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Chimie

Plan :
1. Les transformations de la matière
- problèmes stoechiométriques
- la concentration d’une solution

2. Un modèle de l’atome, une longue découverte
- de la mesure de la masse relative à l’existence du neutron
- de la découverte des isotopes à la notion actuelle d’élément
- limite du modèle de Rutherford – Chadwick- modèle de Bohr
- tableau périodique et modèle de Bohr
- modèle de Lewis : répartition des électrons sur la dernière couche

3. De l’atome aux édifices chimiques
- formation et charge des ions
- élaboration d’une échelle d’électronégativité
- liaison ionique et composés ioniques
- propriétés des composés ioniques
-structure cristalline des métaux

4. Liaison covalente et solides atomiques covalents
- stabilité de la molécule H2
- facteurs énergétiques favorisants la formation de la molécule H2
- méthode d’écriture de formules de structure selon Lewis
- limite du modèle de l’octet
- rapport structure propriétés des solides atomiques covalents

5.Configuration spatiale et composés covalents polaires
- introduction
- théorie de Gillespie
- configuration spatiale de molécules et d’ions
- configuration spatiale et polarité de molécules covalentes
- polarité e l’eau et température d’ébullition
- polarité de l’eau et structure d’un solide moléculaire à molécules polaires : la glace

I.Les transformations de la matière

a) Problèmes stoechiométriques

Quantité de matière en mole(s) X masse molaire (g/mole) Masse en grammes

Masse en gramme : masse molaire (g/mole) Quantité de matière en mole(s)

Ex : 0.2 mole de Fe X 56 g/mole 11.2 g de Fe

3.2g S : 32g/mole 0.1 mole de S 

Exemple 1 : « Quelles masses de fer et de soufre sont nécessaires pour préparer 11g desulfure de fer (II) ? »

a) écrire l’équation chimique
b) écrire données + inconnues
c) transformer données en moles
d) déduire nombre de moles réactifs nécessaires
e) calculer x1 et x2
f) exprimer les réponses trouvées

Fe (56) + S (32) => Fe S (56+32)

1 mole x1 g 1 mole x2 g 1 mole 11g↓

: 8 : 8 : 8 :88g/mole


0.125 mole 0.125 mole 0.125 mole

↓ x 56g/mole ↓ x 32 g/mole

7g 4g

7g de fer et 4g de soufre sont nécessaires à la préparation de 11 g de sulfure de fer (II)

Quantité de matière en mole(s) X Vm (22.4l/mole) Volume gazeux (cntp) en litres

Volume gazeux (cntp) en litre(s)  :Vm (22.4l/mole)Quantité de matière en mole(s)

Nb : cntp = condition normale de température et de pression

Ex :

1. mole de molécules H2(g) (cntp) X 22.4l/mole 2.24l

500 cm³ de molécules O2 (cntp)  : 22.4l/mole 22x10¯³

b) La concentration d’une solution

1. mise en situation :

Façons d’exprimer « la quantité de matière présente dans un volume donné de solution »Mg/L g/L g/100ml mg/ml

2. concentration massique (:

( = m(g) (masse de soluté (g) / Litre solution)
V (L)
3. concentration molaire (C) ou molarité :

C = n(mol) (quantité de matière en mol de soluté par litre de solution)
V (L)

Solution 1M = solution contenant 1 mol de soluté par litre de solution

- Calcul du nombre de moles dans un volume donné de solution(n=C.V)

Ex : dans 500ml de sol KNO3 3 H il y a 0.5L x 3mol/L = 1.5mol de KNO3

- Calcul du nombre de grammes dans un volume donné de solution (m=n.M)

Ex : dans 500ml de sol KNO3 3M, il y a 1.5 mol de KNO3 MM KNO3 = 101g/mol
m = 1.5mol x 101g/mol = 151.5g

- Calcul de la concentration molaire d’une solution

Ex : dans l’eau minérale, 65 mg/L d’ions Ca²+...
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