Anatomie d’un atome (modèle de Bohr)

L’atome et le tableau périodique Anatomie d’un atome La couche périphérique se nomme la couche de valence. Les électrons (e-) qui s’y trouvent s’appelle e- de valence; Ces électrons sont particulièrement importants car ce sont eux qui participent aux réactions chimiques (liaisons);

L’atome et le tableau périodique Anatomie d’un atome La couche électronique (orbitale) la plus près du noyau peut contenir un maximum de deux e-; La 2ième et la 3ième orbitales peuvent contenir un maximum de huit é chacune; La 4ième orbitale peut contenir un maximum de dix-huit électrons;

L’atome et le tableau périodique Anatomie d’un atome Illustre les atomes suivants en utilisant le modèle de Bohr Be P Ar Complète la feuille d’exercice « Les couches électroniques »

Les ions Formation des ions Un ion est un atome qui a perdu ou gagné des électrons de valence. Cation: ion formé par un atome neutre qui perd ses électrons de valence. Il devient chargé positivement. Anion: ion formé lorsque un atome neutre gagne des électrons de valence. Il devient chargé négativement. Tous les ions formés possèdent la configuration électronique du gaz rare le plus près. Les atomes sont contents avec 8 électrons 

Les ions Les métaux ont tendance à perdre leurs électrons de valence. Ce faisant ils possèdent alors un surplus de protons et deviennent chargés positivement. Les non-métaux ont tendances à gagner des électrons de valence. Ce faisant ils possèdent alors un surplus d’électrons et deviennent chargés négativement. Règle de l’octet : Un atome neutre perd ou gagne des électrons de valence pour avoir une configuration électronique complète (2é, 8é et 8é).

Les ions Dessin selon Bohr d’un ion

Les ions (nom et formule) Cations (+) métaux Anions (-) Non-métaux Groupe 1 Groupe 2 Groupe 3 Groupe 5 Groupe 6 Groupe 7 Ion Lithium Li + Ion Béryllium Be+2 Nitrure N-3 Oxyde O-2 Fluorure F- Ion Sodium Na + Ion Magnésium Mg+2 Ion Aluminium Al +3 Phosphure P-3 Sulfure S-2 Chlorure Cl- Ion Potassium K+ Ion Calcium Ca+2 Ion Gallium Ga +3 Arséniure As-3 Séléniure Se-2 Bromure Br-

Les ions Équation ionique Ca -- Ca+2 + 2é (les é qui se trouvent à droite de la flèche sont donnés) F + 1é -- F- (les é qui se trouvent à gauche de la flèche sont gagnés)

Les ions (diagramme de Lewis) On représente seulement les électrons de valence autour du symbole chimique (modèle qui aide à comprendre les liaisons chimiques

Les liaisons ioniques Les atomes se lient pour s’échanger des électrons. Les métaux donnent leurs e- de valence aux non-métaux qui reçoivent les e- de valence. (arrachent) Se faisant, il se crée un cation et un anion qu’on place ensemble pour former un composé ionique (CI). Il existe 3 types de composés ioniques, toujours formés de métaux et de non-métaux donc de cations et d’anions. Composés ioniques binaires, composés ioniques polyvalents et composés ioniques polyatomiques

Les composés ioniques binaires Formés de 1 cation (métal) et de 1 anion Méthodes pour former les composés ioniques: À l’aide des équations ioniques Ex: Mg  Mg+2 + 2é F + 1é  F- 2x ( F + 1é  F- ) Mg + 2F  MgF2 Fluorure de magnésium Il faut que le total d’é perdus soit égal au total des é gagnés Il faut que la somme des charges dans un ci soit nulle (0)

Les composés ioniques binaires Un peu de pratique… forme des composés de: Lithium et soufre Aluminium et azote Calcium et brome Oxygène et potassium Néon et bérylium

Les composés ioniques binaires Formés de 1 cation et de 1 anion (2 = binaire) Méthodes pour former les composés ioniques: À l’aide des diagrammes de Lewis Mg F F MgF2 fluorure de magnésium Un peu de pratique: Be et O, Na et N, Cl et Al, K et Ar, P et Mg .

Les composés ioniques binaires Formés de 1 cation et de 1 anion (2 = binaire) Méthodes pour former les composés ioniques: À l’aide du « chassé-croisé » Mg +2 F- MgF2 Fluorure de magnésium Indice: Nombre placé après et légèrement sous un symbole chimique qui indique dans quelle proportion se combine chacun des éléments d’un composé. Dans cette méthode la charge des ions deviennent les indices (on ne doit pas écrire les signes ni les indices 1)

Les composés ioniques polyvalents Formés de 1 cation et de 1 anion Dans ce cas le cation, peut porter des charges différentes selon les situations. Ex: Le fer  Fe+2 ou Fe +3 (voir feuille des ions polyvalents)

Les composés ioniques polyvalents Pour ces composés il existe deux systèmes de nomenclature… à apprendre! Classique: Si le cation porte la plus petite charge qu’il peut adopter, on ajoute « eux » à la fin du nom de l’élément. Ex: FeO se nomme: Oxyde ferreux Si le cation porte la plus grande charge qu’il peut adopter, on ajoute « ique » à la fin du nom de l’élément. Ex: Fe2O3 se nomme: Oxyde ferrique

Les composés ioniques polyvalents Système stock: On met entre parenthèse après le nom du ci la charge portée par l’ion polyvalent en chiffre romain. Ex: FeO se nomme: Oxyde fer (II) Ex: Fe2O3 se nomme: Oxyde fer (III) Ex: PbCl2 se nomme: chlorure de plomb (II) Ex: PbO2 se nomme: oxyde de plomb (IV) Un peu de pratique: Étain (IV) avec Br, Cr(III) avec Azote, Vanadium (V) avec Se, Fer (II) avec Arsenic.

Les composés ioniques polyatomiques Pour ces composés les anions sont des composés formé de plusieurs éléments ensembles portant une charge ( poly veut dire plusieurs atomes). Vous avez un tableau vous indiquant le nom et la charge de chacun. Lorsqu’on les nomme on prend les noms du tableau qui vous est fourni. Pour écrire la formule chimique, on doit indiquer par une parenthèse le nombre d’ions polyatomiques requis afin que la charge ionique totale soit zéro. (N.B. si on a besoin d’un seul ion polyatomique on omet les parenthèses) Ex: Mg(NO3)2 se nomme: nitrate de magnésium Ex: NaHCO3 se nomme: hydrogénocarbonate de sodium

Les composés ioniques polyatomiques Un peu de pratique Cyanure d’Aluminium Carbonate de calcium Peroxyde d’hydrogène Dichromate ferrique Sulfite d’antimoine (III) Pb(IO3)4 AlPO4

Les composés moléculaires Ces composés sont généralement formés de non-métaux seulement. Ces composés forment des liaisons covalentes. Il y a donc partage des électrons entre les atomes. Puisqu’on ne peut se fier aux charges des ions pour savoir combien d’atomes forment les composés on doit le spécifier à l’aide des préfixes suivants:

Les composés moléculaires

Les composés moléculaires Quelques exemples: NO monoxyde d’azote, on omet toujours le deuxième mono NO2 dioxyde d’azote N2O2 dioxyde de diazote N2O3 trioxyde de diazote H2O monoxyde de dihydrogène (eau) CO monoxyde de carbone CO2 dioxyde de carbone P10O5 pentoxyde de décaphosphore

Les composés moléculaires À toi de jouer, nomme des composés moléculaires suivants ou donne la formule chimique: Monoxyde de diazote Tétraoxyde de diazote Dioxyde de soufre SO3 CCl4 P4O10

Les composés moléculaires Pour écrire la formule des composés moléculaires on doit faire attention à l’ordre des symboles: Généralement on place en premier l’élément le plus à gauche dans la même période du tp ou le plus bas… L’hydrogène et l’oxygène font parfois exception à cette règle…

Les composés moléculaires

Les composés moléculaires Certains éléments ne sont jamais seul. Ils se promènent toujours en groupe. H2, O2, F2 Cl2, Br2, I2, N2, P4 et S8. Lorsqu’on les retrouve sous la forme d’élément ils sont toujours en paquet de 2 ou 4 ou 8. Pensez au Clown HOFBrINCl

Comparaison entre CI et CM Caractéristiques des composés ioniques Caractéristiques des composés moléculaires Liaison ionique = échange des électrons de valences Liaison covalente = partage des électrons de valences Forme des cristaux car l’attraction est forte entre les ions de charges opposés. Les forces d’attractions dans les liaisons covalentes sont faibles. Ils ont un point de fusion relativement élevés Les composés moléculaires ont un point de fusion relativement faible. Ils conduisent l’électricité lorsqu’ils sont en fusion ou dissous dans l’eau (CI forment des électrolytes) Les CM ne conduisent pas l’électricité sous n’importe quel état ou même dissous dans l’eau. À l’état solide, les CI ne conduisent pas l’électricité

Les équations chimiques Une équation chimique est une phrase chimique qui indique dans quelle proportion des réactifs se combinent pour former des produits suite à une réaction chimique. La loi de la conservation de la masse de M. Lavoisier est toujours respectée: dans une réaction chimique la masse totale des réactifs est toujours égale à masse totale des produits. Réactifs: substances qui subissent un changement chimique (à gauche dans une équation). Produits: Substances qui résultent d’un changement chimique (à droite dans une équation).

Écrire des équations chimiques Équation nominative:

Équation chimique balancée Équation chimique: H2 + O2 - H2O

Équation chimique balancée

Équation chimique balancée Coefficient : nombre qu’on ajoute devant un composé et qui indique la proportion dans laquelle la réaction chimique à lieu. (conservation de la masse Lavoisier)

Chapitre 6: les réactions chimiques Les réactions de synthèse Deux ou plusieurs réactifs se combinent pour former un nouveau produit (mariage) A + B  AB 2H2 + O2  2H2O

Chapitre 6: les réactions chimiques Les réactions de décomposition Un composé se dégrade en deux ou plusieurs composés ou éléments. AB  A + B CaCO3  CaO + CO2

Chapitre 6: les réactions chimiques Les réactions de déplacement simple Lorsque un élément prend la place (déplace) un autre élément d’un composé (échange de couples) AB + C  A + BC A + BC  AC + B Mg(s) + 2 HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g)

Chapitre 6: les réactions chimiques Les réactions de déplacement double Lorsque les cations de deux différents composés échangent leur place et forment deux nouveaux composés (échange de couples ☻☻) AB + CD  AD + CB Pb(NO3)2 + 2 KI  2 KNO3 + PbI2

Exercices P 257-258 et 259-260

Exercices Feuille de révision pp. 156-157 Feuille »chap. 3-comp. Ioniques » Manuel p.166 #1 à 4 Manuel p. 174 #3 à 4 Manuel pp 176-177 # 1 à 19

Chapitre 6: les réactions chimiques

Chapitre 6: les réactions chimiques Partie A L’énergie dans les réactions chimiques

Chapitre 6: les réactions chimiques Réactions exothermiques Dans ces réactions il y a un dégagement, une libération d’énergie. L’énergie des réactifs est supérieure à celle des produits. Ex: Mg + 2HCl  MgCl2 + H2 + énergie

Chapitre 6: les réactions chimiques Réactions endothermiques Dans ces réactions il y a absorption d’énergie. L’énergie des réactifs est inférieure à celle des produits. Ex: 2NH4NO3 + H2O + énergie  (NH4)2O + 2HNO3

Chapitre 6: les réactions chimiques Loi de la conservation de l’énergie L’énergie ne peut être produite ni détruite, on peut la transformer mais la quantité totale d’énergie d’un système demeure constante. L’énergie peut exister sous plusieurs formes: Thermique (chaleurmouvement des particules) Sonore (ondes) Chimique (liaisons produit par les plantes utilisé par les animaux) Déformation (élastique) Potentielle (gravitationnelle) Cinétique (de mouvement)

Chapitre 6: les réactions chimiques Loi de la conservation de l’énergie Donc selon cette loi la somme de tous les changements énergétiques des réactifs doit être égale à la somme des changements énergétiques des produits. A + B + Énergie1  C + D + Énergie2 Énergie1 + Énergie2 = 0 Donc il n’y a pas eu de changement de quantité d’énergie

Chapitre 6: les réactions chimiques Partie B Les catégories de réactions chimiques

Chapitre 6: les réactions chimiques Les réactions de synthèse Deux ou plusieurs réactifs se combinent pour former un nouveau produit (mariage) A + B  AB 2H2 + O2  2H2O

Chapitre 6: les réactions chimiques Les réactions de décomposition Un composé se dégrade en deux ou plusieurs composés ou éléments. AB  A + B CaCO3  CaO + CO2

Chapitre 6: les réactions chimiques Les réactions de déplacement simple Lorsque un élément prend la place (déplace) un autre élément d’un composé (échange de couples) AB + C  A + BC A + BC  AC + B Mg(s) + 2 HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g)

Chapitre 6: les réactions chimiques Les réactions de déplacement double Lorsque les cations de deux différents composés échangent leur place et forment deux nouveaux composés (échange de couples ☻☻) AB + CD  AD + CB Pb(NO3)2 + 2 KI  2 KNO3 + PbI2

Chapitre 6: les réactions chimiques Les réactions de combustion En présence d’oxygène un composé organique (molécule contenant du carbone et de l’hydrogène) peut subir une combustion complète. C3H6 + O2  CO2 + H2O *** S’il n’y a pas assez d’oxygène pour tout brûler alors la combustion est incomplète et s’ajoutent deux produits: le monoxyde de carbone (CO) et la suie (C)

La théorie de collision Les molécules sont toujours en mouvement, quand ils frappent un contre l’autre avec assez d’énergie et à la bonne angle il y a une réaction.

La théorie de collision Comment est-ce que ces facteurs vont influencer la réaction? Température? Concentration? Surface de contact? Remuement?

Les composés carbonés Hydrocarbure Sources: pétrole, gaz naturel (provient de matière organique enfouie soumise à un t° et une pression énorme)

Les acides et les bases Le volcan Poas (Costa Rica) culmine à 2708 mètres. Les eaux du lac, qui occupent le fond de son immense cratère principal, sont très acides et sulfureuses. © CNRS Photothèque

Les acides et les bases Quels produits utilisons-nous dans la vie courante et qui est un acide ou une base ? Quelles sont les caractéristiques des acides et des bases ? Qu’arrive-t-il lorsqu’on mélange un acide et une base ? Qu’est-ce qu’une échelle de pH ?

Définitions Acide: composé aigre au goût qui produit des ions hydrogène, H+ (aq) lorsqu’il est dissous dans l’eau Acide fort : acide qui se décompose, s’ionise complètement lorsqu’il est mélangé avec de l’eau (ex: acide sulfurique, H2SO4, fort % d’ionisation) Acide faible: acide qui lorsque mélangé dans l’eau s’ionise seulement partiellement (ex: acide acétique, CH3COOH, faible % d’ionisation)

Définitions (suite) Base: composé au goût amer, ayant une texture glissante et qui produit des ions hydroxyde, OH-(aq) lorsqu’il est dissous dans l’eau. Base forte: Base qui s’ionise complètement dans l’eau (ex: hydroxyde de sodium, NaOH (aq), fort % d’ionisation) Base Faible: Base qui s’ionise partiellement lorsque dissous dans l’eau (ex: ammoniaque, NH3 (aq) faible % d’ionisation)

Équation d’ionisation Ionisation: lorsqu’un composé ionique est dissous dans l’eau il se dissocie en ses ions constitutifs. HCl (aq) --> H+(aq) + Cl-(aq) lorsque mis dans l’eau (acide) NaOH (s) --> Na+(aq) + OH-(aq) lorsque mis dans l’eau (base)

Propriétés des acides Acides Bases Goût sur Goût amer Les AF brulent la peau Les BF brûlent la peau et une texture glissante Le papier tournesol bleu devient rouge. La phénolphtaléine est incolore (blanche) Le papier tournesol rouge de vient bleu. La phénolphtaléine est rose. Ils réagissent avec les métaux réactifs et forment de l’hydrogène (g) Ils réagissent avec certains métaux(Al) et forment de l’hydrogène (g) Lorsqu’ils réagissent avec des carbonates ils produisent du CO2 (g) Aucune réaction Pas de réaction avec NH4Cl Produisent du NH3 (forte odeur) s’ils sont mis avec NH4Cl Des acides se forment à l’aide d’oxydes non-métalliques Des bases se forment à partir d’oxydes métalliques.

Échelle de pH pH = -log concentration en H+ Présence d’hydrogène 0 à 6.9 acide 7 neutre 7.1 à 14 base

Échelle de pH et indicateur http://www.ec.gc.ca/pluiesacides/kids.html

Papier indicateur