SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE COURS - Classe de première - Physicus
←
→
Transcription du contenu de la page
Si votre navigateur ne rend pas la page correctement, lisez s'il vous plaît le contenu de la page ci-dessous
Classe de première
SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE
COURS
Wulfran Fortin - rév. 2021
SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
ii
Table des matières
1 Détermination de la composition d’un système chimique à l’état initial 1
1.1 Masse molaire M et quantité de matière n . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1
1.2 Spectroscopie d’absorbance . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
1.3 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
2 Suivi et modélisation de l’évolution d’un système chimique 7
2.1 Réaction d’oxydo-réduction . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
2.2 Tableau d’avancement . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8
2.3 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
3 Détermination d’une quantité de matière grâce à une transformation chimique 13
3.1 Titrage par suivi colorimétrique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
3.2 Dosage des ions Fe2+ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14
3.3 Dosage du diiode I2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15
3.4 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16
4 De la structure à la polarité d’une entité 17
4.1 Schéma de Lewis d’une entité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17
4.2 Géométrie d’une entité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19
4.3 Électronégativité des atomes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21
4.4 Polarisation d’une liaison chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22
4.5 Polarité d’une molécule . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22
4.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22
5 De la structure des entités à la cohésion et à la solubilté/miscibilité d’espèces chimiques 23
5.1 Cohésion des solides . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
5.2 Cohésion des solides ioniques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
5.3 Cohésion des solides moléculaires . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
5.4 Dissolution des solides ioniques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24
5.5 Solubilité d’une espèce dans un solvant . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26
5.6 Extraction solvant solvant . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26
5.7 Hydrophilie, lipophilie et amphiphilie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 27
5.8 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28
6 Structure des entités organiques 29
6.1 Molécules organiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29
6.2 Formule brutes et semi-développées . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29
6.3 Squelette carboné saturé . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29
6.4 Groupes caractéristiques et familles fonctionnelles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30
6.5 Spectroscopie infrarouge . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32
6.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 33
7 Synthèse d’espèces chimiques organiques 35
7.1 Étapes d’un protocole . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35
7.2 Rendement de synthèses . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 37
7.3 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 37
iii
SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
8 Conversion de l’énergie stockée dans la matière organique 39
8.1 Les combustibles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39
8.2 Problématiques liées aux combustibles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39
8.3 Combustion en chimie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 40
8.4 Réaction exothermique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 40
8.5 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42
9 Interactions fondamentales et notion de champ 43
9.1 Interaction électrostatique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 43
9.2 Interaction gravitationnelle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45
9.3 Analogies entre interactions de gravitation et électrostatique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 46
9.4 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 46
10 Description d’un fluide au repos 47
10.1 Les fluides . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 47
10.2 Description qualitative d’un fluide . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 47
10.3 Force de pression . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 48
10.4 Loi de Boyle et Mariotte - XVIIesiècle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 48
10.5 Loi fondamentale de la statique des fluides - XVIIesiècle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 49
10.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 49
11 Mouvement d’un système 51
11.1 Vecteur vitesse . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51
11.2 Vecteur variation de vitesse . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 52
11.3 Variation de la vitesse et résultante des forces . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53
11.4 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 54
11.5 Exemples de mesures de vecteurs variation de vitesse . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 54
12 Aspects énergétiques des phénomènes électriques 59
12.1 Courant électrique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 59
12.2 Source réelle de tension continue . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 60
12.3 Puissance et énergie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 60
12.4 Effet Joule . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61
12.5 Rendement d’un convertisseur . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61
12.6 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 62
13 Aspects énergétiques des phénomènes mécaniques 63
13.1 Énergie cinétique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63
13.2 Travail d’une force . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63
13.3 Forces conservatives . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 65
13.4 Forces non conservatives . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66
13.5 Théorème de l’énergie cinétique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 67
13.6 Énergie potentielle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 68
13.7 Énergie mécanique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 68
13.8 Conservation et non conservation de l’énergie mécanique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 68
13.9 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 70
14 Ondes mécaniques 71
14.1 Onde mécanique progressive . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 71
14.2 Célérité d’une onde et retard . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72
14.3 Onde mécanique périodique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72
14.4 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 74
15 Images et couleurs 75
15.1 Optique géométrique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 75
15.2 Colorimétrie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 78
15.3 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 79
iv
TABLE DES MATIÈRES
16 Optique ondulatoire 81
16.1 Ondes électromagnétiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 81
16.2 Le photon . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 82
16.3 Interaction onde-matière . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 82
16.4 Fiche d’exercices corrigés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 84
v
SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
vi
Chapitre 1
Détermination de la composition d’un sys-
tème chimique à l’état initial
Introduction Pour calculer cette masse molaire, il faut
La chimie a pour objectif de modifier des connaître la formule brute de l’espèce chimique
molécules lors de réactions. pour faire l’inventaire des atomes présents.
Il faut être capable de compter rapidement Ensuite, connaissant les masses molaires ato-
les molécules mises en présences dans le mi- miques, on peut calculer la masse molaire de l’es-
lieu réactionnel. Ce chapitre présente deux pèce chimique.
outils pour faire cela : le concept de masse
molaire qui permet de compter en pesant, Exemple Le saccharose est le sucre alimentaire
et une technique expérimentale de mesure que l’on trouve dans nos cuisines. Il a pour formule
de concentration molaire : la spectrophoto- brute C12 H22 O11 , donc une molécule de saccharose
métrie d’absorption. contient 12 atomes de carbone, 22 atomes d’hydro-
gène et 11 atomes d’oxygène, donc pour une mole de
saccharose, on aura 12 moles d’atomes de carbone,
1.1 Masse molaire M et quantité de matière 22 moles atomes d’hydrogène et 11 moles atomes
n d’oxygène. On peut alors calculer la masse molaire
moléculaire du saccharose
1.1.1 Masse molaire atomique
M (C12 H22 O11 ) =
Définition La masse molaire atomique M est la 12 × M (C) + 22 × M (H) + 11 × M (O)
masse d’une mole d’atomes identiques de masse in-
= 12 × 12.0 + 22 × 1.0 + 11 × 16.0
dividuelle matome en g. Elle est exprimée en g.mol −1 .
= 342 g.mol −1
M = NA × matome
1.1.3 Quantité de matière n et masse molaire M
Exemple Un atome d’hydrogène a une masse
Définition Si on a un échantillon de masse m en g
mH = 1.66 × 10−24 g. Donc si on prend une mole
d’une espèce chimique de masse molaire moléculaire
d’atomes d’hydrogène, la masse M (H) de cette mole
M en g.mol −1 alors la masse totale m de notre es-
d’hydrogène sera
pèce chimique sera le produit entre la masse d’une
M (H) = NA × mH mole de l’espèce par la quantité de matière n de cette
espèce
= 6.022 × 1023 × 1.66 × 10−24 g m= n×M
= 1.00 g pour une mole
On pourra alors utiliser cette formule pour détermi-
= 1.00 g.mol −1 ner la quantité de matière n présente dans un échan-
tillon de masse m d’une espèce chimique de masse
On retrouve la masse molaire atomique de chaque molaire moléculaire M en isolant le paramètre n
élément dans le tableau périodique. dans l’équation précédente
m
1.1.2 Masse molaire d’une espèce chimique n=
M
Définition La masse molaire M d’une espèce chi-
mique est la masse d’une mole de cette entité chi- Exemple On a 1 kg de saccharose, calculons la
mique. quantité de matière n présente dans cet échantillon :
1
SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
m = 1 kg = 1 × 103 g et M = 342 g.mol −1 donc — on peut calculer la masse m à partir de la dé-
1×103 g
n = 342 g.mol −1 = 2.92 mol. finition de la concentration en masse Cm = mV
en isolant m et on obtient
1.1.4 Volume molaire d’un gaz m = Cm × V
Définition Un gaz constitué d’une quantité de ma- On utilise cette dernière équation et la précé-
tière n d’atomes ou molécules occupe un volume V dente pour exprimer la quantité de matière n
qui ne dépend que de la pression et de la tempé-
rature du gaz. La nature chimique du gaz n’a pas Cm × V
n=
d’influence sur le volume occupé. M
Le volume occupé par une mole de gaz s’appelle le
volume molaire Vm . Définition La quantité de matière n d’un soluté
On a la relation suivante entre le volume Vgaz oc- dans un volume V de solution de concentration en
cupé par une quantité de matière n de gaz et le vo- quantité de matière C s’obtient en isolant n dans la
lume molaire Vm définition d’une concentration en quantité de ma-
tière
n
Vgaz = n × Vm C=
V
Le volume molaire Vm dépend de la température et donc
de la pression. En général, on prendra n=C ×V
— Vm = 22.4 L.mol −1 à pression atmosphérique
normale et 0o C (CNTP : Conditions Normales Définition En comparant les deux méthodes pré-
de Température et de Pression ) cédentes pour calculer la quantité de matière n, on
— Vm = 24 L.mol −1 à pression atmosphérique peut démontrer la relation suivante :
C ×V
normale et à 20o C Comme n = mM et n = C × V alors
Cm × V
Exemple Calculons la quantité de matière de di- =C ×V
M
oxygène présente dans 1 m3 de ce gaz dans les CNTP.
On rappelle la conversion 1 m3 = 1000 L. et en simplifiant par V on a C =
Cm
ou encore
M
Dans les CNTP Vm = 22.4 L.mol −1 , et comme Vgaz =
n × Vm on peut isoler l’inconnue n Cm = C × M
Vgaz 1000 L
n= = = 44.6 mol 1.1.6 Formulaire
Vm 22.4 L.mol −1
Résumé Le tableau 1.1 résume sur une page les
formules importantes permettant de déterminer les
1.1.5 Concentration en quantité de matière quantités de matière présentes dans un échantillon
Définition Si on dissout une quantité de matière n selon l’état physique de la matière.
(en mol) dans un solvant pour former un volume V
(en L) de solution, alors on définit la concentration Exemples Voir la fiche d’exercices corrigés.
en quantité de matière C comme étant la quantité
n
C=
V
et elle se mesure en mol.L −1 .
Définition La quantité de matière n (en mol) d’un
soluté contenue dans un volume V (en L) de solution
de concentration en masse Cm (en g.L −1 ) se calcule
de la façon suivante :
— la quantité de matière n (en mol) peut se cal-
culer par la formule suivante, si on connaît sa
masse m (en g) et sa masse molaire M (en
g.mol −1 ) :
m
n=
M
2
État physique de l'espèce Technique de prélèvement Grandeur mesurée Grandeur calculée Quantité de matière
masse molaire
Solide en grain pesée Masse m (en g)
M (g.mol-1)
ou en poudre du solide
d'après la formule brute
pesée Masse m (en g) masse molaire
du liquide M (g.mol-1)
d'après la formule brute
Liquide pur
Volume V (en L) masse du liquide
prélèvement à l'aide de
du liquide m (g) d'après la
verrerie graduée ou jaugée
masse volumique ρ
3
concentration
Solution de prélèvement à l'aide de Volume V (en L) C
concentration C verrerie graduée ou jaugée du liquide en mol.L-1
Gaz à la
température T prélèvement d'un volume de gaz
Volume V (en L) volume molaire
et à la pression p (il existe de nombreuses techniques)
du gaz Vm en L.mol-1
Figure 1.1 – Détermination de la quantité de matière d’une espèce en fonction de son état physique
CHAPITRE 1. DÉTERMINATION DE LA COMPOSITION D’UN SYSTÈME CHIMIQUE À L’ÉTAT INITIAL
SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
1.2 Spectroscopie d’absorbance
ci a
Sp ièr ans
e
in de l
nt
lu ou t
ec e d mi
de
m r
tre iff sse
iè re
m ct
de usé
lu Spe
1.2.1 Spectre de la lumière et formation des couleurs
re
la e
Spectre de la lumière blanche
Surface de l'objet
Le spectre de la lumière visible (figure 1.2) est
caractérisé par des longueurs d’ondes λ allant de
400 nm à 750 nm. La partie bleue du spectre va de
400 à 480 nm, le vert de 500 à 570 nm, et le rouge Spectre de la lumière absorbée
de 600 à 750 nm environ. En dessous de 350 nm
débute le domaine des ultra violets, et au dessus de Figure 1.3 – Principe de la formation des couleurs.
750 nm le domaine de l’infra rouge. L’objet est éclairé en lumière blanche, il absorbe la par-
tie bleue du spectre, et réémet les parties rouges et
Le nanomètre (nm) correspond à un milliardième vertes, donnant une teinte jaune à cet objet.
de mètre
1 nm = 1 ×10−9 m
1.2.3 Couleur d’une espèce en solution
Définition La couleur d’une espèce chimique
380
450
495
570
590
620
750
Violet B V J O R
éclairée par une lumière blanche est la couleur com-
plémentaire de la couleur absorbée. Elle est le ré-
Crédit: Wikipedia sultat du mélange des couleurs des radiations trans-
mises.
Figure 1.2 – Spectre de la lumière visible
1.2.4 Absorbance
Définition On éclaire une cuve de longueur l avec
une lumière colorée (autour de la longueur d’onde
Synthèse des couleurs
λmax ). On mesure l’intensité I0 du faisceau traver-
On peut simplifier le spectre en considérant que sant une cuve remplie de solvant, et l’intensité I du
notre œil voit essentiellement les radiations bleues, faisceau tranversant la cuve remplie d’une solution
vertes et rouges et recompose les couleurs intermé- colorée de concentration C en mol.L −1 (figure 1.4).
diaires. Ainsi on peut utiliser les règles qualitatives On appelle transmitance T le rapport T = II0 . Ce rap-
suivantes pour la composition des couleurs. port varie de 0 % à 100 % .
— le mélange R + V + B donne du blanc On appelle absorbance A la quantité
— l’absence de lumière colorée donne du noir 1 I0
— le mélange R + B donne du magenta A = log = log
T I
— le mélange R + V donne du jaune
— le mélange B + V donne du cyan En général, un spectrophotomètre fournit directe-
ment la valeur de A. Les ordres de grandeurs pour
A vont de 0 à 4 pour de bons appareils de mesure.
Quand un objet est éclairé ou traversé par la lu-
mière, il va absorber certaines couleurs et réémettre
les couleurs non absorbées dont on verra le mélange. 1.2.5 Loi de Beer-Lamber
Notre perception des couleurs interprétera ce mé-
lange réfléchi ou transmis par l’objet. Voir figure 1.3. Définition Une solution colorée de concentration
C en mol.L −1 , traversée par un faisceau lumineux
de longueur d’onde λmax sur une longueur l, en cm
(figure 1.4), et de coefficient d’extinction molaire ε,
1.2.2 Spectre d’absorption
en mol −1 .L.cm−1 vérifie la loi de Beer Lambert qui
Définition Le spectre d’absorption d’une espèce relie l’absorbance A de la solution à sa concentration
chimique décrit la manière dont la lumière incidente C par la formule
est absorbée par l’espèce en fonction de la longueur
A=ε×l ×C
d’onde de la lumière. On trace un graphe de l’inten-
sité lumineuse absorbée (ou transmise) en fonction ou de façon plus simple
de la longueur d’onde de la radiation lumineuse.
Voir figure 1.5. A= k×C
4CHAPITRE 1. DÉTERMINATION DE LA COMPOSITION D’UN SYSTÈME CHIMIQUE À L’ÉTAT INITIAL
sorbance complet pour les plus évolués. C’est un ap-
pareil standard présent dans les laboratoires de chi-
mie.
Pour mesurer une absorbance au spectrophoto-
mètre, on procède en plusieurs étapes :
1. déterminer la longueur d’onde λmax où l’ab-
sorbance est maximale (figure 1.5).
2. choisir cette longueur d’onde pour la couleur
de la source lumineuse du spectrophotomètre
3. "faire le blanc", c’est-à-dire mesurer l’absor-
bance du solvant pur, qui servira de référence
4. mesurer l’absorbance de la solution
Figure 1.4 – Mesure de l’absorbance d’une solution
Lors des mesures d’absorbances, il faut impérative-
ment garder les faces des cuves propres et bien rin-
cer une cuve ayant contenu une solution de forte
concentration.
Figure 1.5 – Spectre d’absorption UV-Visible d’une so-
lution de permanganate de potassium. L’absorbance
maximale dans le visible se situe vers 528 nm (réf. The
Royal Society of Chemistry)
avec k un coefficient de proportionnalité. Cette loi
permet de mesurer la concentration d’une solution
colorée à partir de la mesure de son absorbance op-
tique dans le visible.
La loi de Beer Lambert fonctionne bien si les solu- Figure 1.6 – Schéma du spectrophotomètre visible-
tions sont suffisamment diluées sinon, il y a des in- ultraviolet CARY 60 de Agilent Technologies
teractions entre les molécules.
1.2.6 Dosage par spectrophotométrie
Dosage par colorimétrie Un dosage consiste à
Spectrophotomètre Le spectrophotomètre est un mesurer la concentration d’une espèce chimique en
appareil de laboratoire qui permet de mesurer l’ab- solution.
sorbance A d’une solution colorée, à une certaine
longueur d’onde, en lumière visible, et parfois dans Pour doser une espèce colorée, on va réaliser une
le proche ultra violet. courbe d’étalonnage en traçant l’absorbance A en
Il contient une source de lumière colorée dont on fonction de la concentration C. Voir figure 1.7.
peut régler la longueur d’onde, un support de cuve
qui sera traversé par la lumière, un capteur de lu- Ensuite, on mesure au spectrophotomètre l’ab-
mière pour mesurer l’intensité transmise et un sys- sorbance de la solution inconnue et on en déduit
tème de calcul de l’absorbance. graphiquement la valeur de la concentration.Voir
Les spectrophotomètres peuvent afficher l’absor- figure 1.7.
bance pour les plus simples et tracer le spectre d’ab-
5SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
Figure 1.7 – Absorbance en fonction de la concentra-
tion pour une solution de I2
1.3 Fiche d’exercices corrigés
Scanner le QR Code 1.8 avec votre téléphone ou
connectez vous sur http://physicus.free.fr/
qr/qr.php?qr=1PC-01.
Figure 1.8 – Fiche d’exercices du chapitre 1
6Chapitre 2
Suivi et modélisation de l’évolution d’un sys-
tème chimique
Introduction Exemples de couples oxydoréducteurs On in-
Les réactions d’oxydo réduction consistent dique le couple Ox/Red et la demi équation asso-
au transfert d’électrons lors de la réaction ciée. On utilise le signe = à la place du signe −→
chimique entre divers réactifs. Cette famille pour écrire la demi équation (table 2.1).
de réaction est de grande importance dans
le domaine du vivant ainsi que des appli-
cations technologiques. Remarque Pour équilibrer certaines demi équa-
Pour pouvoir prévoir l’évolution les quanti- tion redox, il faut faire intervenir des ions H + , c’est
tés de réactifs et de produits lors d’une réac- à dire qu’il faudra être en milieu acide. Exemple de
tion chimique dont on connaît la l’équation l’ion permanganate dans le couple M nO4− /M n2+
de réaction, on utilise un outil mathéma- — On écrit simplement le début de la demi équa-
tique appelé tableau d’avancement. tion électronique
M nO4− + e− = M n2+
— Comme il y a 4 atomes d’oxygène, on ajoute à
droite 4 molécules d’eau H2 O
2.1 Réaction d’oxydo-réduction M nO4− + e− = M n2+ + 4H2 O
— On ajoute ensuite le nombre suffisant d’ions
2.1.1 Couple Oxydant Réducteur H + pour conserver l’élément hydrogène (ici 8)
M nO4− + 8H + + e− = M n2+ + 4H2 O
Définition Un réducteur est une espèce chimique — Enfin, on ajoute le nombre nécessaire d’élec-
capable de libérer un ou plusieurs électrons. trons pour avoir la conservation de la charge
électrique
M nO4− + 8H + + 5e− = M n2+ + 4H2 O
Définition Un oxydant est une espèce chimique ca-
pable de capturer un ou plusieurs électrons.
2.1.2 Réaction d’oxydo-réduction
Définition Un couple oxydant/réducteur est formé Définition Une réaction d’oxydoréduction met
par deux espèces chimiques qui sont reliées par une en présence deux couples Ox/Red et un transfert
demi équation électronique (figure 2.1). d’électrons du réducteur d’un couple vers l’oxydant
de l’autre couple.
Pour équilibrer une telle réaction d’oxydoréduction,
il est essentiel de bien retenir qu’il s’agit d’un
transfert d’électrons.
Ce transfert d’électron peut avoir lieu dans le
mélange réactionnel, ou via un circuit électrique
(cas des piles et les accumulateurs).
Figure 2.1 – Couple oxydoréducteur et demi réaction
Définition Pour établir l’équation bilan d’une ré-
associée
action d’oxydoréduction, les étapes à suivre sont les
suivantes
7SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
Couple Ox/Red Demi équation Redox
Fe2+ /Fe Fe2+ + 2e− = Fe
Cu2+ /Cu Cu2+ + 2e− = Cu
Ag + /Ag Ag + + e− = Ag
H3 O+ /H2 H3 O + e− = 21 H2 + H2 O
+
M nO4− /M n2+ M nO4 + 8H + + 5e− = M n2+ + 4H2 O
−
C H3 C HO/C H3 C H2 OH C H3 C HO + 2H + + 2e− = C H3 C H2 OH
etc ... etc ...
Table 2.1 – Quelques couples Ox/red
— écrire les demi équations électroniques de s’arrête. Ce réactif disparu en premier est le réactif
chaque couple Ox/Red et équilibrer ces demi limitant.
équations On peut faire le bilan de matière de ce système
— écrire ces demi équations de manière à avoir chimique, c’est à dire faire l’inventaire des espèces
tous les réactifs à gauche en présence et donner les quantités de matière de
— si nécessaire, multiplier les demi équations par chaque espèce.
des coefficients de manière à ce que tous les Une réaction chimique est décrite par une équation
électrons d’une demi équation puissent être bilan qui donne les proportions dans les quelles les
transférés à l’autre demi équation réactifs disparaissent pour former les produits, de
— sommer ces deux demi équations pour obtenir manière à conserver la masse et la charge électrique
l’équation bilan de la réaction de notre système chimique.
Exemple On fait réagir deux couples oxydoréduc- Exemples
teurs Cu2+ /Cu et Al 3+ /Al. Les réactifs sont Al et
Cu2+ . C H3 C H2 OH + 3 O2 −→ 2 CO2 + 3 H2 O
— On équilibre des demi équations Ox/Red
Cu2+ + 2 HO− −→ Cu(OH)2
Cu2+ + 2e− = Cu
Al 3+ + 3e− = Al
— On place les réactifs à gauche 2.2.3 Tableau d’avancement
Cu2+ + 2e− = Cu Avancement de réaction x L’avancement x d’une
Al = Al 3+ + 3e− réaction est un compteur exprimé en mol qui per-
— On multiplie de manière à échanger le même met de savoir combien de fois la réaction chimique
nombre d’électrons (ici 6 électrons) s’est réalisée au niveau microscopique. Il vaut zéro
Cu2+ + 2e− = Cu × 3 au départ et augmente progressivement. On a donc
Al = Al 3+ + 3e− × 2
toujours x ≥ 0 mol.
— On fait le bilan
3Cu2+ + 2Al −→ 3Cu + 2Al 3+
Tableau d’avancement Le tableau d’avancement
décrit l’évolution d’un système chimique, depuis
2.2 Tableau d’avancement l’état initial, le moment où la réaction démarre,
jusqu’à l’état final, quand la réaction se termine et
2.2.1 Quantité de matière que le système n’évolue plus.
Mesurer la quantité de matière n (en mol) Le tableau donne également l’état intermédiaire
d’une espèce chimique, c’est compter le nombre du système lors de son évolution.
d’entité (atome, molécule, ion) de cette espèce Dans ce tableau les réactifs sont consommés, ils
chimique en les regroupant en paquet contenant disparaissent, les produits sont fabriqués, ils appa-
NA = 6.022 × 1023 objets, appelé une mole. raissent.
Quant le réactif limitant disparaît en premier,
2.2.2 Réaction chimique l’avancement à cet instant est l’avancement maximal
x max . Pour rechercher sa valeur, on calcule la valeur
Une réaction chimique met en présence des réac- de x permettant de faire disparaître chaque réactif
tifs qui vont former progressivement des produits. et on gardera la valeur la plus petite, car elle sera
Quand un des réactifs disparaît, alors la réaction atteinte en premier, x partant de zéro. Le réactif
8CHAPITRE 2. SUIVI ET MODÉLISATION DE L’ÉVOLUTION D’UN SYSTÈME CHIMIQUE
correspondant sera le réactif limitant.
La dernière ligne du tableau donne le bilan de ma-
tière du système, c’est à dire les quantités de matières
des réactifs et des produits à la fin de la réaction.
2.2.4 Avancement final et maximal
L’avancement final correspond à l’avancement ef-
fectivement observé quand la réaction s’arrête et
qu’elle n’évolue plus.
L’avancement maximal est l’avancement qui théori-
quement pourrait être atteint quand un des réactifs
disparaît.
Il existe des cas où l’avancement final est plus faible
que l’avancement maximal, la réaction semble s’ar-
rêter avant l’épuisement de l’un des réactifs.
2.2.5 Transformations totale et non totale
Pour une transformation totale
x final = x maximal
Pour une transformation non totale
x final ≤ x maximal
2.2.6 Mélanges stœchiométriques
Dans un mélange stœchiométrique, les quantités
de réactifs sont dans les proportions données par les
coefficients stœchiométriques de l’équation bilan de
la réaction. Quand la réaction s’arrête, les réactifs
disparaissent en même temps. Figure 2.2 – Fiche d’exercices du chapitre 2
2.2.7 Établissement d’un tableau d’avancement
Les différentes étapes de l’écriture d’un tableau
d’avancement sont expliquées sur les tableaux de
2.2 à 2.7 .
2.3 Fiche d’exercices corrigés
Scanner le QR Code 2.2 avec votre téléphone ou
connectez vous sur http://physicus.free.fr/
qr/qr.php?qr=1PC-02.
9SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
Équation chimique
État du Avancement x
système (en mol)
État initial x =0
État x
intermédiaire
État final x max =?
Table 2.2 – Au départ le tableau d’avancement est vide
Équation chimique 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2
État du Avancement x nAl nH + nAl 3+ nH2
système (en mol)
État initial x =0 2.0 3.5 0.0 0.0
État x
intermédiaire
État final x max =?
Table 2.3 – On écrit l’équation chimique équilibrée et les quantités de matières initialement présentes
Équation chimique 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2
État du Avancement x nAl nH + nAl 3+ nH2
système (en mol)
État initial x =0 2.0 3.5 0.0 0.0
État x 2.0 − 2 × x 3.5 − 6 × x
intermédiaire
État final x max =?
Table 2.4 – On écrit ensuite que les réactifs sont consommés, leur quantité décroît à chaque fois que la réaction
se produit
Équation chimique 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2
État du Avancement x nAl nH + nAl 3+ nH2
système (en mol)
État initial x =0 2.0 3.5 0.0 0.0
État x 2.0 − 2 × x 3.5 − 6 × x 0.0 + 2 × x 0.0 + 3 × x
intermédiaire
État final x max =?
Table 2.5 – Puis on écrit que les produits apparaissent quand la réaction se produit
10CHAPITRE 2. SUIVI ET MODÉLISATION DE L’ÉVOLUTION D’UN SYSTÈME CHIMIQUE
Équation chimique 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2
État du Avancement x nAl nH + nAl 3+ nH2
système (en mol)
État initial x =0 2.0 3.5 0.0 0.0
État x 2.0 − 2 × x 3.5 − 6 × x 0.0 + 2 × x 0.0 + 3 × x
intermédiaire
État final x max = 0.58
Table 2.6 – On recherche ensuite la plus petite valeur de x max pour laquelle un des réactifs disparaît. Ici on
résout deux équations 2.0 − 2 × x 1 = 0 et 3.5 − 6 × x 2 = 0 dont les solutions sont x 1 = 1.0 et x 2 = 0.58, et
c’est donc x 2 la plus petite valeur.
Équation chimique 2 Al + 6 H + −→ 2 Al 3+ + 3 H2
État du Avancement x nAl nH + nAl 3+ nH2
système (en mol)
État initial x =0 2.0 3.5 0.0 0.0
État x 2.0 − 2 × x 3.5 − 6 × x 0.0 + 2 × x 0.0 + 3 × x
intermédiaire
État final x max = 0.58 0.83 0.0 1.17 1.75
Table 2.7 – Connaissant la valeur de l’avancement maximal x max , on l’utilise pour calculer les quantités de
matières présentes en fin de réaction en remplaçant x par la valeur de x max
11SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
12Chapitre 3
Détermination d’une quantité de matière
grâce à une transformation chimique
Introduction
L’objectif de ce chapitre est de découvrir une
méthode permettant de mesurer une quan-
tité de matière présente dans un milieu en
réalisant une réaction avec un autre réac-
tif, dont un paramètre physique mesurable
changera lors de la disparition complète
d’un des réactifs. Le paramètre observable
peut être la couleur, un potentiel électrique
ou la conductivité électrique du milieu ré-
actionnel.
3.1 Titrage par suivi colorimétrique
3.1.1 Principe général d’un dosage
Définition Le dosage consiste à déterminer la
concentration d’une espèce en solution. Pour cela il Figure 3.1 – Montage expérimental pour réaliser le
existe plusieurs méthodes titrage avec suivi colorimétrique
— le dosage par colorimétrie
— le dosage par étalonnage
— le titrage par mesure d’une grandeur physique réactif à doser. Rapidement, il disparaît totalement,
mais il reste du réactif à doser. Voir figure 3.2
3.1.2 Dosage par colorimétrie
Définition Pour un dosage par colorimétrie, on
peut utiliser un erlenmeyer vu qu’aucun instrument
de mesure n’est nécessaire (voir figure 3.1. L’équiva-
lence est atteinte lorsqu’on observe un changement
d’aspect du milieu réactionnel (changement de cou-
leur). Les dosages se font à la goutte près. Il est
donc recommandé d’effectuer un premier dosage ra-
pide de manière à situer approximativement le vo- réaction
+
lume de solution titrante versé à l’équivalence. Le
deuxième dosage se fera alors lentement et précisé-
ment (goutte à goutte) lorsqu’on sera proche de ce
volume à l’équivalence.
Explication de la méthode Avant l’équivalence, Figure 3.2 – Avant l’équivalence, le réactif issu de la
quand on introduit le réactif de la burette dans le burette sera totalement consommé et il restera du ré-
milieu réactionnel, il réagit totalement avec l’autre actif dans l’erlenmeyer
13SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
À partir de l’équivalence, tout le réactif présent On a un réducteur noté Red2 qui se réduira selon la
initialement dans l’erlenmeyer sera consommé, on demi équation électronique
verra un changement de couleur. Ensuite, le réactif
issu de la burette qui sera introduit ne réagira plus. Red2 = Ox2 + b × e−
Voir figure 3.3.
L’équation bilan de la réaction s’obtient en multi-
pliant les coefficients de la première équation par
b et ceux de la deuxième par a puis on ajoute les
deux équations électroniques membres à membres
b × (Ox1 + a × e− = Red1 )
a × (Red2 = Ox2 + b × e− )
b × Ox1 + a × Red2 −
→ a × Ox2 + b × Ox2
Relation fondamentale des dosages redox
D’après l’équation de réaction b moles d’Ox 1
réagissent avec a moles de Red2 quand on est à
la stœchiométrie. Lors du dosage, au moment où
l’équivalence est faite, les proportions de réactifs
sont stœchiométriques. Si n1 est la quantité de
Figure 3.3 – Au moment de l’équivalence, tous les ré- matière de Ox 1 et n2 est la quantité de matière de
actifs présents dans l’erlenmeyer disparaissent, la ré- Red2 alors on aura à l’équivalence
action est dans les proportions stœchiométrique.
n1 n
= 2
b a
Àprès l’équivalence, tout le réactif présent initiale-
ment dans l’erlenmeyer ayant disparu, le réactif issu
de la burette qui sera introduit sera ajouté simple-
3.2 Dosage des ions Fe2+
ment. Voir figure 3.4.
3.2.1 Objectif
Une solution contient des ions Fer II Fe2+ dont
on veut mesurer la concentration C. On réalise un
dosage en utilisant une réaction d’oxydoréduction
entre les ions Fer II et l’ion permanganate M nO4− .
On prélève un volume V de solution de Fer II à ti-
trer, de concentration C inconnue, et on utilise une
solution titrante de permanganate de potatiun de
concentration Co dont on aura versé un volume Véq.
à l’équivalence.
3.2.2 Repérage de l’équivalence
À l’instant de l’équivalence, tous les réactifs dispa-
raissent en même temps, aucun n’est en excès. L’ion
Figure 3.4 – Après l’équivalence, on ajoute simplement permanganate colorant fortement la solution en vio-
le réactif présent dans la burette, il n’y a plus de réac- let, sa disparition sera visible par un changement de
tion. couleur du milieu qui devient incolore.
3.2.3 Réaction du dosage
Les couples oxydants réducteurs utilisés sont
3.1.3 Dosage redox
M nO4− /M n2+
Équation bilan de l’équation de dosage On a un
oxydant noté Ox1 qui se réduira selon la demi équa- Fe3+ /Fe2+
tion électronique Les demi équations rédox de ces couples sont
Ox1 + a × e− = Red1 M nO4− + 8H + + 5e− = M n2+ + 4H2 O
14CHAPITRE 3. DÉTERMINATION D’UNE QUANTITÉ DE MATIÈRE GRÂCE À UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE
Fe3+ + e− = Fe2+ 3.3.2 Repérage de l’équivalence
On place les réactifs à gauche et les produits à À l’instant de l’équivalence, tous les réactifs dispa-
droite, on multiplie les demie équations de manière raissent en même temps, aucun n’est en excès. Les
à avoir un transfert de 5 électrons puis on les ajoute molécules de diiode n’étant plus présentes, l’empois
membres à membres d’amidon ne donne plus une coloration bleue au mi-
lieu réactionnel qui brusquement devient incolore.
1 × (M nO4− + 8H + + 5e− = M n2+ + 4H2 O)
5 × (Fe2+ = Fe3+ + e− )
M nO4− + 8H + + 5Fe2+ −
→ 3.3.3 Réaction du dosage
2+ 3+
M n + 4H2 O + 5Fe Les couples oxydants réducteurs utilisés sont
I2 /I −
3.2.4 Quantités de matière à l’équivalence S4 O62− /S2 O32−
On exprime les quantités de matière à partir des Les demi équations rédox de ces couples sont
volumes et des concentrations des solutions ayant
réagis dans le bécher. I2 + 2e− = 2I −
Pour les ions fer II
S4 O62− + 2e− = 2S2 O32−
2+
n(Fe ) = C × V
On place les réactifs à gauche et les produits à
Pour les ions permanganates droite, on multiplie les demie équations de manière
à avoir un transfert de 2 électrons puis on les ajoute
n(M nO4− ) = Co × Véquiv. membres à membres
D’après l’équation de réaction 1 ions M nO4− réagit 1 × (I2 + 2e− = 2I − )
avec 5 ions Fe2+ donc on doit garder la proportion 1 × (2S2 O32− = S4 O62− + 2e− )
et I2 + 2S2 O32− −
→ 2I − + S4 O62−
n(M nO4− ) n(Fe2+ )
=
1 5
On peut alors écrire qu’à l’équivalence 3.3.4 Quantités de matière à l’équivalence
n(Fe2+ ) = 5 × n(M nO4− ) On exprime les quantités de matière à partir des
volumes et des concentrations des solutions ayant
et en utilisant les concentrations et les volumes réagis dans le bécher.
Pour les molécules de diiode
C × V = 5 × Co × Véquiv.
n(I2 ) = C × V
on peut alors calculer la concentration inconnue
5 × Co × Véquiv. Pour les ions thiosulfates
C=
V n(S2 O32− ) = Co × Véquiv.
3.3 Dosage du diiode I2 D’après l’équation de réaction 1 molécule I2 réagit
avec 2 ions S2 O32− donc on doit garder la proportion
3.3.1 Objectif et
n(I2 ) n(S2 O32− )
=
Une solution contient des molécules de diiode I2 1 2
dont on veut mesurer la concentration C. On réalise On peut alors écrire qu’à l’équivalence
un dosage en utilisant une réaction d’oxydoréduc-
tion entre les molécules de diiode et l’ion thiosulfate n(S2 O32− ) = 2 × n(I2 )
S2 O32− .
On prélève un volume V de solution de diiode à ti- et en utilisant les concentrations et les volumes
trer, de concentration C inconnue, et on utilise une
solution titrante de thiosulfate de sodium Co dont on C × V = 2 × Co × Véquiv.
aura versé un volume Véq. à l’équivalence. On peut
on peut alors calculer la concentration inconnue
ajouter au milieu réactionnel de l’empois d’amidon
qui colore fortement en bleu la solution si il y a des 2 × Co × Véquiv.
molécules de diiode. C=
V
15SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
3.4 Fiche d’exercices corrigés
Scanner le QR Code 3.5 avec votre téléphone ou
connectez vous sur http://physicus.free.fr/
qr/qr.php?qr=1PC-03.
Figure 3.5 – Fiche d’exercices du chapitre 3
16Chapitre 4
De la structure à la polarité d’une entité
Introduction fondamental.
Les atomes cherchent à acquérir une struc-
ture électronique proche de celle d’un gaz
noble. Ils pourront alors engager des liai- Définition Les électrons de valence appartiennent à
sons avec d’autres atomes, en partageant la couche de nombre quantique n le plus élevé, ainsi
des électrons. On explique ainsi la forma- que les électrons appartenant à des sous couches
tion des molécules et d’ions polyatomiques. partiellement remplies.
La présence de ces électrons sur la dernière
couche, qui vont former des doublets, ex-
pliquera aussi la forme des molécules dans Exemple L’atome de sodium a un seul électron de
l’espace. Enfin, comme certains éléments valence dans la sous couche 3s.
attirent plus facilement les électrons que L’atome de chlore a 7 électrons de valence dans la
d’autres, une molécule, bien que neutre couche 3.
électriquement, pourra interagir électro-
statiquement avec ses voisines, ce qui va in-
duire certaines propriétés physiques et chi- 4.1.2 Stabilité d’un élément
miques à notre échelle.
En 1916, Lewis propose que la liaison entre deux
atomes dans une molécule, appelée liaison cova-
4.1 Schéma de Lewis d’une entité lente, résulte de la mise en communs d’électrons
entre les deux atomes qui permet à chaque élément
4.1.1 Élément chimique et configuration électro- d’augmenter sa stabilité en complétant sa couche
nique - rappels de seconde électronique externe de manière à être similaire à
celle du gaz noble le plus proche. Voir figure 4.1.
Élément chimique
Définition Les éléments chimiques sont l’en- liaison covalente
semble des atomes isolés ou engagés dans un édifice
polyatomique, neutre ou chargé, et des ions mono-
atomiques comportant un même nombre de proton atome A A B atome B
dans leur noyau.
même élément = même Z
Figure 4.1 – Mutualisation des électrons d’une liaison
Configuration électronique covalente entre deux atomes. Chaque atome s’entoure
ainsi d’un électron supplémentaire et tend à avoir la
Définition La configuration électronique est la ré- même couche de valence qu’un gaz noble
partition des électrons d’un atome dans les diffé-
rentes couches et sous couches.
Exemple La configuration de l’atome de sodium 4.1.3 Représentation de Lewis
(numéro atomique Z = 11) est 1s2 2s2 2p6 3s1 à l’état Principe
fondamental.
La configuration de l’atome de chlore (numéro Définition Autour d’un élément, les électrons de
atomique Z = 17) est 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 à l’état valence vont former des doublets (des paires), ceux
17SPÉCIALITÉ PHYSIQUE CHIMIE 1e
engagés dans une liaison chimique seront des dou- 4. vérifier que tous les éléments dans la molécule
blets liants, les autres seront des doublets non liants. ont acquis une struture électronique stable,
Un électron non engagé dans un doublet sera quali- identique à celle du gaz noble le plus proche.
fié d’électron célibataire.
On ne représente que les électrons de valence (par Exemple L’acide cyanhydrique a pour formule
un point ou un trait pour les doublets) et le symbole brute H C N . On va dessiner sa structure de Lewis.
de l’élément chimique. Voir figure 4.3.
1. l’hydrogène possède 1 électron sur sa couche
Limite du modèle Ce modèle a ses limites à partir externe, le carbone 4 et l’azote 5, il y a en tout
de la troisième période (ligne) du tableau des élé- N = 1 + 4 + 5 = 10 électrons de valence.
ments, par exemple le phosphore P peut engager 5 10
doublets et donc avoir 10 électrons sur sa dernière 2. les 10 électrons de valence vont former 2 =5
couche. doublets d’électrons.
3. le carbone sera au centre car il doit former 4
4.1.4 Représentation de Lewis d’un atome liaisons. L’azote doit former 3 liaisons et l’hy-
drogène une seule. Il y aura donc 4 doublets
Définition On dessine uniquement les électrons liants. Le 5e doublet sera non liant et situé sur
de la dernière couche par un point. Les électrons cé- l’azote pour le stabiliser.
libataires seront engagés dans des doublets liants de
4. l’hydrogène a sa couche ressemblant à celle
manière à compléter la couche de façon similaire à
de l’hélium, l’azote et le carbone ressemblent
celle d’un gaz noble.
maintenant au néon avec 8 électrons sur la
dernière couche.
Exemple Le carbone ayant 4 électrons sur sa der-
nière couche, il doit engager 4 liaisons pour parta-
ger 4 électrons et arriver ainsi à la structure de la H H H
dernière couche du néon. Par contre, l’azote ayant 5
électrons sur sa dernière couche, il n’a besoin que de
3 liaisons pour apporter les 3 électrons manquants, C C C
il aura donc sur sa dernière couche un doublet non H C N
liant et trois électrons célibataires. Voir figure 4.2.
H C N
H C N O Cl N N N
pour adopter la structure électronique d'un gaz noble il faut ajouter
1 électron 4 électrons 3 électrons 2 électrons 1 électron
Figure 4.3 – Formation des liaisons covalente dans
H C N O Cl l’acide cyanhydrique
Figure 4.2 – Modèle de Lewis de quelques atomes et Exemple Schéma de Lewis de la molécule d’eau
liaisons covalentes possibles (en bleu) H2 O.
1. L’atome d’oxygène possède 6 électrons de va-
4.1.5 Représentation de Lewis d’une molécule lence, l’atome d’hydrogène un seul. Il y a donc
en tout 6 + 2 × 1 = 8 électrons de valence.
Définition Pour dessiner le schéma de Lewis d’une 8
molécule, on procède aux étapes suivantes 2. On a donc 2 = 4 doublets disponibles.
1. compter le nombre total Ne d’électrons de va- 3. On place au centre de la molécule l’oxygène
lences à partir de la configuration électronique qui doit gagner deux électrons (pour satu-
de chaque atome de la molécule. rer sa couche de valence) et on répartit les
doubles autour.
2. en déduire le nombre total de doublets dispo-
nible en divisant Ne par deux. 4. On vérifie que l’oxygène a la même structure
3. on place au centre de la molécule l’atome de- électronique que le néon et que les hydrogènes
vant gagner le plus d’électrons, puis on établit ont la même structure électronique que l’hé-
des liaisons avec les autres atomes et on ajoute lium.
des doublets non liants Voir figure 4.4.
18CHAPITRE 4. DE LA STRUCTURE À LA POLARITÉ D’UNE ENTITÉ
trons de valence au lieu de 6. Il a donc une
charge formelle de +1
H H +
H O H
H H
H
Figure 4.4 – Formation des liaisons covalente dans H H
l’eau +
charge positive +
H O H
l'oxygène n'a plus
4.1.6 Représentation de Lewis d’un ion polyatomique O O H que cinq électrons
de valence
Définition Pour un ion polyatomique on procède
comme pour une molécule, mais on corrige le Figure 4.5 – Schéma de Lewis de l’ion oxonium H3 O+
nombre total d’électrons de valence disponibles en
fonction de la charge électrique de l’ion. Un anion a
des électrons en plus, un cation a des électrons en Exemple L’atome de bore B présente une lacune
moins. On ajoute ensuite la charge globale de l’ion. électronique dans la molécule de formule BH3 , il est
entouré de 3 doublets contre 4 pour l’atome de néon
Charge formelle C’est la charge portée par un qui est un gaz noble.
atome après partage équitable de chaque doublet L’atome d’aluminium Al est également porteur d’une
liant, la charge formelle étant obtenue par compa- lacune électronique dans AlC l3 .
raison entre le nombre d’électrons de valence à l’état L’ion H + porte une charge +1 mais aussi une lacune
fondamental et celui obtenu après partage. électronique car il lui faudrait un doublet comme le
néon. Voir figure 4.6.
Lacune électronique Symbole signalant le défaut
d’un doublet, liant ou non liant, par rapport à la
molécule BH3 H B H
structure électronique de l’atome de gaz noble qui
suit l’élément dans le tableau périodique. La pré- H
sence d’une lacune électronique est un signe de
grande réactivité pour l’entité. Cl Al Cl
molécule AlCl3
Exemple L’ion oxonium a pour formule brute Cl
H3 O+ . On va dessiner son schéma de Lewis. Voir fi-
+
gure 4.5. ion H+ H
1. les trois atomes d’hydrogènes ont 1 électron
de valence, l’oxygène 6, il y a donc théorique-
ment 9 électrons, cependant, comme l’ion a Figure 4.6 – Schéma de Lewis d’espèces avec lacunes
une charge positive, il faut retirer 1 électron. électroniques
Donc on aura finalement 8 électrons dispo-
nibles.
2. à partir des 8 électrons disponibles, nous pour- 4.2 Géométrie d’une entité
rons former 4 doublets.
3. l’oxygène est au centre de l’ion moléculaire, 4.2.1 Principe
les trois hydrogènes l’entourent, il y a trois
doublets liants. Le quatrième doublet sera non La représentation de Lewis va permettre de four-
liant, et placé sur l’oxygène. nir des informations sur la géométrie de la molé-
cule, connaissant le nombre de doublets électro-
4. les trois hydrogènes ont la structure électro- niques liants ou non liants autour de chaque atome.
nique de l’hélium, et l’oxygène a la structure — les doublets électroniques autour d’un atome
électronique du néon. se repoussent mutuellement à cause des forces
5. on constate que l’oxygène partage 3 doublets électrostatiques répulsives
liants il a donc 3 électrons en plus de son dou- — ils se localisent dans l’espace de façon à se pla-
blet non liant, au final il n’a plus que 5 élec- cer aussi loin que possible les uns des autres.
19Vous pouvez aussi lire
