La Chimie loeuvre Objectifs couverts en chimie n

La Chimie à l’oeuvre Objectifs couverts en chimie n n n n n Revue de Chimie 9 ième. Le tableau périodique et sa compréhension. La valence et les formules chimique. Notation atomique (rappel) et notation de Lewis. Nomenclature binaire et tertiaire. Les équations chimique: équilibrer, écrire. Comprendre la loi de la conservation de la matière. Les type de réactions chimiques. Les acides, les bases et l’échelle du ph. Laboratoire sur les acides.

ième Revue de sciences 9

Laboratoire des propriétés de la matière n Tour de la sécurité au laboratoire. n Démonstration de l’utilisation du Bunsen Burner. n Démonstration de l’expérience à exécuter. n L’expérience d’aujourd’hui aura pour but de revoir les propriétés physique et chimique de la matière.

Tableaux des données et résultats n Partie A: Propriétés physique Substance Sodium chloride Sodium bicarbonate Calcium carbonate Potassium bromide Calcium chloride Copper(II) sulfate Glucose Sucrose Solubilité dans l’eau Conductivité

Tableaux des données et résultats (suite…) n Partie B: Propriétés chimique Substance Réaction avec acide Zinc Calcium carbonate Test du gaz

Notation atomique n La notation atomique comprend trois parties: le symbole de l’atome, la masse atomique ainsi que le numéro atomique Masse atomique (# de protons et de neutrons) Symbole de l’élément Numéro atomique (# de protons, qui détermine le # d’électrons)

Le tableau périodique des éléments

Les éléments du tableau périodique sont placés en ordre selon leurs nombre de protons. Le # de protons ne change pas donc il sert a déterminer le type d’atome. n Le # d’électrons peut changer: (forme ions) n Le # de neutrons peut changer: (forme isotopes) n

Les isotopes sont des atomes du même élément qui ont le même nombre de protons et d’électrons mais un nombre de neutrons différent.

Le tableau périodique se sépare en trois parties Rouge = les métaux Jaune = les non-métaux Orange = les métaloides

Les éléments diatomiques O 2, H 2, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 Les éléments polyatomiques S 8, P 4

Les périodes et les groupes i. Une période est une rangée horizontale • ii. Chaque élément de la même période à le même nombre de couche électronique. Un groupe est une colonne (haut jusqu’en bas). • Chaque élément du même groupe à le même nombre d`électron de valence.

Groupe et Période

Tendance dans le tableau périodique Le nombre d’électron de valence te donne : n Quels éléments vont réagir ensemble. n Quel type d’ion chaque atome peut devenir. n Quel sera l’indice de chaque atome d’un composé. n Quel type de composé sera formé.

La réactivité n La réactivité d’un élément dépend de son nombre d’électrons de valence (# e- sur la dernière couche). n Chaque atome essaie d’avoir le nombre d’électron de valence du gaz rare le plus proche car ce sont les seuls éléments dont la dernière couche d’électrons est pleine. n Les éléments avec plus d’électrons de valence tendent a se lier avec les éléments qui en ont moins.

Quiz Surprise!!!! 1. 2. 3. 4. 5. J’ai trouvé un atome avec 15 protons. Qu’est-ce que c’est? Comment nomme-t-on des atomes d’un même élément qui ont des masses différentes? Quel est le nom donné aux électrons situés sur la dernière couche électronique? Tout les éléments essaient d’avoir la configuration électronique des éléments de quel groupe et pourquoi (en un ou deux mots)? Faites la notation atomique du Carbone et expliquez chacune des trois parties qui s’y trouve.

La réactivité (suite…) n Si un atome a un électron de valence, il aura le choix de gagner 7 e- ou d’en perdre 1, se sera plus facile d’en perdre 1. n Si un atome a trois électrons de valence se sera plus facile de les perdres que d’en gagné cinq. n Si un atome a six électrons de valence se sera plus facile de gagner deux électrons que d’en perdre 6.

La réactivité (suite…) n n n Moins il y a d’électrons a gagner ou a perdre plus l’élément sera réactif. Plus il y a d’électrons a gagner ou a perdre moins l’élément sera réactifs. Par exemple le Sodium a seulement 1 pour avoir le même nombre d’électron que le Neon, donc il est très réactif. Ne – Neon Atom (2, 8)

La réactivité (suite…) Les éléments du groupe IA et du groupe VIIA sont les plus réactifs. n Les éléments du groupe IIA et du groupe VIA sont moins réactifs. n Ainsi de suite… n Les éléments du groupe VIIIA ne sont pas réactifs. n Pourquoi?

Les Électrons et la réactivité.

Les s Des atomes qui ont gagné ou perdu un ou plusieurs électrons.

Le modèle de Bohr-Rutherford les électrons de valence et les ions. n Le nombre d’électrons de valence déterminent quel type d’ion nous allons obtenir. · Les éléments du groupe I ont un électron sur leur couche périférique. Pour qu’il deviennent stable (non réactifs) ces atomes doivent perdre cette électron. Si ces éléments perde 1 électron ils obtiennent automatiquement la charge de +1 (ou valence de +1).

Éléments du groupe IA Exemple: le sodium 11 p+ 11 e- 10 e. Perd 1 électrons Valence de +1

Éléments du groupe IIA Exemple: le magnésium 12 p+ 12 e- 10 e. Perd 2 électrons Valence de +2

Éléments du groupe IIIA Exemple: l’aluminium 13 p+ 13 e- 10 e. Perd 3 électrons Valence de +3

Éléments du groupe VIA Exemple: le silicium 14 p+ 14 e- 10 e. Perd 4 électrons + Gagne 4 électrons 14 p 18 e-

Éléments du groupe VA Exemple: le phosphore 15 p+ 15 e- 18 e. Gagne 3 électrons

Éléments du groupe VIA Exemple: le soufre 16 p+ 16 e- 18 e. Gagne 2 électrons

Éléments du groupe VIIA Exemple: le Chlore 17 p+ 17 e- 18 e-

Les éléments du groupe VIIIA Nommé: gaz rare ou gaz noble ont leur dernière couche électronique de pleine. Donc il ne réagirons pratiquement pas.

Règle du CHIASME Comment écrire la formule chimique d’un composé n L’élément ou groupe Exemple #1 Mg et F d’éléments qui a une Mg+2 F-1 charge positive sera toujours placé le premier. 2: 1 (pas réduire) Écrire les charges Mg F 2 sous forme de ratio et Exemple #2 Ca et SO 4 réduire si possible. Ca+2 SO 4 -2 n Faite le crossover n 2: 2 (réduire) a 1: 1 Ca SO 4

Exemple #3 Al et OH Exemple #4 Na et O Al+3 OH-1 Na+1 O-2 3: 1 (pas réduire) 1: 2 (pas réduire) Al(OH)3 Na 2 O Exemple #5 NH Exemple #6 Ca et Cl. O 3 4 et PO 4 Note que si dois placer un indice devant un +1 PO -3 +2 Cl. O -2 NH Ca 4 4 3 groupe d’atome tu dois placer ce groupe 1: 3 (pas réduire) 2: 2 (réduire a 1: 1) d’atome entre parenthèse!!! (NH 4)3 PO 4 Ca. Cl. O 3 Quelles sont les formules résultants des associations suivantes. a) Mg + Cl b) B + PO 4 c) H + SO 4

Activité de Chimie

1. Donne le nombre d’électrons, de protons et de neutrons de chacun des atomes suivants.

2. Voici trois atomes du même élément. 2. Détermine ce qu’ils ont en commun et ce qu’ils ont de différents. Comment les nommes-t-on?

3. Dis si les éléments suivants sont des métaux, 3. non-métaux ou des métalloïdes. Puis donne le nombre d’électron de valence, le nombre de couche électronique et la charge qu’il aura lorsqu’il deviendra un ion.

4. Écris la formule chimique de chaque 4. composé formé lorsque tu réunis les atomes ou groupes d’atomes suivants : a) Chlorate et Lithium f) Potassium et Sélénium b) Ammonium et Phosphate g) Strontium et Azote c) Calcium et Fluor h) Béryllium et Oxygène d) Hydroxyde et Sulfate i) Hydrogène et Carbonate e) Magnésium et Sulfure j) Sodium et Nitrate

Corrigé Travail individuel

1. Donne le nombre d’électrons, de protons et de neutrons de chacun des atomes suivants. a) 17 protons 17 électrons 18 neutrons b) 22 protons 22 électrons 26 neutrons c) 80 protons 80 électrons 121 neutrons

2. Voici trois atomes du même élément. Détermine ce qu’ils ont en commun et ce qu’ils ont de différents. Comment les nommes-t-on? Ils ont le même nombre de protons et d’électrons. n Ils ont des nombres de neutrons différents et des masses différentes. n Ont les nommes isotopes. n

3. Dis si les éléments suivants sont des métaux, non-métaux ou des métalloïdes. Puis donne le nombre d’électron de valence, le nombre de couche électronique et la charge qu’il aura lorsqu’il deviendra un ion. A – métal, 1élect. de val. , 5 couche élect et +1 B – non-m métal, 8élect. de val. , 4 couche élect et 0 C – métal, 2élect. de val. , 2 couche élect et +2 D – métalloide, 3élect. de val. , 2 couche élect et +3 E – non-métal, 5élect. de val. , 2 couche élect et -3 F – non-métal, 6élect. de val. , 4 couche élect et -2 G – métalloide, 4élect. de val. , 3 couche élect et +4 ou – 4 H – non-métal, 7élect. de val. , 3 couche élect et -1

4. Écris la formule chimique de chaque composé formé lorsque tu réunis les atomes ou groupes d’atomes suivants : a) Li. Cl. O 3 b) (NH 4)3 PO 4 c) Ca. F 2 d) Pas possible e) Mg. S f) K 2 Se g) Sr 3 N 2 h) Be. O i) H 2 CO 3 j) Na. NO 3

Lorsque deux ou plusieurs éléments différents se combinent, ils forment un composé. Mais quelle type de composé forme-t-ils? ? ? ?

Composé ionique n Liaison entre un métal et un non -métal n Il y a transfert (perte ou gain) d’électrons n Le lien est une attraction entre ions n Le x 1. 7

Composé moléculaire n n Liaison entre non-métaux Il y a un partage de un ou plusieurs électrons. Partage égale: forme une liaison covalente nonpolaire. n Partage inégale: forme une liaison covalente polaire. n

Liaison covalente non-polaire n L’électron ou les électrons sont aussi souvent avec un élément que l’autre. Le x 0. 4

Liaison covalente polaire L’électron ou les électrons sont plus souvent avec un élément que l’autre. n Ceci cause un débalancement du nombre d’électrons causant des charges partielles ( + ou -). (0. 4 < x <1. 7) n + -

Donne la bonne formule chimique et dis si ce sera un composée ionique ou moléculaire. 1) sodium et chlore 2) ammonium et nitrate 3) fluor et calcium 4) rubidium et arsenic 5) carbone et oxygène 6) hydrogène et phosphate 7) aluminium et brome 8) iode et hydrogène 9) carbonate et ammonium 10) hydrogène et carbone ionique Na. Cl NH 4 NO 3 moléculaire ionique Ca. F 2 ionique Rb 3 As moléculaire CO 2 moléculaire H 3 PO 4 ionique Al. Br 3 moléculaire HI Il est toujours (NH 4)2 CO 3 moléculaire écrit comme moléculaire H 4 C ceci CH 4

Notation de Lewis n n Ce modèle consiste à représenter l'atome entouré de ses électrons de valence. Seulement ces derniers participent aux réactions chimiques. Donc ce modèle nous donne une idée de ce qui peux se produire. . . On ne touche pas aux éléments de transition

Notation de Lewis (suite…) n n n Pour faire la notation de Lewis il faut connaître le nombre d’électrons de valence. Chacun des électrons de valence est représenté par un point. • Exemple: l’aluminium • Al • L’aluminium a trois électrons de valence donc trois points.

Notation de Lewis (suite…) n Exemple: le soufre • • • • S Le soufre a six électrons de valence donc six points. À ton tour: na) Berylium (Be) b) Carbone (C) c) Helium (He) e) Plomb (Pb) f) Xenon (Xe) nd) Phosphore (P)

Voici une liaison ionique représentée avec le modèle de Lewis. • ** * * Na + Cl * ** • ** * * perd 1 e- et * ** Na Cl gagne 1 e - ** *-1 * Na+1 + Cl • * ** Il y a attraction entre les deux ions.

Voici une représentation de Lewis de deux liaisons covalentes • ** H + Cl ** * + * * ** H Cl ** • * * * Il y a partage d’une pair d’électrons donc une liaison simple. Il y a partage de deux pairs d’électrons donc une liaison double. • • • ** O + * O ** • • • * • • • * ** • • • * * * O O

La nomenclature (Noms donnés aux différents composées)

I. nomenclature des oxydes métalliques: Formule Général : MO(métal et oxygène). · Nomenclature: oxyde de M (M doit être remplacé par le nom du métal). · Exemple : Na 2 O = Oxyde de sodium Mg. O = Oxyde de magnésium

Nommes les oxydes métalliques suivants 1) Na 2 O 2) Ca. O 3) Al 2 O 3 4) Ba. O 5) Rb 2 O 6) Cs 2 O 7) Ga. O 2 8) Fe 2 O 3 9) Cu. O 10) Fe. O 11) Be. O 12) Zn. O 13) Cr 2 O 3 14) Hg. O

III. nomenclatures des hydroxydes: Formule générale: MOH · Nomenclature: Hydroxyde de M (M est le métal). · Exemple : Li. OH : hydroxyde de lithium KOH : hydroxyde de potassium ·

Nommes les hydroxydes suivants: 1) Mg(OH)2 2) Na. OH 3) Cr(OH)3 4) Be(OH)2 5) Cs. OH 6) Al(OH)3 7) Ni(OH)2 8) Fe(OH)3 9) Zn(OH)2 10) Li. OH

IV. nomenclature des acides : n Formule générale : HX · Nomenclature: X-ure d’hydrogène (le nom du non-métal avec la terminaison ure + d’hydrogène). · Exemple : HBr = bromure d’hydrogène H 2 S = sulfure d’hydrogène

IV. nomenclature des acides en présence d’eau: n Formule générale : HX(aq) · Nomenclature: acide Hydro-X-ique (acide Hydro-nom du non-métal + -ique). · Exemple : HBr(aq) = acide hydrobromique H 2 S(aq) = acide hydrosulfurique

Nommes les acides suivants: 1) HCl 2) HBr(aq) 3) H 2 S 4) HF(aq) 5) H 2 Se 6) H 3 P 7) H 2 Te(aq) 8) HCl(aq) 9) HBr 10) H 2 S

V. nomenclature des sels: Formule générale: MX (ou M est le métal et X le non-métal). · Nomenclature : X-ure de Métal Exemple : Na. Cl = chlorure de sodium Rb 2 S = sulfure de rubidium

Nomme les sels binaires suivants: 1) Mg. S 2) KBr 3) Ba 3 N 2 4) Al 2 S 3 5) Na. I 6) Sr. F 2 7) Li 2 S 8) Ra. Cl 2 9) Ca. Se 10) Al. P 11) K 2 S 12) Li. Br 13) Sr 3 P 2 14) Ba. Cl 2 15) Na. Br 16) Mg. F 2 17) Na. I 18) Sr. S 19) BN 20) Al. N

Exercices de Nomenclature Nommes les composées suivants: n n n n n a. Na. Cl b. Sc(OH)3 c. Cs. F d. Al. I 3 e. HI(aq) f. Mg(OH)2 g. H 2 Se h. HI i. K 2 O

Les réactions chimiques

Les réactions chimiques n Quand deux ou plusieurs substances participent à une réaction il doit y avoir une collision directe entre les atomes ou les molécules des réactifs. Tant qu’il y a assez d’énergie, les liaisons entre les atomes des réactifs se brisent, se réorganisent et forment de nouvelles substances.

Les Équations chimiques Réactifs 2 Na. OH + H 2 SO 4 Produits Na 2 SO 4 + 2 H 2 O coéfficient formules chimiques indice

Comment balancer une équations? n n n Compter combien il y a d’atomes de chaque élément de chaque côté s’assurer qu’il y ait le même nombre de chaque atome de chaque côté. Part toujours du premier élément a ta gauche et lis vers la droite. Lorsque l’on fait un changement il faut tout recommencer. Seulement ajouter un coefficient par formule chimique. Si il y a un nombre impair d’hydrogène ou d’oxygène et que cela cause un problème il faut doubler le coefficient de la molécule qui cause le problème.

Pratiquons nous un peut!

1 1 1 + 1 = 2 1 11 2 1 KOH + HBr => KBr + H 2 O Elle est déjà équilibrée On en fait une autre!!! 1 1 3 13 3 1 1 Li + Al. Cl 3 3 3 => Li. Cl + Al a) Souviens-toi si on fait un Elle est déjà équilibrée changement il faut recommencer. ?

A vous de jouer! H 3 PO 4 + Mg(OH)2 => Mg 3(PO 4)2 + H 2 O Na. OH + H 2 CO 3 => Na 2 CO 3 + H 2 O KOH + HBr => KBr + H 2 O Al(OH)3 + H 2 CO 3 => Al 2(CO 3)3 + H 2 O Rb + Rb. NO 3 => Rb 2 O + N 2 Al(OH)3 + HBr => Al. Br 3 + H 2 O C 4 H 10 + O 2 => CO 2 + H 2 O K + Al. F 3 => KF + Al

La loi de la conservation de la matière peut se résumer ainsi; dans une réaction chimique : Rien ne se perd, rien ne se crée, les atomes sont tout simplement réarrangés.

Comment prouver que la loi de la conservation de la matière est respectée? Il faut trouver la masse moléculaire des réactifs et des produits. Si la masse des réactifs est identique a celle des produits la loi est respectée. 12 + 4(1) + 4(16) 12 + 2(16) + 4(1) + 2(16) 16 uma + 64 uma = 44 uma + 36 uma 80 uma = 80 uma La masse des réactifs = La masse des produits

Les réactions chimiques peuvent être classifiées selon qu’il y a libération ou absorption d’énergie, ou selon le type de réaction.

Réaction chimique où il y a Libération d’énergie Réaction exothermique: qui libère de Réaction exothermique l’énergie ou dégage de la chaleur. LA COMBUSTION D ’UNE CHANDELLE C 25 H 52 + 38 O 2 25 CO 2 + 26 H 2 O + énergie (chaleur et lumière)

Réaction chimique où il y a absorption d’énergie Réaction endothermique: Réaction endothermique qui absorbe de l’énergie! Réaction d’électrolyse 2 H 2 O + énergie (électricité) 2 H 2 + O 2

On peut aussi les classifier selon le type de réaction!

Réaction avec les composés carbonés (organique) Les composés organiques ou carbonés représentent la majorité des composés retrouvés sur notre planète. Un composé carboné est fait d’hydrogène et de carbone et se nomme hydrocarbure. Environ 95% de ces hydrocarbures sont brûlés comme combustibles. Voici quelques hydrocarbures et leurs formules chimiques: Méthane CH 4 C 3 H 8 Butane Éthane C 2 H 6 Propane C 4 H 10

Réaction avec les composés carbonés (la suite…) Chaque fois qu’il y a combustion d’un hydrocarbure nous obtenons toujours les trois même produits : du dioxyde de carbone, de l’eau et de l’énergie sous forme de lumière et de chaleur. Format : Cn. Hm(g) + O 2(g) Ex : CO 2(g) + H 2 O(g) + é CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O(g) + é

Combustion complète ou incomplète? ? ? n a) Combustion complète Elle produit toujours du dioxyde de carbone et de l’eau. n b) Combustion incomplète Elle produit en plus du dioxyde de carbone et de l’eau, du carbone et du monoxyde de carbone. Le monoxyde de carbone est un gaz hautement toxique même à faible % dans l’atmosphère.

Acides et bases

Les acides Substance qui lorsque placé dans l’eau (en solution) libère des ions H+. Plus une solution est acide plus le nombre d’ions H+ est élevé. On dira ici que le p. H est bas.

Les bases Substance qui lorsque placé dans l’eau (en solution) libère des ions OH-. Plus une solution est basique plus le nombre d’ions OH- est élevé. On dira ici que le p. H est élevé.

n Notes: Les acides et les bases ont une importance considérable dans l’industrie chimique. On produit chaque année dans le monde un tonnage d’acide sulfurique presque aussi important que celui du fer.

C’est qui ça p. H? Le p. H n’est pas une personne mais plutôt la mesure de l'acidité sur une échelle de 0 à 14. Un p. H inférieur à 7 indique le caractère acide, un p. H supérieur à 7, la basicité.

Les indicateurs de p. H n Phénolphtaléine: liquide qui cause un changement de couleur dans la solution lorsqu’on l’incorpore. n Tournesol: papier qui change de couleur lorsqu’on l’insère dans une solution.

Les réactions de neutralisation À chaque fois qu’un acide rencontre une base il réagirons ensemble pour donner un sel et de l’eau. Acide + Base Sel + Eau HCl(aq) + Na. OH(aq) Na. Cl(aq) + H 2 O(l)

Vitesse des réactions

Les facteurs qui unfluence la vitesse d’une réaction La concentration des réactifs (+ il y en a + rapide sera la réaction). La surface de contact (+ grande est la surface de contact + il y aura de collision donc + rapide sera la réaction). La température (+ la température est élevée + les atomes ou molécules bougent rapidement = + de collision = + rapide sera la réaction). Les catalyseurs (substances chimiques qui accélèrent ou diminue la vitesse de réaction)