Transcript 3, TRANSFORMATIONS DE LA MATIÈRE - École Samuel

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
Les transformations physiques

Les transformations chimiques

Les transformations nucléaires
2



Elles ne modifient ni la nature ni les
propriétés caractéristiques de la matière
Les atomes et les molécules ne changent
pas
Il y a …
 les changements de formes
 les changements d’états
 les dilutions et les dissolutions
3


Elles modifient la nature et les propriétés
caractéristiques de la matière
Il y a réarrangement des liaisons entre les
atomes et formation de nouvelles
molécules
4
2 molécules de butane réagissent avec 13
molécules de dioxygène pour former 8 molécules
de dioxyde de carbone et 10 molécules d’eau
produits
réactifs

5


Au cours d’une réaction chimique, les
molécules et les atomes des substances
initiales (réactifs) se réorganisent en
substances nouvelles (produits)
Exemple
Une molécule de méthane
réagit avec 2 molécules de
dioxygène pour former une
molécule de dioxyde de
carbone et 2 molécules d’eau
réactifs
produits
6

Cinq indices permettent de reconnaitre la
présence d’une transformation chimique
 Un dégagement gazeux
 Un dégagement ou une absorption de chaleur
 Un dégagement de lumière
 Un changement de couleur
 La formation d’un précipité
7
8


Elle établit, qu’au cours d’une réaction
chimique, la masse totale des réactifs
est toujours égale à la masse totale
des produits
En fait, …
 la masse est conservée
 le nombre d’atomes de chaque élément
est conservé
 le nombre de molécules n’est pas
nécessairement conservé
Antoine Laurent
Lavoisier
1743-1794
9

Exemple
16 g + 64 g
→
44 g + 36 g
 La masse totale des réactifs est égale à la masse
totale des produits
 Le nombre d’atomes de chaque élément est
conservé
 Le nombre de molécule est, dans ce cas, conservé
10

La combustion du propane
44 g +
160 g
204 g
→
=
132 g + 72 g
204 g
11
12


Balancer une équation chimique, c’est ajouter
des coefficients numériques devant les
formules moléculaires des réactifs et des
produits, de façon à ce que la loi de la
conservation de la matière soit respectée
Une équation chimique non balancée se
nomme une « équation squelette »
13

1. les coefficients doivent tous être entiers





2. les coefficients doivent être le plus petit possible
3. ne jamais ajouter ni enlever de substances
4. ne jamais modifier les indices
5. toujours vérifier son résultat final
Trucs et astuces…
 Attribuer le coefficient « 1 » à la molécule la plus complexe
 Garder les substances simples pour la fin (les molécules
diatomiques ou les atomes seuls)
 Ne pas chercher à équilibrer un élément qui se retrouve
dans plusieurs molécules en premier
14

Équation squelette : N2 + H2 → NH3
▪ Placer un « 2 » devant la molécule la plus complexe
(NH3)
▪ N2 + H2 → 2NH3
▪ Placer un « 1 » devant N2
▪ 1N2 + H2 → 2NH3
▪ Placer un 3 devant H2
▪ 1N2 + 3H2 → 2NH3

Équation balancée :
N2 + 3H2 → 2NH3
15

Équation squelette

CH4 + Cl2 →
 1 CH4
+ Cl2 →
 1 CH4 +
Cl2 →
HCl +
C
HCl +
C
4 HCl
+
C
→ 4 HCl +
C
 1 CH4 + 2 Cl2 → 4 HCl +
1C
 1 CH4 +
2 Cl2
Équation balancée
 CH4 +
2 Cl2
→
4 HCl
+ C
16


http://www.ostralo.net/equationschimiques/
pages/p2a.htm pour te pratiquer
http://www.youtube.com/watch?v=LNxS7aH
5QBs explication vidéo 8 min
17
18


La stœchiométrie est l’étude des quantités
de réactifs et de produits impliqués dans
une réaction chimique
Les calculs stœchiométriques permettent de
déterminer les quantités de réactifs
nécessaires pour réaliser une réaction et de
prédire les quantités de réactifs produits
19

Exemple : l’oxydation du cuivre (1)
2Cu
+
O2
→ 2CuO
2 atomes de cuivre
1 molécule de
dioxygène
2 molécules d’oxyde de
cuivre
2 moles d’atomes de
cuivre
1 mole de molécules
de dioxygène
2 moles de molécules
d’oxyde de cuivre
8 moles d’atomes de
cuivre
4 moles de molécules
de dioxygène
8 moles de molécules
d’oxyde de cuivre
« 2y » moles d’atomes
de cuivre
« y » moles de
molécules de
dioxygène
« 2y » moles de
molécules d’oxyde de
cuivre
20
2Cu
+
O2
2 moles d’atomes 1 mole de molécules
de cuivre
de dioxygène
→
2CuO
2 moles de molécules
d’oxyde de cuivre
2 mol ∙ 63,55 g/mol
1 mol ∙ (2 x 16,00
g/mol)
2 mol ∙ (63,55 g/mol + 16,00
g/mol)
127,10 g
32,00 g
159,10 g
21

Combien de moles de dioxygène sont nécessaires à
l’oxydation de 12 moles d’atomes de cuivre?
2Cu
+
→
O2
2 moles
1 mole
12 moles
? moles

𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒅’𝒂𝒕𝒐𝒎𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑪𝒖
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑶𝟐

Réponse: 6 moles
=
2CuO
𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒅’𝒂𝒕𝒐𝒎𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑪𝒖
? 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑶𝟐
22

Combien de moles d’oxyde de cuivre seront formées par l’oxydation de
88,97 g de cuivre en présence de tout l’oxygène nécessaire?
2Cu
2 mol
+
O2
→
2CuO
2 mol
88,97 g
? mol


Combien de moles représentent 88,97 g?
 63,55 g / 1 mol Cu = 88,97 g / ? mol Cu
 (1 mol Cu ∙ 88,97 g) / 63,55 g = 1,4 mol Cu
Combien de moles de CuO seront produites?
 2 mol Cu / 2 mol CuO = 1,4 mol Cu / ?
 2 mol CuO ∙ 1,4 mol Cu / 2 mol Cu = 1,4 mol CuO
23

Combien de grammes de cuivre seront nécessaires à la formation
de 63,64 g d’oxyde de cuivre en présence de tout l’oxygène
nécessaire?
2Cu

+
O2
→
2CuO
127,10 g
159,10 g
?g
63,55 g
𝟏𝟐𝟕,𝟏𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖
𝟏𝟓𝟗,𝟏𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶
? 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖
= 𝟔𝟑,𝟓𝟓
𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶
50,91 g de Cu
24


Combien de grammes de cuivre seront nécessaires à la formation
de 63,64 g d’oxyde de cuivre en présence de tout l’oxygène
nécessaire?
2Cu + O2 → 2CuO
Nombre de moles de CuO
127,10 g
159,10 g
?g
63,64 g

79,55 g / 1 mol CuO = 63,64 g / ? mol CuO
 1 mol CuO ∙ 63,64 g / 79,55 g = 0,8 mol CuO

Nombre de moles de Cu

2 mol Cu / 2 mol CuO = ? / 0,8 mol CuO
 0,8 mol CuO ∙ 2 mol Cu / 2 mol CuO = 0,8 mol Cu

Masse de Cu

1 mol Cu / 63,64 g = 0,8 mol Cu / ?
 63,64 g ∙ 0,8 mol Cu / 1 mol Cu = 50,91 g
25

http://www.youtube.com/watch?v=ajk5bi7Tt
yc Alloprof vidéo stœchiométrie 8 min
26
27


Les réactions exothermiques sont des
transformations chimiques qui dégagent de
l’énergie dans le milieu environnant
Les réactions endothermiques sont des
transformations chimiques qui absorbent de
l’énergie provenant du milieu environnant
28

Il est donc souvent possible de distinguer les
2 types de réactions en mesurant la variation
de température du milieu environnant…
 Si la température du milieu environnant
augmente, la réaction est exothermique
 Si la température du milieu environnant
diminue, la réaction est endothermique
29

Ce qu’il faut savoir sur les liaisons…
 Il faut toujours fournir de l’énergie pour briser une
liaison chimique
 La formation d’une nouvelle liaison
s’accompagne toujours d’une libération d’énergie

La différence entre l’énergie totale absorbée lors du
bris des liaisons des réactifs et l’énergie totale
dégagée lors de la formation des nouvelles liaisons
permet de déterminer si la réaction est de type
endothermique ou de type exothermique
30
31
32
Réaction endothermique
Réaction exothermique
Absorbe de l’énergie
Dégage de l’énergie
La température de l’environnement La température de l’environnement
diminue
augmente
L’énergie chimique totale contenue
dans les produits est plus élevée
que l’énergie chimique totale
contenue dans les réactifs
L’énergie chimique totale contenue
dans les réactifs est plus élevée que
l’énergie chimique totale contenue
dans les produits
L’énergie apparait à gauche dans
l’équation chimique
L’énergie apparait à droite dans
l’équation chimique
33



1. Calculer la quantité totale d’énergie que
doivent absorber les molécules des réactifs
pour briser leurs liaisons chimiques
2. Calculer la quantité totale d’énergie qui se
dégage lors de la formation des liaisons
chimiques dans les molécules des produits
3. Faire le bilan énergétique
 (énergie des réactifs) moins (énergie des produits)
▪ Une valeur négative indique une réaction exothermique
▪ Une valeur positive indique une réaction endothermique
34


voir p 115-117 OBS
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
 Les réactifs
▪ CH4 : 4 liaisons simples C-H ► 4 x 414 kJ
▪ 2O2 : 2 liaisons doubles O=O ► 2 x 498 kJ
▪ Énergie totale absorbée par les réactifs pour
briser les liaisons de leurs molécules :
▪(4 x 414) + (2 x 498) = 2652 kJ
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 Les produits
▪ CO2 : 2 liaisons doubles C=O ► 2 x 741 kJ
▪ 2H2O : 4 liaisons simples O-H ► 4 x 464 kJ
▪ Énergie totale dégagée par les produits
lors de la formation des liaisons de leurs
molécules :
▪(2 x 741) + (4 x 464) = 3338 kJ
36
 Bilan énergétique
▪ (Énergie absorbée par les réactifs) moins
(énergie dégagée par les produits)
▪ 2652 kJ – 3338 kJ = -686 kJ
▪La combustion du méthane est donc une
réaction exothermique qui dégage
686 kJ/mol de CH4
▪CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + 686 kJ
37

Quelle quantité d’énergie sera dégagée lors
de la formation de 81,6 g d’ammoniac?
 Équation squelette: N2 + H2 → NH3
 Équation balancée: N2 + 3H2 → 2NH3
 Nombre de moles de NH3?
▪ n = m/M alors …
▪ n = 81,6 g/ 17 g/mol …
▪n = 4,8 mol
38

Les réactifs
 N2 : 1 liaison triple N-N
► 946 kJ
 3H2 : 3 liaisons simples H-H
► 3 x 435 kJ
 Énergie totale absorbée par
les réactifs pour briser les
liaisons de leurs molécules :
▪ 946 + (3 x 435) = 2251 kJ
39

Les produits
 2NH3 : 6 liaisons simples N-H
►6 x 389 kJ
 Énergie totale dégagée lors de
la formation des liaisons des
molécules du produit :
▪ (6 x 389) = 2334 kJ
40

Finalement…
 (Énergie absorbée par les réactifs) moins (énergie
dégagée par les produits)
 2251 kJ – 2334 kJ = -83 kJ
 Puisque la synthèse de 2 moles d’ammoniac libère
83 kJ, la synthèse de 4,8 moles d’ammoniac
libèrera donc …
▪
2 𝑚𝑜𝑙
83 𝑘𝐽
=
4,8 𝑚𝑜𝑙
?
….
Réponse: 199,2 kJ
41
42







Les synthèses et les décompositions
Les précipitations
Les neutralisations acidobasiques
L’oxydation
La combustion
La respiration cellulaire
La photosynthèse
43

Lors d’une synthèse, 2 ou plusieurs réactifs se
combinent pour former un nouveau produit (ou
plus)
 Ex : la synthèse du dioxyde d’azote
 N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g)

Lors d’une décomposition, un composé se
sépare en 2 ou plusieurs composés ou éléments
 Ex : l’électrolyse de l’eau
 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
44



Il y a précipitation lorsqu’un solide insoluble
se forme lors du mélange de 2 solutions
homogènes
Le solide insoluble se nomme le précipité
Il est possible de prédire la formation ou non
d’un précipité en consultant un tableau de
solubilité des composés ioniques (OBS 118)
45



NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq)
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/animations/chang_7e_esp/crm3s2_3.s
wf
46



Il s’agit d’une transformation chimique dans
laquelle un acide réagit avec une base pour
former un sel et de l’eau
Pour neutraliser une solution acide, on lui
ajoute une solution alcaline (basique) : le
mélange final sera une solution neutre
lorsque les 2 quantités d’ions (H+ pour l’acide
et OH- pour la base) seront en quantités
égales
OBS p 119
47

Acide(aq) + Base(aq) → Sel(aq) + Eau(l)

HF(aq) + KOH(aq) → KF(aq) + H2O(l)

H2SO4(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgSO4(aq) + 2H2O(l)

2HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaBr2(aq) + 2H2O(l)
48


Ce sont des transformations chimiques dans
lesquelles l’oxygène (ou un élément oxydant
qui joue un rôle semblable (Cl ou Br par
exemple) est impliqué.
L’oxydant arrache un ou des électrons à
l’élément oxydé et ensemble ils forment un
oxyde.
 Ex : 4Fe(s) + 3O2(g) → 2 Fe2O3
(s)
49

Les métaux s’oxydent rapidement en
présence d’humidité)
50

Le vin et les aliments s’oxydent
 la pomme brunit
 le gout du vin est altéré parce qu’il
réagit avec l’oxygène de l’air

La lumière accélère l’oxydation
des huiles et de la bière
 les fabricants de bières utilisent
des contenants foncés et placent
les bouteilles dans des boites de
carton pour diminuer l’exposition à
la lumière
51


Les combustions sont des oxydations qui
libèrent de l’énergie
Ex …
 Le bois qui brule
 Le fer qui rouille
 La respiration cellulaire
52
 Présence de comburant
 Présence de combustible
 L’atteinte de la température d’ignition
ajout d’énergie extérieure
pour atteindre la TI

Ex : C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) + Énergie
53
 Le comburant (l’oxygène est le plus répandu) est
une substance capable d’entrer en réaction avec
un combustible afin de lui faire libérer une partie
de l’énergie chimique qu’il stocke
 Il est essentiel pour alimenter la combustion
54

Le combustible est une substance qui a la
capacité de s’oxyder en transformant son
énergie chimique en énergie thermique
55


La température d’ignition est la température
nécessaire pour que la combustion s’amorce
(elle est différente pour chaque combustible)
La température d’ignition du bois (c’est-à-dire
la température qu’il faut atteindre pour qu’il
s’enflamme) est de 250 °C pour la plupart des
résineux et de 350 °C pour les feuillus.
(Wikipedia).
56
57

Combustion vive

Combustion spontanée

Combustion lente
58


Elle est spectaculaire et libère beaucoup
d’énergie (thermique et lumineuse) en un
court laps de temps
Feu de bois, combustion de l’essence…
59


C’est une combustion vive et
imprévisible dans laquelle le
combustible atteint sa
température d’ignition sans
apport extérieur d’énergie
Ex ; marmite d’huile sur une
cuisinière
60


Combustion qui se
produit lentement,
sur une relativement
longue période de
temps
Exemples:
décomposition,
respiration cellulaire
et corrosion
Corrosion du cuivre
61
62

Il s’agit d’un transformation chimique au
cours de laquelle l’énergie rayonnante du
soleil est transformée en énergie chimique
(énergie stockée dans les liaisons chimiques
intramoléculaires).
http://archives.universcience.fr/francais/ala_cite/expo/tempo/planete/
portail/labo/carbone/photosyntese.html
63

Des cellules végétales spécialisées
contiennent un pigment (une substance
colorée) vert qui se nomme la chlorophylle.
Ce pigment capte l’énergie des rayons
solaires pour produire du glucose et du
dioxygène à partir de l’eau pompée du sol et
du dioxyde de carbone capté dans l’air.

6CO2(g) + 6H2O(l) + Énergie → C6H12O6(s) + 6O2(g)

64
65



C’est la réaction inverse de la photosynthèse
Les produits de la photosynthèse sont les
réactifs de la respiration cellulaire et vice
versa.
Il s’agit d’une combustion lente (ou une
oxydation) qui se produits dans les cellules
des organismes vivants hétérotrophes
(organismes vivants incapables de produire
eux-mêmes leur nourriture)
66

C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) + Énergie
67
68
Les halocarbures sont des substances chimiques
composées entre autres, d'halogène (brome, chlore
avec ou sans fluor) et de carbone.
 Ils sont utilisés comme réfrigérants dans les
systèmes de climatisation et de réfrigération,
comme agents extincteurs dans les systèmes
d'extinction d'incendie, et comme agents gonflants
pour la fabrication des mousses. On les emploie
aussi comme solvants. Les halocarbures posent un
double problème environnemental, car la plupart
d'entre eux contribuent à l'appauvrissement de la
couche d'ozone et sont des gaz à effet de serre qui
contribuent aux changements climatiques.

69