COURS DE 4E SECONDAIRE

Science et environnement (SE) 058-402

PONT VERS CHIMIE ET PHYSIQUE DE 5e

Module 3

Transformations chimiques

Univers matériel

2

Intention pédagogique

Dans ce module, tu apprendras à mieux connaître les transformations chimiques appelées

également réactions chimiques. À travers les différents concepts que tu étudieras, des liens

seront établis pour comprendre l’importance de ces transformations dans l’environnement.

Des rappels des concepts vus dans le cours d’ATS ou de ST ont aussi été prévus tout au

long du module.

Voici les concepts du module 3 qui relèvent du cours de Science et environnement.

- Loi de la conservation de la masse

- Balancement d’équations chimiques

- Stœchiométrie

- Nature des liaisons (covalente, ionique)

- Sels

- Règles de nomenclature et d’écriture

- Réactions endothermique et exothermique

- Réaction de neutralisation acidobasique

- Synthèse, décomposition et précipitation

- Oxydation et combustion

- Photosynthèse et respiration

- Écotoxicologie

- contaminant

- bioconcentration

- bioaccumulation

- seuil de toxicité

Remerciements sincères aux enseignants qui ont contribué de près

ou de loin à la réalisation de ce cours et tout particulièrement à

Karine Lavoie et Julie Boucher.

3

RAPPEL 1er CYCLE

Les transformations physiques:

Changent l’aspect physique d’une substance sans modifier sa composition chimique, et donc

ses propriétés caractéristiques.

Ex : Changement de phase: l’eau devient de la glace ou de la vapeur

Ex : Changement de forme: broyer, casser

Les transformations chimiques:

Modifient la composition chimique des substances. On appelle aussi ce type de

transformation une réaction chimique.

Ex.: Formation de rouille, réaction acide/base, combustion, photosynthèse

Indices nous permettant de reconnaître une transformation chimique:

o Dégagement gazeux

o Dégagement ou absorption de chaleur

o Dégagement de lumière

o Changement de couleur

o Formation d’un précipité ou d’une nouvelle substance

Une réaction chimique se présente aussi sous forme d’équation :

ÉQUATION

Symbole chimique # d’atomes Formule chimique

(en indice) « se transforme en »

4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)

Coefficient État

Les différents états possibles des éléments sont :

s : solide

l : liquide

g : gaz

aq : solution aqueuse (le solvant est de l’eau)

RÉACTIFS PRODUITS

4

3.1 La loi de la conservation de la masse (Rappel ST, non vu en

ATS)

« Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » Antoine Lavoisier

Dans toutes les réactions chimiques, les atomes impliqués comme réactifs sont conservés dans les

produits. Ils se lient à d’autres atomes pour former de nouvelles substances, mais ils sont toujours

tous présents. Donc, la masse des réactifs est égale à la masse des produits. Regarde l’exemple ci-

dessous.

POURQUOI PEUT-ON DIRE « LOI » ?

L’appellation loi est utilisée pour les principes scientifiques qui s’appliquent à de nombreux domaines et qui ne semble présenter aucune exception.

Par exemple, la loi de la conservation de la masse s’applique aussi au nombre d’atomes avant et après une réaction chimique. Les atomes des réactifs se réorganisent pour former de nouveaux produits.

Exemple: 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) 4 CO2 (g) + 2 H2O (g)

RÉACTIFS PRODUITS

Nb d’atomes 4 H 4 C

10 O 4 C 8 O

4 H 2O

Masse 52 g 160 g 176 g 36 g

Masse totale 212 g 212 g

Autre exemple:

Combien de grammes de dioxyde de carbone sont produits lorsque 1140 g d’octane (C8H18(g))

sont brûlés en présence de 4000 g de dioxygène et qu’on obtient 1620 g de vapeur d’eau?

2 C8H18 (g) + 25 O2 (g) 16 CO2 (g) + 18 H2O (g)

RÉACTIFS PRODUITS

Nb d’atomes 36 H

16 C 50 O

16 C

32 O

36 H

18 O

Masse 1140 g 4000 g ? g 1620 g

Masse totale 5140 g 5140 g

Info

rmat

ion

co

mp

lém

enta

ire

5

3.2 Le balancement des équations (Rappel ST, non vu en ATS)

Toute équation chimique doit être écrite de façon à respecter la loi de la conservation de

la masse. Il faut donc vérifier si les coefficients sont exacts devant chaque molécule de

l’équation chimique.

On ne doit jamais changer les indices dans une molécule puisque ces indices indiquent le

nombre d’atomes nécessaires à la formation d’une molécule. La molécule s’écrit d’une

manière qui lui donne ses caractéristiques et ses propriétés. Exemple : l’eau est une

molécule formée de 2H et de 1O (H2O). Si l'on ajoute un seul atome d’oxygène dans la

molécule (H2O2), nous obtenons du peroxyde. Ce qui n’est pas du tout la même

substance, n’est-ce pas?

Équation balancée Équation non balancée (sans coefficients)

2 C8H18(g) + 25 O2(g) 16 CO2(g) + 18 H2O(g) __ C8H18(g) + __ O2(g) __ CO2(g) + __ H2O(g)

Stratégie de résolution de problème

1) Vérifier si le nombre d'atomes de chaque sorte est identique avant et après la réaction.

Si l'équation n'est pas balancée pour tous les atomes, suivre les étapes suivantes.

2) Repérer les molécules plus complexes (c’est-à-dire comprenant plusieurs types

d’atomes) dans l’équation. Exemples : Fe3O4, Mg3(PO4)2, CaSO4 et cibler dans ces

molécules les atomes moins fréquents (ex. Fe, Mg, P, Ca, etc.)

OU, s’il n’y a pas de molécule complexe, cibler une sorte d’atome qui se retrouve dans

une seule molécule. Exemples : Mg, Na, Cl, F, etc.

3) Balancer les atomes ciblés en utilisant des coefficients entiers.

4) Balancer les autres atomes qui se retrouvent dans plus d’une molécule (souvent le cas

avec l’oxygène).

5) Garder pour la fin, s’il y a lieu, la molécule qui contient qu’une sorte d’atomes (ex. H2,

O2).

6) Vérifier s’il est possible de réduire tous les coefficients par un dénominateur commun.

Exemple : 4 KClO3 4 KCl + 6 O2 en divisant par 2, on obtient : 2 KClO3 2 KCl + 3 O2

TRUC : Pour mieux voir et comptabiliser le nombre d’atomes de chaque côté de l’équation,

on peut faire un tableau comme ceci :

atome RÉACTIFS PRODUITS

début O 2 2

fin H 4 4

6

Exemple:

H2(g) + O2(g) H2O(g)

atome RÉACTIFS PRODUITS

début O 2 1

H 2 2

1) Vérifier si le nombre d'atomes de chaque sorte est identique avant et après la réaction.

Ici, l’équation n’est pas balancée, le nombre d’atomes de chaque sorte n’est pas le même

du côté des produits et des réactifs.

2) Repérer les molécules plus complexes dans l’équation. Exemples : Fe3O4, Mg3(PO4)2, CaSO4

et cibler dans ces molécules complexes les atomes moins fréquents (ex. Fe, Mg, P, Ca, etc.)

Ici, la molécule plus complexe (ou comportant plus d’un type d’atomes) est la molécule

d’eau. L’atome le moins fréquent est l’oxygène (O).

3) Balancer ces atomes ciblés en utilisant des coefficients entiers. (Ici, l’oxygène.

On doit ajouter une molécule d’eau pour avoir deux atomes d’oxygène de chaque côté. Les

atomes d’oxygène sont balancés. Mais, cela entraîne le débalancement du nombre

d’hydrogène.

H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

4) Balancer les autres atomes qui se retrouvent dans plus d’une molécule (souvent le cas avec

l’oxygène). Ici, ce n’est pas le cas.

5) Garder pour la fin, s’il y a lieu, la molécule qui contient qu’un type d’atomes (ex. H2, O2).

Ici, on ajoute une molécule de H2. Les atomes d’hydrogène sont balancés.

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

6) Vérifier s’il est possible de réduire tous les coefficients par un dénominateur commun.

Pas possible, l’équation est déjà à sa plus simple expression.

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

atome RÉACTIFS PRODUITS

fin O 2 2

H 4 4

7

Exemple :

Fe + H2O Fe3O4 + H2

L’équation n’est pas balancée, le nombre d’atomes de chaque sorte n’est pas le même du côté des produits et des réactifs.

atome RÉACTIFS PRODUITS

début

O 1 4

H 2 2

Fe 1 3

La molécule la plus complexe est le Fe3O4 et le fer est le moins fréquent. Nous allons

donc commencer par balancer le Fe en ajoutant le nb 3 comme coefficient.

3 Fe + H2O Fe3O4 + H2

Balancer ensuite l’oxygène puisqu’on gardera pour la fin l’hydrogène qui se retrouve

dans une molécule simple (H2). On ajoute le nb 4 devant la molécule d’H2O.

3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + H2

On termine avec la molécule qui contient qu’un type d’atomes, ici l’hydrogène.

3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + 4 H2

On refait le comptage de chaque sorte d’atome pour vérifier que tout est balancé.

atome RÉACTIFS PRODUITS

fin

O 4 4

H 8 8

Fe 3 3

Vérifier s’il est possible de réduire tous les coefficients par un dénominateur commun.

Ici, ce n’est pas possible.

3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + 4 H2

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3.3 La stœchiométrie

La stœchiométrie est l’étude des rapports de quantités pour les substances (réactifs et

produits) impliquées dans les réactions chimiques. Elle permet de prédire les quantités

impliquées dans les réactions chimiques.

o La mole est le centre des calculs stœchiométriques

Pour bien comprendre l’utilité de la stœchiométrie en chimie, voici un exemple de la vie

courante.

Admettons la recette de tarte aux pommes suivante (fictive et simplifiée) :

7 tasses 3 tasses 1 tasse 2 tartes

Cette recette nous indique que pour préparer deux tartes aux pommes, on a besoin de 7

tasses de pommes, 3 tasses de farine et d’1 tasse de sucre (les réactifs).

Maintenant, si l’on veut seulement préparer 1 tarte?

Selon cette recette, on couperait toutes les quantités des ingrédients (réactifs) par 2.

Si on voulait préparer 4 tartes?

Selon cette recette, on multiplierait les quantités des réactifs par 4.

Regardons maintenant les réactions chimiques

Le même principe s’applique aux réactions chimiques. La proportion de chacune des

substances est indiquée par les coefficients devant chaque substance lorsque la réaction est

balancée. Ainsi, on peut diviser ou multiplier les coefficients de chacune des substances par

le même nombre pour conserver les mêmes proportions. On peut attribuer l’unité de mesure

que l’on veut (molécules, moles, etc.) aux coefficients. L’important est de garder la même

unité pour tous les coefficients.

Sucre

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Le fait de connaître les coefficients d’une équation balancée nous permet de résoudre des

problèmes dans lesquelles on demande la quantité d’une substance. En effet, si on connait la

quantité d’une des substances de l’équation, on peut, en utilisant les coefficients qui

établissent les rapports de proportion, trouver la quantité inconnue d’une autre substance de

l’équation. C’est ce qu’on appelle des calculs stœchiométriques. L’important est que :

l’équation soit bien balancée

la mole soit la base des calculs

Stratégie de résolution de problème

1) Écrire l’équation et la balancer. Dans certains cas, l’équation est fournie, mais il faut

toujours s’assurer qu’elle soit balancée.

2) Identifier la variable inconnue (la question) et la variable donnée, et les écrire sous

l’équation balancée, en vis-à-vis. Le reste de l’équation n’est pas utile.

3) S’assurer que la donnée est en MOLE. Sinon, faire la conversion à partir de la masse

molaire du tableau périodique.

4) Faire le calcul du rapport de proportion à partir des coefficients de l’équation balancée. Si

la question l’exige, d’autres calculs impliquant d’autres substances de l’équation

pourraient être nécessaires.

5) Vérifier dans quelle unité de mesure la réponse est exigée, et faire la conversion au

besoin.

Exemple: La synthèse de l’eau

2 H2 + O2 2 H2O

2 molécules 1 molécule 2 molécules

16 molécules 8 molécules 16 molécules

200 molécules 100 molécules 200 molécules

2 moles de

molécules

1 mole de

molécules

2 moles de

molécules

10

Exemple: Combien de moles de fer doivent réagir pour produire 1,5 mole de Fe3O4 ?

Étapes :

1. Balancer l’équation suivante.

3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + 4 H2

2. Identifier la variable que l’on cherche et la variable donnée.

3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + 4 H2

? 1,5 mole

Note : Le reste de l’équation n’est pas utile pour résoudre le problème.

3. S’assurer que la donnée est en MOLE. Ici, c’est le cas, 1,5 mole.

4. Faire le calcul du rapport de proportion à partir des coefficients de l’équation balancée.

L’équation chimique nous dit que :

3 moles de Fe est nécessaire pour obtenir 1 mole de Fe3O4

Donc, combien de mole de Fe pour obtenir 1,5 mole.

3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + 4 H2

4,5 moles 1,5 mole

Réponse : 4,5 moles de fer

5. Vérifier dans quelle unité de mesure la réponse est exigée, et faire la conversion au

besoin. Ici, pas besoin de conversion puisque déjà en mole comme la question

l’exigeait.

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Exemple: Dans la réaction chimique suivante (non-balancée) Zn + HCl ZnCl2 + H2,

si 28 g de Zn sont utilisés, combien de grammes d’hydrogène seront produites ?

1. Balancer l’équation.

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

2. Identifier la variable que l’on cherche et la variable donnée.

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

28 g ?

3. S’assurer que la donnée est en MOLE. Ici, on doit faire la conversion du 28 g.

Convertir les grammes en mole à l’aide de la masse atomique du tableau périodique.

Zn : 65,38 g/mol donc 28 g = 0,43 mole

Écrire la donnée en mole sous la bonne substance.

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

28 g

0,43 mole

?

4. Faire le calcul du rapport de proportion à partir des coefficients de l’équation balancée.

L’équation chimique nous dit que :

1 mole de Zn est nécessaire pour obtenir 1 mole de H2

0,43 mole de Zn permettra d’obtenir 0,43 mole de H2

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

0,43 mole 0,43 mole

5. Vérifier dans quelle unité de mesure la réponse est exigée, et faire la conversion au

besoin. Ici, on doit convertir en gramme à partir de la masse molaire du H2.

1 mole de H2 = 2 g/mol

0,43 mol = ?

Réponse : 0,87 g de H2

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3.4 La nature des liaisons (Rappel du module 1)

POURQUOI LES ATOMES ONT-ILS TENDANCE À S’ASSOCIER À D’AUTRES ATOMES?

Stabilité chimique : un atome est stable chimiquement lorsque sa dernière couche

électronique est complètement remplie par les électrons de valence.

Règle de l’octet : un atome qui possède moins de huit électrons sur sa dernière couche

tend à réagir avec un autre atome pour obtenir huit électrons sur sa dernière couche

électronique.

Exception : La règle de l’octet ne s’applique pas à l’hydrogène ni à l’hélium. Pour

l’hydrogène, la stabilité est atteinte s’il acquiert un 2e électron de valence. Pour l’hélium,

la dernière couche est déjà saturée avec 2 électrons, donc il n’est pas réactif.

Les concepts en lien avec la périodicité des propriétés (rayon atomique, électronégativité) ne seront

pas évalués puisqu’ils ne font pas partie du cours Science et environnement. Cependant, ils peuvent

t’aider à mieux comprendre le comportement des atomes lors des liaisons chimiques. De plus, ils te

seront utiles en chimie de 5e secondaire.

La périodicité des propriétés (Revoir le module 1) Certaines propriétés des éléments varient en fonction de la période du tableau périodique.

C’est le cas du rayon atomique et de l’électronégativité.

Rayon atomique

Distance entre le noyau de l’atome et la dernière couche électronique. Plus l’atome a de couches électroniques, plus il est gros. Donc, dans une même colonne (famille) du tableau, les éléments du haut sont plus petits que les éléments du bas (voir le tableau suivant).

De même, pour une même période, les éléments de gauche sont plus gros que les éléments de droite, car le nombre de protons augmente tout au long de la période, ce qui attire davantage les électrons vers le centre. Donc, les couches se rapprochent du noyau.

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Électronégativité

En lien avec les charges d’un atome. Capacité à attirer les électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément. La différence d'électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de la liaison. En d’autres mots, c’est la force avec laquelle les électrons de valence sont retenus par le noyau. Plus cette force est grande, plus l’élément aura tendance à arracher des électrons à un autre élément plutôt que de les donner.

L'électronégativité des éléments d'une même famille du tableau périodique (colonne) a tendance à décroître lorsque le numéro atomique augmente, car le noyau atomique tend alors à « s'éloigner » des électrons de valence. En revanche, l'électronégativité des éléments d'une même période du tableau périodique a tendance à croître avec le numéro atomique, car la charge électrique du noyau atomique (nombre de protons) augmente et interagit davantage avec les électrons de valence. L’élément le moins électronégatif se trouve donc en bas à gauche du tableau (francium) et l’élément le plus électronégatif se trouve en haut à droite (fluor). Le tableau ci-contre illustre globalement l’électronégativité des éléments.

14

3.4.1 Liaison ionique

Liaison qui résulte d’un gain ou d’une perte d’électron. Il y a donc transfert d’un ou de

plusieurs électrons d’un atome à un autre atome.

o La différence d’électronégativité entre les deux atomes est grande

o Elle se produit entre un métal (donneur d’électrons) et un non-métal (receveur d’électrons)

o Il y a formation d’ions qui s’attirent mutuellement en raison de leur charge respective

o Une substance formée d’une liaison ionique est aussi une substance qui conduit

l’électricité donc électrolytique

Exemple : Liaison entre le potassium et le brome

K Famille I = 1 électron de valence

Métal, donneur d’électron, il devient l’ion K+ (il a perdu un électron)

Br Famille VII = 7 électrons de valence

Non-métal, receveur d’électron, il devient l’ion Br- (il a reçu un électron)

Avec la notation de Lewis, on représente la liaison ionique :

Les sels, exemples de substances issues de liaisons ioniques

Un sel est une molécule formée d’un ion positif et d’un ion négatif par une liaison ionique. Les

ions peuvent être monoatomiques comme le Ca+2 ou polyatomiques comme le sulfate, SO42-.

Représentation avec la notation de Lewis

Qui

devient

Ion positif Ion négatif

Qui

devient

Ion positif Ion négatif

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3.4.2 Liaison covalente

Liaison qui résulte d’un partage d’électrons. Donc, les deux atomes impliqués se partagent une ou plusieurs paires d’électrons (partage 1 à 1).

o La différence d’électronégativité entre les deux atomes est petite

o Elle se produit entre deux non-métaux différents (ex.: PCl3) ou entre deux non-

métaux identiques (ex. : S8)

Exemple : Liaison entre deux atomes d’azote

N Famille V = 5 électrons de valence

Non-métal, receveur d’électrons

Lors de la formation de la molécule N2, chaque atome partage trois électrons avec un autre

atome d’azote.

Représentation avec la notation de Lewis

Note : Chaque paire d’électron partagée (1 à 1) est encerclée.

NOMBRE DE LIAISONS POSSIBLES POUR UN ÉLÉMENT

MÉTAL* NON-MÉTAL*

Correspond aux deux familles de

gauche du tableau périodique et

celle du Bore (familles I, II, III)

Ils pourront former autant de

liaisons chimiques qu'ils possèdent

d'électrons de valence.

Correspond aux trois familles de droite

du tableau périodique exception des

gaz inertes (familles V, VI, VII)

Ils pourront former un nombre de

liaisons chimiques égal à la différence

entre 8 et leur nombre d'électrons de

valence

*Note : La division du tableau ci-haut entre métal et non-métal n’est pas complètement vraie.

Il existe des éléments qui ont, à la fois, des propriétés des métaux et des non-métaux que

l’on nomme métalloïdes.

16

3.5 Les règles de nomenclature et d’écriture

Elles permettent de nommer les composés chimiques et d’écrire leurs formules selon des

conventions.

Voici trois tableaux présentant des éléments essentiels pour l’écriture des composés

chimiques binaires. Les ions polyatomiques surlignés (tableau de droite) sont à mémoriser.

La nomenclature qu’il faut utiliser doit permettre d’identifier le composé chimique.

Exemple : Pour identifier le Na2CO3, on doit utiliser l’appellation carbonate de disodium qui

traduit mieux comment le composé est formé au lieu de bicarbonate de soude, même si ce

dernier est plus communément utilisé. Plusieurs composés courants ont un nom commun dont l’application de la nomenclature

usuelle n’est pas applicable et exigée. Par exemple :

H2O(l) Eau

NH3(g) Ammoniac

CH3COOH Vinaigre

C12H22O11(s) Sucre

CH3OH(l) Méthanol

Les ions polyatomiques courants

CHARGE FORMULE NOM

+1 NH4

+

H3O+

Ammonium

Hydronium

-1

ClO4-

ClO3-

ClO2-

ClO-

NO3-

OH-

CH3COOH-

MnO4-

Perchlorate

Chlorate

Chlorite

Hypochlorite

Nitrate

Hydroxyde

Acétate

Permanganate

-2

SO4-2

SO3-2

CO3-2

CrO4-2

Cr2O7-2

C2O4-2

MnO4-2

Sulfate

Sulfite

Carbonate

Chromate

Bichromate

Oxalate

Manganate

-3

PO4-3

BO3-3

AsO4-3

Phosphate

Borate

Arséniate

-4 P2O7-4 Pyrophosphate

PRÉFIXES

1 Mono

2 Di

3 Tri

4 Tétra

5 Penta

6 Hexa

7 Hepta

8 Octa

9 Ennéa ou Nona

10 Déca

Les exceptions

Élément Nom

S (Soufre) Sulfure

N (Azote) Nitrure

H (Hydrogène) Hydrure

O (Oxygène) Oxyde

C (Carbone) Carbure

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Démarche pour nommer un composé binaire à partir de la formule chimique

1. Nommer en premier l’élément qui est écrit en dernier dans la formule chimique en lui

ajoutant le suffixe « ure ».

Exemples :

o NaCl : Chlore Chlorure

o LiF : Fluor Fluorure

2. Nommer en deuxième l’élément qui est écrit en premier dans la formule chimique,

précédé de la préposition « de ».

Exemples :

o NaCl : de sodium o LiF : de lithium

3. Ajouter le préfixe numérique approprié selon le nombre d’atomes dans la molécule.

Exemples : o CaCl2 : Dichlorure de calcium o P2O5 : Pentaoxyde de diphosphore

Attention : Les ions polyatomiques, peu importe leur charge, se nomment SANS y ajouter le

suffixe « ure »

o NaClO4 : Perchlorate de sodium

o NH4Cl : Chlorure d’ammonium

o NH4NO3 : Nitrate d’ammonium

o Ca(OH)2: Dihydroxyde de calcium

Démarche pour écrire la formule chimique d’un composé binaire à partir de son nom

Le premier élément à écrire est celui des deux éléments qui est situé plus à gauche dans

le tableau périodique. C’est aussi généralement le moins électronégatif. Ex. : LiF, CaS

Attention : La règle s’applique aussi à l’hydrogène, mais contrairement aux autres, il a une

forte électronégativité (exception). Ex. : HCl, H2O

Pour une liaison entre deux atomes identiques, on ajoute simplement le préfixe numérique

au nom de l’élément.

o Ex : O2 (Dioxygène), N2 (Diazote)

Dans les liaisons avec des éléments de la même famille, il faut écrire en premier l’élément

qui est le plus bas dans la famille (puisqu’il est le moins électronégatif).

18

3.6 LES TYPES DE TRANSFORMATIONS CHIMIQUES

3.6.1 Les réactions endothermiques et exothermiques

Exothermique : transformation chimique qui dégage de l’énergie.

Demande parfois une amorce.

Manifestations perceptibles :

o augmentation de la température environnante puisque l'énergie dégagée par la

formation de liaisons dans les produits est supérieure à l'énergie requise pour

briser les liaisons dans les réactifs

o production de lumière

Exemples :

Les piles

La combustion

Les changements d’état de la matière suivants : de gazeux à liquide (liquéfaction),

de liquide à solide (solidification), de gazeux à solide (condensation)

La respiration cellulaire : C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) + 2 803 kJ

(le bilan énergétique est écrit à droite de la flèche)

Endothermique : transformation chimique qui absorbe de l’énergie.

Manifestations perceptibles :

o diminution de la température environnante

Exemples :

La cuisson d’un gâteau

Les changements d’état de la matière suivants : de liquide à gazeux (vaporisation),

de solide à liquide (fusion), de solide à gazeux (sublimation) La dissolution d’un soluté dans un solvant

La photosynthèse : 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) + 2 803 kJ C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

(le bilan énergétique est écrit à gauche de la flèche)

La loi de la conservation de la matière s'applique peu importe si la réaction est

exothermique ou endothermique.

Réactifs Produits + Énergie

Réactifs + Énergie Produits

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3.6.2 La neutralisation acidobasique (Rappel ST, non vu en ATS)

Neutralisation : Réaction chimique par laquelle les acides et les bases réagissent

ensemble, perdent leurs propriétés respectives et forment des substances chimiquement neutres, un sel et de l’eau.

Équation générale de la neutralisation acidobasique

ACIDE + BASE EAU + SEL

Exemple :

HCl + NaOH NaCl + H2O acide base sel eau

Lien avec l’environnement

Le chaulage : solution temporaire à l'acidification des cours d’eau dû aux pluies acides

La réduction des émissions polluantes représente vraisemblablement la meilleure solution à

long terme pour éliminer le problème des pluies acides. Toutefois, en attendant ces

réductions, il faut parfois recourir à des solutions temporaires et le chaulage représente l'une

de ces rares alternatives.

Le chaulage consiste à déverser un produit qui neutralise l'acidité des eaux de surface. Ce

produit est généralement de la calcite moulue prédissoute dans l'eau. Un chaulage à la

calcite permet de hausser graduellement le pH des eaux à un niveau adéquat pour les

organismes aquatiques. D'autres produits ont été ou sont encore utilisés : chaux, chaux

hydratée, soude caustique, etc. Toutefois, ces derniers ne sont pas recommandés pour un

chaulage en milieu naturel, du fait qu'ils génèrent une hausse trop rapide du pH pour les

organismes aquatiques présents dans les eaux de surface. Le chaulage en continu est aussi

possible pour les petits cours d'eau ou les lacs qui se vidangent rapidement.

Le chaulage ne constitue qu'une solution temporaire et doit être refait périodiquement afin de

garder un niveau de pH acceptable au cours des années. Le recours au chaulage ne s'avère

pas la solution idéale pour corriger le problème d'acidité au Québec en raison du très grand

nombre de lacs acides, des frais occasionnés et des critères d'utilisation (les lacs ne peuvent

pas tous être chaulés). Au Québec, le chaulage a été évalué expérimentalement par le

ministère de l'Environnement et de la Faune. Une vingtaine de lacs, principalement dans la

région de Trois-Rivières, sont maintenant chaulés sur une base régulière.

Source : Ministère du Développement durable, de l'Environnement, de la Faune et des Parcs

20

Calcul de la neutralisation

Pour connaître le nombre de mole de base ou le nombre de mole d’acide nécessaire pour

une neutralisation, il faut d’abord équilibrer l’équation chimique et regarder le rapport de

proportion entre les réactifs (dans le cas d’une neutralisation, un acide et une base).

Dans la réaction suivante de neutralisation, HCl + NaOH NaCl + H2O

on a un rapport de 1 :1, c’est-à-dire une mole de NaOH pour neutraliser une mole de HCl.

Ainsi, en toute logique, si la concentration de l’acide est de 2 mol/L et son volume est de 100

mL et que la base a une concentration de 4 mol/L, donc deux fois plus concentrée, le volume

de base nécessaire pour neutraliser l’acide sera la moitié de 100 mL, donc 50 mL. On peut se

servir du tableau suivant pour mieux pour l’illustrer.

Acide Base

Volume : 100 mL Volume : 50 mL

Concentration : 2 mol/L Concentration : 4 mol/L

C’est donc dire que la formule servant à faire des calculs sur la dilution, C1 V1 = C2 V2 (voir

module 2), peut aussi être utilisée pour le calcul de la neutralisation puisque c’est une formule

de rapport de proportion. Ainsi pour arriver à une neutralisation complète, il faut

nécessairement que la concentration et le volume de la base soit égale à la concentration et

le volume de l’acide, CB VB = CA VA.

Stratégie de résolution avec l’exemple de la neutralisation KOH + HF KF + H2O

Tu as sous la main du KOH de concentration 0,1 mol/L et 10 mL de HF. En laboratoire, tu as

réussi à neutraliser l’acide en utilisant 5 mL de KOH. Quelle est la concentration de l’acide ?

1) Vérifier si l’équation est balancée. oui

2) Établir le rapport entre l’acide et la base. ici 1 : 1

3) Mettre les concentrations en mol/L et les volumes en mL ou L pour obtenir les mêmes

unités. ici, c’est ok

4) Utiliser le tableau si besoin.

Acide Base

VA : 10 mL VB : 5 mL

CA : ? CB : 0,1 mol/L

5) Faire le calcul ou utiliser la logique dans les cas simples.

CA = CB VB CA = 0,1 mol/L x 5 mL = 0,05 mol/L

VA 10 mL

6) Vérifier si la réponse est logique. La concentration de l’acide (0,05 mol/L) est la moitié de

celle de la base. Pour 10 mL d’acide, on a eu besoin de la moitié de volume de la base. ok

21

3.6.3 La synthèse, la décomposition et la précipitation (Rappel ST 3e, non vu

ATS 3e)

Synthèse : Transformation chimique dans laquelle des éléments ou des composés

simples réagissent et forment un composé plus complexe.

o Équation générale : deux réactifs (A et B) réagissent ensemble pour former un

composé (AB).

A + B AB

o Exemple : Synthèse du sel de table : Cl2(g) + 2 Na(s) 2 NaCl(s)

Décomposition : Transformation chimique dans laquelle un composé se sépare en

éléments ou en composés plus simples.

o Équation générale :

AB A + B

o Exemple : Décomposition de l’eau forme deux molécules plus simples que la

molécule d’eau initiale : 2 H2O(l) 2 H2(g) + 02(g)

o La décomposition est le processus inverse de la synthèse.

Précipitation : Formation d’un composé peu soluble ou insoluble (solide) lors de la

réaction entre deux électrolytes (solutions aqueuses). Ce solide se nomme précipité.

o Exemple : AgNO3(aq) + NaOH(aq) AgOH(s) + Na+(aq) + NO3

-(aq)

Lien avec l’environnement

L'eau et les rejets industriels

Pendant des dizaines d'années, les fleuves ont hérité des rejets industriels et des eaux

résiduaires industrielles, déchets liquides résultant de l'extraction ou de la transformation de

matières premières et de toutes les formes d'activité de production. Même si les principaux

établissements industriels se sont dotés de stations d'épuration spécifiques, l'essentiel des

rejets sont des rejets directs parfois appelés " rejets naturels " (sic). En effet, l'eau - des

fleuves, des rivières, des canaux, de la mer - a longtemps été " l'exutoire " qui permettait

d'évacuer ces déchets.

22

Des micropolluants

Les métaux lourds sont des micropolluants à l'origine de nuisances même quand ils sont

rejetés en quantités très faibles (leur toxicité se développe par bioaccumulation et

bioamplification). [voir section 3.7 de ce module]

Par ailleurs, de petites quantités en proportion (mesurées en microgrammes par litre) sont

souvent compensées par un effet volume compte tenu de l'importance des débits d'eau.

L'industrie est responsable de la quasi-totalité des rejets de métaux lourds dans l'eau. La

nécessité de réduire ces rejets n'est plus discutée.

Apparition sous l'effet de l'érosion

Les métaux lourds présents en trace dans les sols, sous une forme particulaire, apparaissent

sous l'effet de l'érosion. Le ruissellement sur les surfaces imperméables (sols, chaussées)

ainsi que les sources anthropiques (causées par l’humain) s'ajoutent à ces sources naturelles

liées à l'érosion.

Leur impact environnemental dépend des réactions chimiques dans le milieu aquatique

(réactions liées à l'acidité, l'alcalinité, la température, l'oxygénation...) et de la coexistence de

deux phénomènes : la bioaccumulation et la bioamplification. Cette dernière entraîne une

concentration progressive des éléments en traces au fur et à mesure des absorptions dans la

chaîne alimentaire (eau, plancton, poisson herbivore, poisson carnivore, homme).

Techniques d'élimination des métaux lourds

On distingue cinq familles de procédés d'élimination des métaux lourds dont la précipitation

chimique :

Précipitation chimique

En contrôlant le pH et, par addition dans l'eau brute, de réactifs de précipitation (sulfures,

carbonates, phosphates, ...), d'agents de coagulation-floculation (chlorure ferrique, hydroxyde

d'aluminium) et dosage de polymères, les métaux lourds présents dans l'eau brute seront

retenus au sein des flocs formés qui seront ensuite piégés au cours de l'étape de

décantation.

Source : Veolia Eau Solutions & Technologies

23

3.6.4 L’oxydation et la combustion (Rappel ST et ATS)

Oxydation : Transformation chimique impliquant de l’oxygène comme réactif ou une

substance ayant des propriétés semblables (Cl2, Br2). Il y a formation d’un oxyde et

dégagement d’énergie (réaction exothermique).

o Substance qui permet l’oxydation : oxydant (souvent l’oxygène)

o Réaction très courante puisque l’oxygène est présent dans l’air.

o Exemples : combustion, respiration cellulaire, formation de la rouille.

Exemple : Oxydation du cuivre

Ainsi, la présence de l’oxygène dans l’air est la cause de la dégradation des matériaux ou

des substances qui nous entourent. C’est pourquoi divers moyens sont employés pour en

atténuer les effets. Exemples : traitement des surfaces à l’aide de vernis ou de peinture,

antioxydants utilisés dans le domaine alimentaire, emballage sous vide, etc.

Combustion : transformation chimique d’oxydation très courante qui dégage de l’énergie

(réaction exothermique).

TROIS FACTEURS INDISPENSABLES

Combustible : Substance qui s’oxyde (brûle) lors de

la réaction.

o Liquide : alcool, gaz naturel, essence

o Solide : bois, papier

o Gazeux : propane

Comburant : Substance qui permet la combustion du

combustible en réagissant avec lui.

o Le plus efficace : O2

Point d’ignition : Température qui doit être atteinte

par un combustible pour que la réaction s’amorce.

o Ex : feu, briquet, frottement de l’allumette

Combustible + Comburant Oxyde + Énergie

2 Cu(s) + O2(g) 2 CuO(s) + énergie

TRIANGLE DE FEU

oxydant oxyde

24

TROIS TYPES DE COMBUSTION

Combustion lente : elle se produit à de basses températures et dégage peu de chaleur sur

une longue période de temps

Exemples : la respiration cellulaire, la fermentation, la formation de rouille

Combustion vive : elle est rapide et dégage une grande quantité d’énergie. On peut l’associer

à une flamme, elle doit avoir lieu à haute température

Exemples : moteur, incendies, éruptions volcaniques

Combustion spontanée : Combustion vive dont le combustible atteint sa température

d’ignition sans apport d’énergie extérieure. Le gaz doit être présent dans une concentration

suffisante

Exemple : Le feu prend dans le foin sec durant l’été

Exemple de calcul de l’énergie dégagée

La combustion du propane

Selon l’équation équilibrée suivante, la combustion d’une mole de propane (C3H8) dégage

2046 kJ de chaleur. Quelle est la quantité d’énergie libérée si on brûle uniquement 450 g

de propane?

C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O + 2046 kJ

1 mole = (12 X 3) + (1 X 8) =44 g/mol

450 g = 10,23 mol

10,23 mol X 2046 kJ/mol = 20 930,6 kJ

Lien avec l’environnement

Répercussions de la combustion sur l’environnement

Au cours des dernières années, les effets négatifs de la combustion sur l'environnement,

notamment les émissions de gaz à effet de serre (GES), qui contribuent au réchauffement de

la planète, ont beaucoup retenu l'attention. Le Protocole de Kyoto (1997) traite de cette

question et le Canada, qui en est signataire, s'est engagé à réduire, entre 2008 et 2012, ces

émissions de 6 p. 100 par rapport aux niveaux de 1990. Le changement climatique provoqué

25

par le réchauffement de la planète représente l'un des plus grands défis que doivent relever

non seulement le Canada mais le monde entier. Une meilleure gestion des procédés de

combustion ainsi qu'une production et une consommation d'énergie plus efficaces sont deux

des stratégies clés pour réduire les émissions atmosphériques. Au Canada, la collaboration

des propriétaires et des opérateurs d'équipement de combustion est indispensable pour

atteindre l'objectif de réduction des émissions de GES et des pluies acides.

Tableau 2. Émissions engendrées par les systèmes de combustion et leurs effets

ÉMISSION SOURCE EFFET

CO2 (gaz carbonique) Combustion complète du carbone contenu dans le combustible

Réchauffement de la planète

CO (monoxyde de carbone)

Combustion incomplète du carbone contenu dans le combustible

Smog

SO2 (dioxyde de soufre) Combustion du soufre contenu dans le combustible

Smog, pluie acide

NOx (oxydes d'azote) Sous-produit de la plupart des procédés de combustion

Pluie acide

N2O (oxyde nitreux) Sous-produit de certains procédés de combustion

Réchauffement de la planète

COV (composés organiques volatils)

Fuite et évaporation de combustibles liquides (engendrés p. ex. par les véhicules, les réservoirs de carburant, les pompes à carburant, les raffineries et les solvants des peintures)

Smog

CH4 (méthane) Composé principal du gaz naturel; fuite des puits de gaz, des canalisations et des réseaux de distribution

Réchauffement de la planète

H2O (vapeur d'eau) Combustion de l'hydrogène contenu dans le combustible

Brouillard localisé

Particules (poussière, suie, fumées)

Carbone et hydrocarbures non brûlés ou brûlés partiellement; cendres et saletés contenues dans le combustible

Smog

Éléments traces Impuretés dans le combustible Agents carcinogènes potentiels

Composés halogénés Composés de combustible ou d'air comburant contenant des halogènes (chlore, fluor, brome et iode)

Agents carcinogènes potentiels, réchauffement de la planète

Ressources naturelles Canada (www.rncan.gc.ca)

26

3.6.5 La photosynthèse et la respiration (Rappel ST, non vu ATS)

Respiration cellulaire (combustion) : Transformation chimique par laquelle l’énergie

contenue dans les sucres est libérée pour effectuer un travail dans les cellules vivantes.

La photosynthèse : transformation chimique par laquelle des

organismes vivants transforment l’énergie rayonnante du soleil en

énergie chimique. Elle permet aux cellules végétales de fabriquer

leur propre nourriture grâce à la chlorophylle (pigment contenu dans

les chloroplastes des cellules, photo).

La photosynthèse et la respiration cellulaire sont des réactions inverses : les produits

et les déchets de l’une sont les réactifs de l’autre.

C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O + Énergie

6 CO2 + 6 H2O + Énergie C6H12O6 + 6 O2

C6H12O6

6 O2

6 CO2

6 H2O

Énergie

Énergie lumineuse

6 CO2

6 O2

6 H2O

C6H12O6

Comburant

Combustible

27

3.7 L’écotoxicologie

L’écotoxicologie étudie les conséquences écologiques de la pollution de l’environnement

par les contaminants (polluants) et les radiations qu’on y rejette.

Un contaminant est une substance issue de l’activité humaine qui est rejetée dans

l’environnement alors qu’il ne s’y retrouve pas de façon naturelle ou qui augmente sa

concentration de façon significative. Ainsi, un contaminant altère les propriétés physiques,

chimiques ou biologiques d’un organisme ou d’un écosystème. Ils peuvent être classés selon

leur nature. Par exemple, les :

contaminants chimiques : nitrates, phosphates, métaux lourds, pesticides, solvants,

hydrocarbures, etc.

contaminants biologiques : bactéries, virus, parasites, algues, etc.

contaminants physiques : uranium, vapeur et eau chaude, etc.

Seuil de toxicité : Concentration minimale au-delà de laquelle un contaminant produit un

effet néfaste notable sur un organisme (ex. mg/kg de masse de l’organisme).

Les facteurs qui influencent la toxicité d’un contaminant sont, par exemple, sa concentration,

les caractéristiques du milieu dans lequel il est rejeté, la nature des organismes avec lequel il

est en contact (certains sont plus sensibles que d’autres), la durée d’exposition au

contaminant.

Certains contaminants sont dégradés naturellement dans l’environnement, d’autres, comme

certains pesticides ou les métaux lourds, sont très persistants.

La bioaccumulation est l'absorption d'un contaminant et son accumulation dans les tissus

d'un organisme vivant. Le contaminant peut être absorbé directement à partir du milieu

environnant (comme en respirant l’eau contaminée ou en nageant dans l’eau contaminée) ou

en se nourrissant constamment de proies contaminées. Il y a bioaccumulation quand

l'absorption et la rétention de contaminants est supérieure à l'élimination naturelle.

En d’autres mots, c’est la capacité de certains organismes (végétaux, animaux, fongiques,

microbiens) à absorber et concentrer dans tout ou une partie de leur organisme (partie

vivante ou inerte telle que l'écorce ou le bois de l'arbre, la coquille de la moule, la corne, etc.)

certaines substances chimiques.

La bioconcentration est un cas particulier de bioaccumulation où l’organisme accumule un

contaminant par contact direct avec son milieu et non pas son alimentation.

Certains organismes connus pour accumuler des polluants sont utilisés ou pourraient l'être

comme bioindicateur ou pour la bioévaluation environnementale (biomonitoring). Par

exemple, la moule zébrée (moule d'eau douce) accumule des éléments métalliques.

28

La bioamplification est l’accumulation dans les tissus des organismes vivants lors de

l’ingestion de proies contaminées à chaque niveau trophique d’une chaîne alimentaire.

Par exemple (voir illustration), le mercure

naturel, et celui émis par les centrales

électriques au charbon, l'industrie, les mines,

etc., aboutit en mer et dans les sédiments

marins où il se transforme en partie en

méthylmercure (plus toxique et entrant

facilement dans la chaîne alimentaire où il se

concentre à chaque étape de cette chaîne).

Ceci explique que les grands prédateurs

comme les cachalots, orques, requins, thons,

espadons ou des charognards comme le

flétan contiennent les taux de mercure les plus

élevés.

La maladie de Minamata

Dès 1956, dans la ville de Minamata (petit port japonais de la côte ouest de l'île de Kyūshū),

d'abord chez les chats, puis chez les pêcheurs et leur famille qui ont consommé du poisson

ou des coquillages, on observe les premières victimes de l’intoxication au mercure. En 2009,

53 ans après le début officiel de la maladie, plus de 13 000 malades ont été reconnus et près

de 25 000 sont encore en attente d'une décision des autorités pour être indemniser . C’est la

conséquence de la pollution de la mer par le méthylmercure dans la baie de Minamata par les

usines pétrochimiques.

Ce contaminant provoque, à la longue, des troubles du système nerveux comme des troubles

mentaux, des difficultés d'élocution, de la paralysie et, dans les cas les plus graves, un coma

convulsif éventuellement suivi de mort. Ce fut le drame de Minamata.

29

ACTIVITÉ D’INTÉGRATION

Afin de t’aider à donner du sens à tes apprentissages, l’activité suivante vise à faire des liens entre les

différents concepts que tu as appris. Une banque de mots est mise à ta disposition. Tous les mots n’y

sont pas écrits. De plus, les mots ne sont pas accordés en genre et en nombre. À toi de trouver!

Banque de mots

coefficient devant les substances incendie de forêts réactif pluie acide exothermique

impact sur l’environnement cours d’eau acide incinérateur complexe balancement

traitement des métaux lourds règle de nomenclature synthèse covalente chauffage

durée d’exposition précipitation respiration équation sel

loi de la conservation de la masse

30

EXERCICES : Les transformations chimiques

1) On fait réagir 2 g de dihydrogène avec 16 g de dioxygène, combien de grammes d’eau obtiendra-t-on ?

2 H2 + O2 2 H2O

2 moles + 1 mole = 2 moles

(2 g) 1 mole + ½ mole (16 g) = 1 mole (18 g)

2) En neutralisant l'acide sulfurique (H2SO4) par de la soude caustique (NaOH), on obtient du sulfate de sodium (Na2SO4) et de l'eau. Quelle équation traduit la transformation chimique?

a) Na2SO4 + 2 H2O H2SO4 + 2 NaOH b) H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O c) H2SO4 + NaOH Na2SO4 + 2 H2O d) Na2SO4 + H2O H2SO4 + 2 NaOH

3) Balancez les équations suivantes :

a) __1__ HBr + _1___ NaOH __1__ NaBr + __1__ H2O

b) __1__ C + __1__ O2 __1__ CO2

c) __3__ Mg + __1__ N2 __1__Mg3N2

d) __1__ CaCO3 __1__ CaO + __1__ CO2

e) __2__ C + __1__ O2 __1__ CO

f) __1__ Zn + __1__ H2SO4 __1__ ZnSO4 + _1___ H2

g) __2__ H2 + __1__O2 __2__H2O

h) __2__ KCl + __1__MgF2 __2__KF + _1___MgCl2

i) ___1_N2 + __3__H2 __2__NH3

j) __2__ Fe + __3__Cl2 __2__FeCl3

k) __1__Na2SO4 + __1__CaCl2 __1__CaSO4 + __2__ NaCl

l) __3__ Mg(OH)2 + _2___H3PO4 __1__ Mg3(PO4)2 + _6___H2O

m) __4__ HCl + __1__O2 __2__H2O + __2__Cl2

n) __1__ CaCl2 + __1__Na2CO3 _1___CaCO3 + __2__ NaCl

o) __2__ KClO3 __2__ KCl + __3__ O2

p) __1__ CH4 + __1__O2 __1__ CO2 + _2_H2O

q) __2__ C2H2 + __5__O2 _4___CO2 + _2_H2O

r) __1__ C2H5OH + __3__O2 _2___CO2 + __3__H2O

s) __2__ H2O2 __2__H2O + __1__O2

t) __2__ MnO2 + __8__ HCl __2__ MnCl + __3__Cl2 + _4_H2O

u) __2__ NaOH + __1__H2SO4 __1__Na2SO4 + __2__H2O

Pour pratiquer davantage :

http://www.webqc.org/balance.php

http://www.ostralo.net/equationschimiques/pages/p5a.htm

31

4) Pour chacun des exemples de combustion présentés dans le tableau suivant, indiquez le

comburant et le combustible.

Exemple de combustion Comburant Combustible

La digestion d’un aliment. L’oxygène L’aliment

Un journal qui prend feu. L’oxygène Le journal

Le foin sec qui prend feu dans une grange. L’oxygène Le foin

5) Quelle réaction chimique chacun des énoncés suivants décrit-il ?

a) La production de dioxygène par les plantes.

Une réaction de photosynthèse.

b) Le maintien de la température corporelle.

La respiration cellulaire.

c) Des bananes qui noircissent à l’air libre.

Une réaction d’oxydation.

d) Des pièces d’artifice qui explosent lors d’une fête.

Une combustion vive.

e) Un feu de forêt causé par la chaleur.

Une combustion spontanée.

f) Un vieux bateau qui rouille.

Une combustion lente ou une oxydation.

6) Vous partez pour une mission à bord de la navette spatiale. Le technicien veut savoir

combien de kg d’O2 sont nécessaires pour brûler les 5000 kg du réservoir de

dihydrogène liquide.

2 H2 + O2 2 H2O

2 moles 1 mole 2 moles

5000 kg ? kg

2 g = 1 mole H2

5000 kg en mole = 2 500 000 moles

Rapport 2 pour 1 donc 1 250 000 mol d’O2

1 mole O2 = 32 g (0,032 kg)

1 250 000 mol = 40 000 kg

32

7) La grenouille suivante peut ralentir son métabolisme dans les moments difficiles. Quelle

masse de glucose a-t-elle besoin si elle expire 44 g de CO2?

C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O

1 mole de CO2 = 44 g

Rapport 6 CO2 pour 1 C6H12O6

1 mole = 180 g donc, 0,17 mol

0,17 mol = 30,6 g

8) La photosynthèse est l'inverse de la respiration cellulaire. Combien de moles de CO2

sont consommées par une plante si elle consomme 3 moles d'eau?

6 CO2 + 6 H2O 1 C6H12O6 + 6 O2

Rapport de 6 moles de CO2 pour 6 moles de H2O

Donc, 3 moles de H2O pour 3 moles de CO2

9) Les voitures sont responsables, comme l'industrie, de la formation des pluies acides. Combien de moles d'acide sulfurique seront produites si une voiture consomme 3 moles de trioxyde de soufre?

SO3 + H2O H2SO4

Rapport de 1 mole de SO3 pour 1 mole de H2SO4

Donc, 3 moles de SO3 pour 3 moles de H2SO4

10) Un fermier désire neutraliser un champ qu'il croit acide avec du CaCO3. Combien de kilogrammes de H2SO4 sont présentes si le fermier a eu besoin de 100 kg de CaCO3 pour neutraliser son champ?

CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + H2O + CO2

1 mole CaCO3 = 100 g

100 kg (100 000 g) = 1000 moles

Rapport de 1 mole de CaCO3 pour 1 mole de H2SO4, donc 1000 moles de H2SO4

1 mole de H2SO4 = 98 g, donc 1000 moles = 98 000 g = 98 kg

1 mole 6 moles

? g 44 g

6 moles 6 moles

? mol 3 moles

1 mole 1 mole

3 moles ? mol

1 mole 1 mole

100 kg ? kg

33

11) Une usine réussit à réduire de 50 % ses émanations de SO2 dans l'atmosphère. Si auparavant elle engendrait 4000 kg de SO3, combien de moles de dioxyde de soufre seront utilisées aujourd'hui?

2 SO2 + O2 2 SO3

1 mole de SO3= 80 g

4 000 kg (4 000 000 g) =50 000 moles de SO3

Rapport de 2 moles de SO2 pour 2 moles de SO3, donc 50 000 moles de SO3

Réduction de 50% = 25 000 moles

12) Combien de grammes de soufre avez-vous besoin pour produire 2 moles de Al2S3?

2 Al + 3 S Al2S3

Rapport de 3 moles de S pour 1 mole de Al2S3, donc pour 2 pour 6 moles de S

1 mole de S = 32 g

6 moles de S= 192 g

13) Combien de moles de H2 réagissent avec 3 moles de N2 pour produire du NH3?

3 H2 + N2 2 NH3

Rapport de 3 moles de H2 pour 1 mole de N2

Donc, 3 moles de N2 pour 9 moles de H2

14) Quelle masse de Cu pouvez-vous isoler si on utilise 2 moles de sulfure de dicuivre?

Cu2S + 2 Cu2O 6 Cu + SO2

Rapport de 1 mole de Cu2S pour 6 moles de Cu

Donc, 2 moles pour 12 moles de Cu

1 mole de Cu= 63,55 g, donc 12 moles= 762,6 g

2 moles 2 moles

?mol 4 000 kg

3 moles 1 mole

? g 2 moles

3 moles 1 mole

? mol 3 moles

1 mole 6 moles

2 moles ? g

34

15) À l’aide de la notation de Lewis, représenter les liaisons dans les molécules suivantes.

S’agit-il d’une liaison ionique ou covalente?

a) NaCl

Liaison : ionique

b) F2

Liaison : covalente_____

16) Les molécules suivantes sont formées par des liaisons ioniques ou covalentes?

a) KCl ____ionique__________

b) O2 ____covalente________

c) C3H8 ____covalente_____

d) MgO _____ionique _____

17) Qu’est-ce qui caractérise un lien covalent?

a) Le partage d’un ou plusieurs électrons entre deux non-métaux. b) Le partage d’un ou plusieurs doublets d’électrons entre un métal et un non-métal. c) Le transfert d’un ou plusieurs électrons entre deux non-métaux. d) Le transfert d’un ou plusieurs électrons enter un métal et un non-métal.

18) Parmi les substances suivantes, lesquelles sont des substances formées de liaisons covalentes?

1. CsF 2. PBr3

3. CaI2 4. BaAt2

5. SrO 6. S8

7. AlCl3 8. CO2

19) Remplissez le tableau suivant.

Élément Nombre

d’électrons de valence

Tendance à perdre ou à gagner des électrons

Nombre d’électrons perdu ou gagner

Potassium

Silicium

Argon

Gallium

Sélénium

a) 2-6-8 b) 1-5-7 c) 2-4-8 d) 3-5-7

1 Tendance à perdre 1

4 Tendance à gagner ou à perdre 4

8 Aucune 0

3 Tendance à perdre 3

6 Tendance à gagner 2

35

20) Écrivez les formules des composés suivants à partir de leur nom.

Hexafluorure de soufre : SF6 Dioxyde d'étain : SnO2

Chlorure de sodium : NaCl Trifluorure de phosphore : PF3

Difluorure d'étain : SnF2 Trifluorure d'or : AuF3

Trioxyde de soufre : SO3 Chlorure de lithium : LiCl

Oxyde de calcium : CaO Sulfure de plomb : PbS

Disulfure de silicium : SiS2 Dioxyde de manganèse : MnO2

Dibromure de calcium : CaBr2 Trichlorure de phosphore : PCl3

21) Dans chacune des situations suivantes, déterminez s’il s’agit d’une réaction

endothermique ou exothermique.

a) La neige qui fond au printemps. Une réaction endothermique.

b) La formation de la buée sur un miroir. Une réaction exothermique.

c) Une chandelle qui brûle. Une réaction exothermique.

d) La sublimation de la boule à mites. Une réaction endothermique.

22) Nommez les composés suivants à partir de leur formule.

a) HgS : _ sulfure de mercure _______

b) HBr : __bromure d’hydrogène_____

c) PbO2 : __dioxyde de plomb_______

d) AgI : ___iodure d’argent_________

e) Na2O : __oxyde de disodium______

f) CsH : ___hydrure de césium______

g) LiH : ___hydrure de lithium_______

h) HgO : __oxyde de mercure_______

i) AlBr3 :__tribromure d’aluminium___

j) N2 : __diazote_______________

k) CO2 : ___dioxyde de carbone_____

l) Mg(NO3)2 : dinitrate de magnésium

m) SiF4 : __tétrafluorure de silicium___

n) Al2O3 :__trioxyde de dialuminium___

o) SiCl4 :__tétrachlorure de silicium___

p) CaO : __oxyde de calcium________

q) FeCl3 : _trichlorure de fer_________

r) CuBr2 :__dibromure de cuivre_____

s) KNO3 : __nitrate de potassium_____

t) Na2OH : _hydroxyde de disodium__

u) H3PO4 :_phosphate de trihydrogène

v) Li2CO3 : __carbonate de dilithium__

w) NH4OH : _hydroxyde d’ammonium_

x) Al2(SO4)3 : trisulfate de dialuminium___

36

23) Au cours d’un repas, une personne consomme en grande quantité un aliment

contaminé.

a) Y a-t-il bioconcentration?

Non puisque la bioconcentration est un processus par lequel le contaminant ne

peut être absorbé par voie alimentaire.

b) Y a-t-il nécessairement bioaccumulation chez cette personne?

Non. La personne peut être en mesure de l’éliminer. Cela dépend du type de

contaminant.

24) Comme vous savez que la bioamplification du mercure affecte la chaîne

alimentaire marine, vous déconseillez à un ami de manger trop de thon ou de

saumon (poissons prédateurs). Il vous demande de lui expliquer pourquoi. Que lui

répondrez-vous?

Le niveau de mercure augmente de façon quasi exponentielle d’un niveau trophique

à un autre. Les poissons ingérés sont à des niveaux supérieurs de la chaîne

alimentaire. Ils contiennent un niveau élevé de mercure. L’ingestion en grande

quantité peut amener des problèmes de santé important (voir texte sur Minamata).

25) Un lynx absorbe des pesticides en mangeant des lièvres qui se nourrissent de

végétaux contaminés. La santé des lièvres est touchée, mais pas celle du lynx.

Qu’est-ce qui pourrait expliquer le fait que les contaminants ont des effets différents

sur les deux espèces?

Le lynx élimine le contaminant. Il n’y a pas de bioaccumulation dans ce cas.