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1 Tableau périodique

2 Atome: petite particule de matière sous formes de solides, liquides et gaz (ex: H, O, Na, Cl, He).
Ion: atome ou groupe d’atomes chargé électriquement (ex: H+, O-2, Na+, Cl-, SO4-2). Cations: ion chargé positivement (ex: H+, Na+). Anions: ion chargé négativement (ex: O-2, Cl-). Molécule: ensemble de plusieurs atomes. Ex: H2O. Tableau périodique: Liste qui classifie les atomes par ordre croissant de masse atomique. Numéro atomique: indique le nombre de protons dans le noyau et d’électrons sur les orbites. Masse atomique relative: masse proportionnelle aux nombres de protons (ex: 3) et de neutrons ex: 4) ou de nucléons (ex: = 7 nucléons) et un nucléon ≈ 1, (ou 1/12 masse du C). Capacité de combinaison ou charge électrique: nombre de charge(s) qu’un atome pourrait avoir dans une molécule si l’(es) électron(s) étai(en)t complètement transféré(s). Exemple: Li (lithium) + - Protons: particules positives du noyau atomique Électrons: particules négatives en orbite autour du noyau Neutrons: particules neutres du noyau atomique

3 Charge électrique des ions simples: Na+, Cl-, H+, O-2
Charge électrique des ions complexes (ou polyatomiques): NH4+ = N-3 + [4 *(H+)] = ammonium NO3- = N+5 + [3 *(O-2)] = nitrate SO4-2 = S+6 + [4 *(O-2)] = sulfate CO3-2 = C+4 + [3 *(O-2)] = carbonate etc: bicarbonate (HCO3-), phosphate PO4-3, hydroxyde (OH-), nitrite (NO2-) (voir note au bas du tableau périodique)

4 12,01 g de C = 1 mol = 602 214 milliards de milliards d’atomes
Mole = quantité d’atomes dans 12g de carbone = 6, x 1023 atomes = constante (symbole = mol) d’Avogadro 1 mol carbone = milliards de milliards d’atomes même chose qu’une douzaine pommes 1 mol plomb = milliards de milliards d’atomes ou une douzaine d’œufs 12,01 g de C = 1 mol = milliards de milliards d’atomes 6,00 g de C = 0,5 mol = milliards de milliards d’atomes 26,98 g d’Al = 1 mol = milliards de milliards d’atomes 6,00 g d’Al = 6,00 g / 26,98 g = 0,22 mol = milliards de milliards d’atomes La mole est une unité compréhensible de comptage au même titre que la centaine ou la vingtaine ou la douzaine.

5 Molarité = unité de concentration décrivant la quantité de mole par litre (M ou mol/L). Peut aussi s’exprimer sous la forme millimole (mM ou mmol/L), micromole (μM ou µmol/L), nanomole (nM ou nmol/L)… du système métrique. Exemples: Si: Na 22,99 + Cl 35,45 = poids de la molécule NaCl= 58,44 Alors: 1 M NaCl = 58,44 g/L Si: 45,00 g de NaCl sont ajoutés à 1 L d’eau = ? M Alors: 1 M = 58,44 g/L → solution de NaCl aura une molarité = 0,77 M ? g/L Si: je veux préparer une solution NaCl 0,25 M Alors: 1 M = 58,44 g/L → 14,61 g à dissoudre dans 1 L d’eau 0,25 M ? g/L

6 Force ionique (I): Charge totale en éléments dissous dans une solution
I = ½ ∑ Ci (Zi)2 où ∑ = symbole de sommation Ci = concentration d’un ion (M) Zi = valence d’un ion (charge électrique) Exemple : 0,01 M NaCl I = ½ [(0,01M de Na * (+1)2) + (0,01M de Cl * (-1)2)] I = ½ [ 0,01 M de Na + 0,01 de Cl ] = 0,01M 0,01 M CaCl2 I = ½ [(0,01 M de Ca * (+2)2) + (0,02 M de Cl * (-1)2)] I = ½ [(0,04 M de Ca) + (0,02 M de Cl)] = 0,03M

7 Bilan ionique Postulat : la solution de sol respecte le concept d’électroneutralité Électroneutralité : ∑ charges positives = ∑ charges négatives NO3-1 = N+5 + [3 *(O-2)] = nitrate SO4-2 = S+6 + [4 *(O-2)] = sulfate Cations Anions K+ Ca2+ Mg2+ Total Cl- NO3- SO42- Bilan μmol /L 6 4 14 2 charge(c) 1 2 (6 µmol K/L *1) + (4 µmol Ca/L*2) + (4 µmol Mg/L*2) (6 µmol Cl/L*1) + (6 µmol NO3/L*1) + (2 µmol SO4/L *2) µmol(c)/L 6 8 22 4 16 ≠ Anions organiques (COD)

8 Rappel mathématique du cologarithme10
pH: potentiel hydrogène est la mesure de l’activité chimique des ions hydrogènes (H+) en solution. Le pH mesure l’acidité ou la basicité d’une solution. Un pH < 7 est acide (ex: pH jus de citron = 2,3) Un pH ≈ 7 est neutre (ex: pH sang humain = 7,4) Un pH > 7 est basique (ex: pH eau de javel = 11,0) pH = -log10[H+] → cologarithme de la concentration (exprimée en moles par litre) des ions hydrogène. Rappel mathématique du cologarithme10 Si on sait que la fonction du cologarithme est: y = -log10(x) équivalent à pH = -log10(H+) et que sa réciproque est: x = 10-y équivalent à H+ = 10-pH 3,0 8,0 pH 10-3 10-8 [H+] (M ou mol/L)

9 3,0 12,0 pH 10-3 10-12 [H+] 10-7 7,0 Dominance des H+ H2O Dominance des OH- Échelle de pH oscille entre 0 et 14 et représente un bilan entre les H+, les OH- et H2O Ex: pH = 4 [H+] = 10-4 M ou 100 µmol H+/L [OH-] = M ou 0,0001µmol OH-/L [H2O] = M ou 0, µmol H2O/L Alors quelle est la concentration d’ions H+ d’une solution à pH 4 ? H+ = ou plus simplement H+ = 0,0001 mol/L ou 100 µmol/L (mol/L * 106 = µmol/L) Et une solution à pH 10 ? H+ = ou plus simplement H+ = 0, mol/L ou 0,0001 µmol Ex: pH = 11 [H+] = M ou 0,00001 µmol H+/L [OH-] = 10-3 M ou 1000 µmol OH-/L [H2O] = M ou 0, µmol H2O/L

10 Coefficient stoechiométrique: Coefficient affecté dans une équation chimique qui permet d’équilibrer les équations Ex: 2H2 + O2 → 2H2O (réactifs) → (produit) Le coefficient du dihydrogène est 2, celui du dioxygène est 1 et celui de l’eau est 2. Le produit contient autant d’atomes d’hydrogène et d’oxygène que les réactifs. Ex: CH4 + 2 O2→ CO2 + 2 H2O Le coefficient du méthane (CH4) est 1 et celui du dioxygène (2 O2) est 2. Lorsque le coefficient est égal à 1, il n’est pas écrit il est sous entendu. Celui du dioxyde de carbone est 1 et celui de l’eau est 2