gaz. L’identification de ce gaz a montré qu’il s’agit bien du même gaz que celui obtenu lors de l’électrolyse de l’eau : le dioxygène. Il ravive le point d’ignition d’un tison. L’équation de la réaction qui a produit le dioxygène est : MnO2

2 H2O2(l) ⎯→

2 H2O(l) +

– dans le domaine aérospatial, comme comburant dans les boosters de fusées ; – dans l’industrie pétrochimique pour obtenir de l’oxyde d’éthylène produit de base de plusieurs composés, tel l’antigel… ; – … Il est isolé industriellement, notamment par distillation fractionnée de l’air liquéfié.

O2(g)

N VA

Le dioxygène et l’air liquide

Comme tu le sais déjà, le dioxygène est produit à grande échelle dans la nature par les plantes grâce à la photosynthèse. 6 CO2(g) + 6 H2O(l) → 6 O2(g) + C6H12O6(aq)

Sous l’influence de la chlorophylle et de la lumière solaire, il se forme du dioxygène et du glucose, à partir d’eau et du dioxyde de carbone contenus dans l’air.

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C’est pour cette raison que l’on désigne les forêts équatoriales et les grandes forêts par l’expression « les poumons de notre monde ».

Quant au dioxygène, à l’état pur, il est utilisé dans divers domaines : – dans les hôpitaux, par exemple pour pallier les insuffisances respiratoires ; – dans l’industrie sidérurgique, pour produire de l’acier ; – dans les activités de plongée sous-marine ;

Dans cette réaction, le dioxyde de manganèse joue le rôle de catalyseur. Le ravivage du point d’ignition d’un tison au contact du dioxygène contenu dans le tube à essais, s’explique par l’augmentation, par rapport à l’air, de la concentration en dioxygène.

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Chapitre 2

Interprétation

Dans la plupart des usines procédant à la liquéfaction de l’air, l’air liquéfié est immédiatement soumis à une distillation fractionnée pour séparer le dioxygène du diazote et des autres gaz. Les installations industrielles sont importantes et il n’est pas rare d’y voir traiter plusieurs centaines de milliers de mètres cubes (m3) d’air à l’heure.

Préparation et identification du dioxyde de carbone La préparation du dioxyde de carbone à partir de l’action d’acide chlorhydrique sur du marbre a déjà été réalisée précédemment (chap. 2 de l’UAA3). Au cours de cette expérience, le marbre a réagi avec l’acide chlorhydrique en formant un gaz. L’identification de ce gaz a montré qu’il s’agit bien de dioxyde de carbone : il a blanchi l’eau de chaux. L’équation de la réaction qui a produit du dioxyde de carbone est : CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(aq) Le blanchiment de l’eau de chaux par le dioxyde de carbone peut être observé lors de l’expérimentation. Le trouble est dû à la formation d’un précipité de carbonate de calcium. L’équation de la réaction de précipitation est : CO2(g) + Ca(OH)2(aq) → CaCO3(s) + H2O(l)

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UAA 4 Depuis 1995, des accords internationaux concernant le climat, comme le protocole de Kyoto et d’autres, visent à la réduction des émissions de gaz à effet de serre. Avant d’entrer en vigueur, le protocole de Kyoto a dû être ratifié par plus de 55 pays totalisant plus de 55 % des émissions de gaz à effet de serre. L’Union européenne et de nombreux autres pays ont ratifié le protocole en 2002. À Paris, en 2015, 195 pays, dont les États-Unis et la Chine, ont signé un préaccord visant à limiter l’augmentation de température de l’atmosphère à 1,5°C.

Identification du dioxyde de carbone expiré lors de la respiration

Deux principaux gaz responsables de l’effet de serre, depuis que notre planète a une atmosphère qui ressemble à l’actuelle (ce qui fait bien quelques centaines de millions d’années !) sont le dioxyde de carbone (CO2) et la vapeur d’eau (H2O). Il en existe d’autres : le méthane (CH4), les oxydes d’azote (NOx)… Ces gaz proviennent souvent de sources naturelles. Cependant les êtres humains, depuis le début du xixe siècle, ont une grande influence sur l’émission de ces gaz et sur leur concentration dans l’atmosphère à cause des industries, des transports, du chauffage…

Le dioxyde de carbone et le réchauffement climatique

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Nous savons depuis longtemps que nous avons besoin de dioxygène pour vivre et que nous expirons du dioxyde de carbone. L’émission de CO2 lors de l’expiration est démontrée facilement en soufflant, à l’aide d’un tube, dans un récipient contenant de l’eau de chaux. Celle-ci se trouble et blanchit.

Température globale de surface (°C)

14,6 14,4

température CO2

430

380

14,2 14 13,8

330

280

13,6 13,4

230

13,2 13 180 1900 1920 1940 1960 1980 2000

Appropriation

14,8

Concentration de CO2 (ppm)

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Ainsi, au cours des deux derniers siècles, la concentration en dioxyde de carbone a fortement augmenté, avec pour conséquence une élévation de la température moyenne sur notre planète (environ 0,7 °C depuis 1900).

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Activités d’apprentissage Pr épar at io n et id e n t if icat ion de qu e lqu e s gaz : H 2 , O 2 e t C O 2

Chapitre 2

Nommer les produits formés lors des réactions ayant lieu dans les appareillages suivants. a)

acide chlorhydrique

eau de chaux

calcaire

acide chlorhydrique

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acide chlorhydrique

eau

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eau

acide chlorhydrique

eau

zinc

Parmi ces 3 montages, lequel permet de recueillir le maximum de gaz ? Jusitifie ta réponse.

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UAA 4 2

Le gaz produit par l’appareil schématisé ci-après, est envoyé dans 100 mL d’eau de chaux contenant 1,48 gramme de Ca(OH)2 par litre. acide chlorhydrique

eau de chaux

calcaire

a) Quel est le gaz produit ?

Un eudiomètre, représenté schématiquement ci-après, est un appareil avec lequel les chimistes réalisent l’opération inverse de l’électrolyse de l’eau.

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Cet appareil réalise la synthèse de l’eau à partir de ses composants, le dihydrogène et le dioxygène.

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Cette transformation s’opère grâce à une étincelle électrique produite dans le haut de l’appareil.

eau

Calcule la masse d’eau formée quand on réalise l’expérience avec 44,8 mL de dihydrogène et 22,4 mL de dioxygène. R : 0,0360 g

Activités d’apprentissage

R : 0,448 L

b) Quel est le volume (CNTP) de ce gaz nécessaire pour réagir avec la totalité de l’hydroxyde de calcium ?

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Pr épar at io n et id e n t if icat ion de qu e lqu e s gaz : H 2 , O 2 e t C O 2

Chapitre 2

Laboratoire Déterminer expérimentalement la teneur en carbonates dans des coquilles d’œufs et comparer les résultats obtenus avec les données fournies par un document scientifique. a) Élabore un mode opératoire en te référant au laboratoire réalisé au chapitre 2 de l’UUA3 p. 29. b) Établis la liste du matériel et des réactifs. c) Réalise l’expérience après vérification du protocole expérimental par ton professeur. • Une partie de la classe peut réaliser l’expérience à partir de coquilles d’œufs de poules élevées en batterie. • Une autre partie de la classe peut réaliser l’expérience à partir de coquilles d’œufs de poules élevées dans un poulailler traditionnel.

d) Rédige Rédige un rapport clair et précis détaillant les résultats obtenus. e) Vérifie si le résultat obtenu correspond à la valeur annoncée dans l’article « La coquille d’œuf, un biomatériau composite » tiré de la revue Pour la Science, Science, novembre 2001, écrit par Yves NYS :

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« Bien que la coquille soit la seule partie non consommable de l’œuf, son intégrité est déterminante pour maintenir la qualité de l’œuf et justifie les efforts de recherches pour élucider ses mécanismes de minéralisation. La coquille représente une barrière physique qui empêche toutes pénétrations microbiennes. Elle assure, en contrôlant les échanges gazeux avec l’environnement, le développement normal du futur poussin. Par ailleurs, elle préserve les qualités internes de l’œuf de consommation au cours du stockage. La présence de microfêlures permet la pénétration de bactéries et par conséquent augmente le risque de toxiinfection pour le consommateur d’œufs crus ou de préparations culinaires à base d’œufs. Sur les 16 milliards d’œufs produits chaque année en France, 1 milliard est déclassé pour un défaut de coquille, ce qui représente une perte économique pour le producteur. L’étude de la coquille est donc d’un grand intérêt économique, sanitaire et biologique. La coquille est constituée à 96 % de sels minéraux, essentiellement du carbonate de calcium (94 %), du carbonate de magnésium (1 %), du phosphate de calcium (1 %) et de matières organiques (4 %). Cette calcification biologique est une des plus rapides du monde vivant puisque 6 g de coquille sont formés en 20 heures. Elle est intense car une poule de 1,8 kg produit chaque année l’équivalent de sa masse en coquille. La poule est donc un excellent modèle expérimental d’étude du métabolisme calcique. Par ailleurs, la coquille d’œuf est une céramique formée à basse température qui possède des propriétés mécaniques remarquables. En effet, l’œuf de poule résiste à 3 kg en pression statique pour une épaisseur de coquille de 0,33 mm, celui d’autruche à 70 kg pour une épaisseur de 3 mm. »

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L’hydrogène, comment le stocker ? l’Anglais W. Grove3 a déjà mis au point une pile à combustible. Le principe de la pile à combustible est l’inverse de celui de l’électrolyse. C’est une combinaison du dihydrogène avec du dioxygène produisant de l’eau, de la chaleur et, ce qui est le plus intéressant, de l’électricité. L’équation de la réaction contrôlée dans les piles à combustibles conventionnelles est :

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Pour comprendre les deux aspects de l’utilisation de l’hydrogène, il faut faire la distinction entre « hydrogène chimique » et « hydrogène énergétique ».

L’hydrogène hydrogène chimique est utilisé, entre autres, comme réactif dans la synthèse de l’ammoniac, de l’alcool à brûler, de l’eau oxygénée et d’autres corps chimiques. Ces applications existent et sont exploitées depuis longtemps. L’hydrogène énergétique est utilisé dans des applications beaucoup plus récentes et, pour certaines, toujours en phase de développement. H. Cavendish2 a déterminé, vers 1760, les principales caractéristiques de l’hydrogène. En 1839,

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) La pile à combustible fut pratiquement oubliée jusqu’aux années 1960. General Electric et la NASA l’ont reprise pour la développer et en installer deux modules dans les premières capsules spatiales Gemini : c’est le véritable point de

2. H. Cavendish (1731-1810), physicien et chimiste britannique. 3. W. Robert Grove (1811-1896), avocat britannique et chimiste amateur.

départ de l’aventure industrielle de cette technologie. Mais c’est surtout depuis le premier choc pétrolier, en 1972, qu’elle est prise en considération. La production de dihydrogène pour les piles à combustible et pour les futures stations de remplissage des véhicules à hydrogène est un domaine de développement en plein essor. Le dihydrogène n’est pas une source d’énergie exploitable directement. Il est nécessaire de le stocker pour pouvoir l’utiliser dans des moteurs ou des piles à combustibles. Différentes solutions ont été envisagées à ce jour : • la compression sous forme gazeuse dans des réservoirs

Pour en savoir plus…

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UAA 4

Pour en savoir plus...

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• l’absorption dans des fullerènes ou des nanotubes de carbone. Une seule molécule de fullerène C60 pourrait absorber jusqu’à 58 molécules de dihydrogène.

Ces derniers modes de stockage sont à l’état de recherche et en sont encore aux prémices, bien loin de l’emploi industriel intensif.

• la liquéfaction sous pression, à -253 °C, soit 20 K. Le dihydrogène liquide est utilisé comme combustible dans les boosters de fusées.

perméable, soit de façon irréversible en broyant les billes.

résistant à une pression minimale de 300 bar, soit 300 fois la pression atmosphérique. Ces réservoirs peuvent équiper des voitures, des bus…

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Chapitre 2

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• l’absorption dans des microbilles de verre. La restitution du dihydrogène s’effectue soit de façon réversible en chauffant le verre pour le rendre à nouveau

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Table des matières Avant-propos .......................................................................................................................................... III Comment utiliser ce manuel ? ............................................................................................................ IV

UAA3 La réaction chimique : approche quantitative Chapitre 1

Nomenclature des corps minéraux .......................................................................... 3 Pour en savoir plus… Quand l’histoire de la nomenclature m’était contée................ 14

Chapitre 2

La mole, unité de quantité de matière ................................................................... 17 Pour en savoir plus… Ah, si la mole m’était « comptée »........................................... 31

Chapitre 3

Concentration molaire.............................................................................................. 33

Chapitre 4

Pour en savoir plus… Les unités de concentration dans une prise de sang ............... 42 Résolution de problèmes de chimie ....................................................................... 45 Pour en savoir plus… La soude SOLVAY à l’origine d’un empire industriel............. 65

Chapitre 1

UAA4 Identifier une espèce chimique par une réaction chimique Réaction de précipitation ......................................................................................... 69

Chapitre 2

Pour en savoir plus… Des précipités très douloureux : les calculs rénaux rénaux................. 80 Préparation et identification de quelques gaz H2, O2, et CO2 ................................ 83

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Annexes ................................................................................................................................................... 95 Annexe 1 Tables de données.......................................................................................................... 96 Annexe 2 Tableau qualitatif de la solubilité dans l’eau (à 25°C) de quelques sels et hydroxydes................................................................................................................. 98 Annexe 3 Canevas de rapport de laboratoire ............................................................................. 99 Annexe 4 Codes et mentions de danger et de prudence ......................................................... 100 Annexe 5 Matériel de laboratoire ............................................................................................... 104 Annexe 6 Techniques de laboratoire .......................................................................................... 107 Annexe 7 Liste des réactifs utilisés lors des expériences décrites dans ce manuel ..............110

Index ....................................................................................................................................................... .......................................................................................................................................................111 Tableau de Mendeléev

Table des matières

Pour en savoir plus… L’hydrogène, comment le stocker ?.......................................... ?.......................................... 93

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