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organisation-matiere.tex
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@ -313,25 +313,25 @@ Dans le tableau~\vref{tab-molecs-models-formules}, j'ai opté pour une représen
\end{table} \end{table}
\begin{table}[H] \begin{table}[!htbp]
\begin{center} \begin{center}
\label{tab-molecs-models-formules-liaisons} \label{tab-molecs-models-formules-liaisons}
\begin{tabular}{m{7em} m{7em} m{15em}} \begin{tabular}{m{7em} m{7em} m{15em}}
\hline \hline
Méthane & ${ {CH}_{4} }$ & \chemfig{H-C(-[2]H)(-[6]H)-H} \\ Méthane & \chemform{CH_4} & \chemfig{H-C(-[2]H)(-[6]H)-H} \\
\hline
Butane & \chemform{C_4H_{10}} & \chemfig{H-C(-[2]H)(-[6]H)-C(-[2]H)(-[6]H)-C(-[2]H)(-[6]H)-C(-[2]H)(-[6]H)-H} \\
\hline \hline
Butane & ${ {C}_{4}{H}_{10} }$ & \chemfig{H-C(-[2]H)(-[6]H)-C(-[2]H)(-[6]H)-C(-[2]H)(-[6]H)-C(-[2]H)(-[6]H)-H} \\
\hline\hline
\end{tabular} \end{tabular}
\caption{Quelques molécules chimiques et leur modèle éclaté avec différentes liaisons entre atomes. 2} \caption{Quelques molécules chimiques et leur modèle éclaté avec différentes liaisons entre atomes. 2}
\end{center} \end{center}
\end{table} \end{table}
\subsubsection*{Un peu hors programme ...} \subsubsection*{Un peu hors programme\dots{}}
... mais bon à savoir quand même pour votre culture générale. Ci-après les deux représentations montrent un tueur de masse, l'éthanol qui est appelé couramment " alcool " et qui se trouve dans toutes les boissons alcoolisées du commerce quelque soit leur degré d'alcoolémie (leur quantité d'alcool) ou des bouteilles qui viennent d'un lointain passé faite par un bouilleur de crû. La réglementation est très sévère concernant la fabrication, la consommation et le transport de cette substance. Chaque année, entre accidents de la route (car l'alcool est l'un des facteurs le plus présent dans les accidents mortels routiers), violences (conjugales ou autres) et maladies liées à l'absorption d'éthanol ce sont près de 49000 personnes en 2016 (chiffres de l'INSEE) qui en sont mortes. \dots{}mais bon à savoir quand même pour votre culture générale. Ci-après les deux représentations montrent un tueur de masse, l'éthanol qui est appelé couramment «~alcool~» et qui se trouve dans toutes les boissons alcoolisées du commerce, quel que soit leur degré d'alcoolémie (leur quantité d'alcool) ou des bouteilles qui viennent d'un lointain passé faite par un bouilleur de crû. La réglementation est très sévère concernant la fabrication, la consommation et le transport de cette substance. Chaque année, entre accidents de la route (car l'alcool est l'un des facteurs le plus présent dans les accidents mortels routiers), violences (conjugales ou autres) et maladies liées à l'absorption d'éthanol, ce sont près de \num{49000} personnes en 2016 (chiffres de l'INSEE) qui en sont mortes.
\begin{table}[H] \begin{table}[!htbp]
\begin{center} \begin{center}
\label{tab-molec-ethanol} \label{tab-molec-ethanol}
\begin{tabular}{c c} \begin{tabular}{c c}
@ -341,53 +341,52 @@ Dans le tableau~\vref{tab-molecs-models-formules}, j'ai opté pour une représen
\end{center} \end{center}
\end{table} \end{table}
\subsection{Une nouvelle espèce chimique identifiée au XIXe siècle : les Ions} \label{sec:ions} \subsection{Une nouvelle espèce chimique identifiée au XIX\ieme{} siècle : les ions} \label{sec:ions}
\subsubsection{Définition d'un ion} \subsubsection{Définition d'un ion}
\textbf{ Un ion est un atome ou un morceau de molécule auquel on a ajouté ou auquel on a retiré un ou plusieurs électrons. Les ions peuvent être positifs ou négatifs, ils peuvent aussi être formés à partir d'un atome seul (ce sera un ion monoatomique) ou d'un groupe d'atomes (ce sera un ion polyatomique).} \textbf{Un ion est un atome ou un morceau de molécule auquel on a ajouté ou auquel on a retiré un ou plusieurs électrons. Les ions peuvent être positifs ou négatifs, ils peuvent aussi être formés à partir d'un atome seul (ce sera un ion monoatomique) ou d'un groupe d'atomes (ce sera un ion polyatomique).}
Exemples d'ions : ${ {Cu}^{2+} \quad {SO}_{4}^{2-} \quad {NH}_{4}^{+} \quad {Cl}^{-} }$ Exemples d'ions : \hspace{5mm} \chemform{Cu^{2+}} \hspace{5mm} \chemform{SO_4^{2-}} \hspace{5mm} \chemform{NH_4^+} \hspace{5mm} \chemform{Cl^-}
\subsubsection{Les ions positifs ou cations} \subsubsection{Les ions positifs ou cations}
Les cations sont des ions positifs car ils ont perdu un électron ou des électrons par rapport à l'atome ou la molécule originelle. Ces ions sont suivis d'un " + " en exposant. Les cations sont des ions positifs car ils ont perdu un ou plusieurs électrons par rapport à l'atome ou la molécule originelle. Ces ions sont suivis d'un \texttt{+} en exposant.
Exemples : Exemples :
\begin{itemize} \begin{itemize}
\item l'ion cuivre II ${ {Cu}^{2+} }$. L'écriture montre que cet ion est issu d'un atome de cuivre ${Cu}$, le " 2+ " signifie qu'il lui manque 2 électrons car 2 de ses protons n'ont pas leur charge électrique annulée par la présence d'un électron, la charge globale est donc positive, 2 fois. \item l'ion cuivre II \chemform{Cu^{2+}}. L'écriture montre que cet ion est issu d'un atome de cuivre \chemform{Cu}. Le \texttt{2+} signifie qu'il lui manque deux électrons car deux de ses protons n'ont pas leur charge électrique annulée par la présence d'un électron. La charge globale est donc positive, deux fois.
\item l'ion sodium : ${ {Na}^{+} }$. L'ion sodium (Natrium en latin) est issu d'un atome de sodium ${ {Na}^{+} }$ , le " + " signifie qu'il lui manque 1 électron car 1 de ses protons n'a plus de charge électrique annulée par la présence de cet électron, la charge globale est donc positive. \item l'ion sodium : \chemform{Na^+}. L'ion sodium (Natrium en latin) est issu d'un atome de sodium \chemform{Na}. Le \texttt{+} signifie qu'il lui manque un électron car un de ses protons n'a plus de charge électrique annulée par la présence de cet électron, la charge globale est donc positive.
\end{itemize} \end{itemize}
\begin{table}[H] \begin{figure}[!htbp]
\begin{center} \begin{center}
\label{Be-Be2+}
\begin{tabular}{c c} \begin{tabular}{c c}
Atome de Béryllium \textit{Be} & Ion Béryllium 2+ ${ {Be}^{2+} }$ \\ Atome de Béryllium \chemform{Be} & Ion Béryllium 2+ \chemform{Be^{2+}} \\
\includegraphics[scale=0.5]{img-atom-Be.png} & \includegraphics[scale=0.5]{img-ion-Be2plus.png} \\ \includegraphics[scale=0.5]{img-atom-Be.png} & \includegraphics[scale=0.5]{img-ion-Be2plus.png} \\
\end{tabular} \end{tabular}
\caption{Tableau comparatif de l'atome de \textit{Be} et de l'ion ${ {Be}^{2+} }$} \caption{\label{fig:Be-Be2+}Tableau comparatif de l'atome de \chemform{Be} et de l'ion \chemform{Be^{2+}}}
\end{center} \end{center}
\end{table} \end{figure}
Dans l'image $ \uparrow $ l'atome Be $\longrightarrow$ $Be^{2+}$, $Be^{2+}$ contient toujours 4 $\oplus$ mais n'a plus que 2 $\overline{e}$ : ${ 4 \ \oplus + 2 \ \overline{e} = 2 \ \oplus }$ ce qui se traduit par le "2+" dans l'écriture $Be^{2+}$. Dans la figure~\vref{fig:Be-Be2+}, par rapport à l'atome Be, l'ion \chemform{Be^{2+}} contient toujours quatre protons ($\oplus$) mais n'a plus que deux électrons ($\overline{e}$) : ${ 4\,\oplus + 2\,\overline{e} = 2\, \oplus }$ ce qui se traduit par le \texttt{2+} dans l'écriture \chemform{Be^{2+}}.
\subsubsection{Les ions négatifs ou anions} \subsubsection{Les ions négatifs ou anions}
Les anions sont des ions négatifs car ils ont gagné un électron ou des électrons par rapport à l'atome ou la molécule originelle. Ces ions sont suivis d'un " -- " en exposant. Les anions sont des ions négatifs car ils ont gagné un électron ou des électrons par rapport à l'atome ou la molécule originelle. Ces ions sont suivis d'un \texttt{-} en exposant.
Exemples : Exemples :
\begin{itemize} \begin{itemize}
\item l'ion sulfate : ${ {SO}_{4}^{2-} }$. L'ion sulfate est composé d'un atome de soufre (S) et de 4 atomes d'oxygène (${ {O}_{4} }$) et le ${ ^{2-} }$ indique que ce groupe formé de 5 atomes a un ajout de 2 électrons en trop. Cet ion est polyatomique ou moléculaire. Ces deux électrons n'ont pas de protons pour les annuler, aussi la charge globale est négative, 2 fois. \item l'ion sulfate : \chemform{SO_4^{2-}}. L'ion sulfate est composé d'un atome de soufre (S) et de quatre atomes d'oxygène (\chemform{O_4}) et le \chemform{^{2-}} indique que ce groupe formé de cinq atomes a un ajout de deux électrons en trop. Cet ion est polyatomique ou moléculaire. Ces deux électrons n'ont pas de protons pour les annuler, aussi la charge globale est négative, deux fois.
\item l'ion Chlorure : ${ {Cl}^{-} }$. L'ion chlorure est constitué à partir d'un atome de Chlore (Cl). Cet atome se voit ajouté un électron supplémentaire ce qui se voit car il y a présence du symbole ${^{-}}$ après le symbole. Cet électron supplémentaire n'a pas de proton qui va annuler sa charge, donc il y a une charge négative visible globalement. Cet ion est un ion monoatomique car fabriqué à partir d'un seul et unique atome. \item l'ion Chlorure : \chemform{Cl^-}. L'ion chlorure est constitué à partir d'un atome de Chlore (Cl). Cet atome se voit ajouté un électron supplémentaire, et on l'indique par la présence du symbole \chemform{^{-}} après le symbole. Cet électron supplémentaire n'a pas de proton qui va annuler sa charge, donc il y a une charge négative visible globalement. Cet ion est un ion monoatomique car fabriqué à partir d'un seul et unique atome.
\end{itemize} \end{itemize}
\subsubsection{Les solutions ioniques et leurs propriétés} \subsubsection{Les solutions ioniques et leurs propriétés}
Les substances ioniques viennent généralement d'un corps solide (une poudre appelée très souvent "sels" ). Ces substances étant des molécules avant d'être dissoutes, elles sont par définition globalement neutres. Du coup, quand ces molécules sont détruites pour former les ions, il se forme des ions positifs ET des ions négatifs en quantité suffisantes les uns par rapport aux autres de façon à ce que les charges électriques s'annulent si on les compte toutes. Aussi on en tire un principe fort qui est le principe \textbf{d'électroneutralité d'une solution ionique}. Les substances ioniques viennent généralement d'un corps solide (une poudre appelée très souvent \emph{sels}). Ces substances étant des molécules avant d'être dissoutes, elles sont par définition globalement neutres. Du coup, quand ces molécules sont détruites pour former les ions, il se forme des ions positifs \emph{et} des ions négatifs en quantité suffisantes les uns par rapport aux autres de façon à ce que les charges électriques s'annulent si on les compte toutes. Aussi on en tire un principe fort qui est le principe \textbf{d'électroneutralité d'une solution ionique :}
\begin{quote} \begin{quote}
\textbf{Toutes les solutions ioniques sont globalement neutre, l'addition de toutes les charges des ions positifs et négatifs s'y annulent.} \textbf{toutes les solutions ioniques sont globalement neutres, l'addition de toutes les charges des ions positifs et négatifs s'y annulent.}
\end{quote} \end{quote}
\paragraph{Conductivité des solutions ioniques} \paragraph{Conductivité des solutions ioniques}
@ -396,80 +395,77 @@ Les solutions ioniques ont aussi d'autres propriétés : elles conduisent le cou
\begin{figure}[H] \begin{figure}[H]
\begin{center} \begin{center}
\label{exp-condu-sol-ioniq} \includegraphics[scale=0.5]{exp-condu-sol-ioniq.png}
\includegraphics[scale=0.5]{exp-condu-sol-ioniq.png} \caption{\label{fig:exp-condu-sol-ioniq}Expérience de conductivité pour les solutions ioniques.}
\caption{Expérience de conductivité pour les solutions ioniques.}
\end{center} \end{center}
\end{figure} \end{figure}
Dans cette expérience l'ampèremètre va indiquer une intensité différente de 0 A ce qui sera signe du passage de courant électrique dans la solution ionique. La conductivité s'exprime en S/m ( \textit{Siemens par mètre} ) et dépend de plusieurs facteurs : la nature du solvant, la température, la taille des ions, la concentration du soluté, etc... Dans cette expérience, l'ampèremètre va indiquer une intensité différente de \SI{0}{\ampere}, ce qui sera signe du passage de courant électrique dans la solution ionique (figure~\vref{fig:exp-condu-sol-ioniq}). La conductivité s'exprime en \si{\siemens/\meter} (Siemens par mètre) et dépend de plusieurs facteurs : la nature du solvant, la température, la taille des ions, la concentration du soluté, etc.
\paragraph{Les ions se déplacent !} \paragraph{Les ions se déplacent !}
Dans une solution ionique soumise à une tension électrique on voit les ions migrer (lentement et subtilement), cette expérience le montre : Dans une solution ionique soumise à une tension électrique, on voit les ions migrer (lentement et subtilement), comme le montre l'expérience de la figure~\vref{fig:exp-migration}.
\begin{figure}[H] \begin{figure}[H]
\begin{center} \begin{center}
\label{exp-migration}
\includegraphics[scale=0.5]{exp-migration-ions-tubeU.png} \includegraphics[scale=0.5]{exp-migration-ions-tubeU.png}
\caption{Une expérience de migration ionique dans un tube en U.} \caption{\label{fig:exp-migration}Une expérience de migration ionique dans un tube en U.}
\end{center} \end{center}
\end{figure} \end{figure}
Dans cette expérience les quatre ions étaient tous mélangés (violets et bleus avec le marron clair du gel agar-agar qui est un gel végétal gélatineux, voir \ref{exp-migration} à gauche de l'image) et après quelques minutes ou quelques heures d'exposition à une tension électrique faible, et l'aide d'acide sulfurique ${ {H}_{2}{SO}_{4} }$ pour assurer la conduction électrique est observée une coloration à chaque extrémité des solutions, du côté de l'électrode positive (à gauche) c'est la couleur orange qui est visible, donc les ions négatifs et du côté de l'électrode négative, ce sont les ions positifs qui sont perçus. (voir \ref{exp-migration} à droite de l'image). Dans cette expérience, les quatre ions étaient tous mélangés (violets et bleus avec le marron clair du gel agar-agar, qui est un gel végétal gélatineux, voir sur la figure~\vref{fig:exp-migration} à gauche de l'image) et après quelques minutes ou quelques heures d'exposition à une tension électrique faible, et l'aide d'acide sulfurique \chemform{H_2SO_4} pour assurer la conduction électrique, est observée une coloration à chaque extrémité des solutions. Du côté de l'électrode positive (à gauche) c'est la couleur orange qui est visible, donc les ions négatifs et du côté de l'électrode négative, ce sont les ions positifs qui sont perçus. (figure~\vref{fig:exp-migration} à droite de l'image).
\begin{quotation} \begin{quotation}
\textbf{Dans une migration ionique, les ions positifs sont attirés vers l'électrode négative et les ions négatifs sont attirés vers l'électrode positive.} \textbf{Dans une migration ionique, les ions positifs sont attirés vers l'électrode négative et les ions négatifs sont attirés vers l'électrode positive.}
\end{quotation} \end{quotation}
\subsubsection{Tests de reconnaissance des ions} \subsubsection{Tests de reconnaissance des ions}
Pour reconnaître les ions dans une solution on procède à un test de reconnaissance des ions. Ces manipulations sont basées sur un principe simple : certains ions sont incompatibles en solution, dès qu'ils se rencontrent alors on obtient un \textbf{précipité\footnote{Un précipité est une poudre solide en suspension d'aspect fin ou floconneux qui s'utilise en chimie pour séparer des constituants ou pour reconnaître des substances par réaction de précipitation.} solide}, la couleur, l'aspect et les propriétés de ces précipités permettent de savoir quel est l'ion testé. Le schéma suivant montre une façon de procéder, le tableau qui suit donne la liste des tests vus au collège. Notez que pour procéder au test cela se fait uniquement avec une petite partie de la solution d'origine sinon toute la substance est perdue. Pour reconnaître les ions dans une solution, on procède à un test de reconnaissance des ions. Ces manipulations sont basées sur un principe simple : certains ions sont incompatibles en solution. Dès qu'ils se rencontrent, on obtient un \textbf{précipité\footnote{Un précipité est une poudre solide en suspension d'aspect fin ou floconneux, qui s'utilise en chimie pour séparer des constituants ou pour reconnaître des substances par réaction de précipitation.} solide}. La couleur, l'aspect et les propriétés de ces précipités permettent de savoir quel est l'ion testé. La figure~\vref{fig:image-test-ions} montre une façon de procéder. Le tableau~\vref{tab:test-ions} donne la liste des tests vus au collège. Attention, certains précipités sont de la même couleur, donc pour eux le test de reconnaissance s'effectue en plusieurs étapes. Notez que l'on procède au test uniquement avec une petite partie de la solution d'origine, sinon toute la substance est perdue!
\begin{figure}[H] \begin{figure}[!htbp]
\begin{center} \begin{center}
\label{image-test-ions}
\includegraphics[scale=0.75]{exp-test-ions.png} \includegraphics[scale=0.75]{exp-test-ions.png}
\caption{Montage de test des ions.} \caption{\label{fig:image-test-ions}Montage de test des ions.}
\end{center} \end{center}
\end{figure} \end{figure}
Le tableau suivant montre les tests des ions vus en cours. Attention : certains précipités sont de la même couleur donc pour eux le test de reconnaissance s'effectue en plusieurs étapes. \begin{table}[!htbp]
\renewcommand*{\arraystretch}{1.5}
\begin{table}[H] \begin{tabular}{| m{7em} | m{8em} | m{26em} |}
\label{tab-test-ions} \hline
\begin{tabular}{m{6em} | m{7em} | m{26em}} \textbf{nom de l'ion} & \textbf{produit de test} & \textbf{résultat à observer} \\
nom de l'ion & produit de test & résultat à observer \\
\hline\hline \hline\hline
ion chlorure ${{Cl}^{-}}$ & nitrate d'argent ${ {AgNO}_{3} }$ & on observe un précipité blanc de chlorure d'argent ${{AgCl}}$ qui va griser s'il est exposé à une grosse quantité de lumière (particules d'argent \textit{Ag} et présence de dichlore ${{Cl}_{2}}$ qui peut être dangereux si la concentration est trop forte \\ ion chlorure \chemform{Cl^-} & nitrate d'argent \chemform{AgNO_3} & on observe un précipité blanc de chlorure d'argent \chemform{AgCl} qui va griser s'il est exposé à une grosse quantité de lumière (particules d'argent \chemform{Ag} et présence de dichlore \chemform{Cl_2} qui peut être dangereux si la concentration est trop forte) \\
\hline \hline
ion cuivre II ${{Cu}^{2+}}$ & hydroxyde de sodium ${ {HO}^{-} }$ & on observe un précipité bleu / bleu turquoise floconneux d'hydroxyde de cuivre \\ ion cuivre II\newline{} \chemform{Cu^{2+}} & hydroxyde de sodium \chemform{HO^-} & on observe un précipité bleu / bleu turquoise floconneux d'hydroxyde de cuivre \\
\hline \hline
ion fer II ${{Fe}^{2+}}$ & hydroxyde de sodium ${ {HO}^{-} }$ & on observe un précipité vert foncé ou vert morve d'hydroxyde de fer II à l'aspect floconneux qui vire à l'orange à la surface (contact avec le dioxygène de l'air) \\ ion fer II \chemform{Fe^{2+}} & hydroxyde de sodium \chemform{HO^-} & on observe un précipité vert foncé ou vert morve d'hydroxyde de fer II à l'aspect floconneux qui vire à l'orange à la surface (contact avec le dioxygène de l'air) \\
\hline \hline
ion fer III ${{Fe}^{3+}}$ & hydroxyde de sodium ${ {HO}^{-} }$ & on observe un précipité orange-marron floconneux d'hydroxyde de fer III \\ ion fer III \chemform{Fe^{3+}} & hydroxyde de sodium \chemform{HO^-} & on observe un précipité orange--marron floconneux d'hydroxyde de fer III \\
\hline \hline
ion zinc ${{Zn}^{2+}}$ & hydroxyde de sodium ${ {HO}^{-} }$ & on observe précipité blanc floconneux d'hydroxyde de zinc qui reste stable même en ajoutant beaucoup d'hydroxyde de sodium en plus. \\ ion zinc \chemform{Zn^{2+}} & hydroxyde de sodium \chemform{HO^-} & on observe précipité blanc floconneux d'hydroxyde de zinc qui reste stable même en ajoutant beaucoup d'hydroxyde de sodium en plus. \\
\hline
ion aluminium\newline{} \chemform{Al^{3+}} & hydroxyde de sodium \chemform{HO^-} & on observe un précipité blanc floconneux d'hydroxyde d'aluminium qui disparaît quand on ajoute plus d'hydroxyde de sodium \\
\hline \hline
ion aluminium ${{Al}^{3+}}$ & hydroxyde de sodium ${ {HO}^{-} }$ & on observe un précipité blanc floconneux d'hydroxyde d'aluminium qui disparaît quand on ajoute plus d'hydroxyde de sodium \\
\end{tabular} \end{tabular}
\caption{Quelques tests de reconnaissance d'ions} \caption{\label{tab:test-ions}Quelques tests de reconnaissance d'ions}
\end{table} \end{table}
Dans le cas de certains ions comme l'ion hydrogène aqueux ou l'ion hydroxyde (qui sont les " signatures " des substances acides et des substances basiques) on n'utilisera pas un réactif de test mais un appareil de mesure comme le pH-mètre. Dans le cas de certains ions comme l'ion hydrogène aqueux ou l'ion hydroxyde (qui sont les \emph{signatures} des substances acides et des substances basiques), on n'utilisera pas un réactif de test mais un appareil de mesure comme le pH-mètre (tableau~\vref{tab:hydro-hydroxy})
\begin{table}[H] \begin{table}[!htbp]
\renewcommand*{\arraystretch}{1.5}
\begin{center} \begin{center}
\label{tab-hydro-hydroxy} \begin{tabular}{|m{12em} | m{8em} | m{20em} |}
\begin{tabular}{m{12em} | m{7em} | m{20em} }
nom de l'ion (aqueux) & méthode de test & résultat à observer \\
\hline\hline
ion hydrogène (hydronium) \newline ${ {H}^{+} }$ ( ${ {H}_{3}{O}^{+} }$ ) & pHmètre & Le pHmètre doit indiquer un résultat inférieur strictement à 7. \\
\hline \hline
ion hydroxyde \newline ${ {HO}^{-} }$ & pHmètre & Le pHmètre doit indiquer un résultat strictement supérieur à 7. \\ \textbf{nom de l'ion (aqueux)} & \textbf{méthode de test} & \textbf{résultat à observer} \\
\hline\hline
ion hydrogène (hydronium) \newline \chemform{H^+} (\chemform{H_3O^+}) & pHmètre & Le pHmètre doit indiquer un résultat inférieur strictement à 7. \\
\hline
ion hydroxyde \newline \chemform{HO^-} & pHmètre & Le pHmètre doit indiquer un résultat strictement supérieur à 7. \\
\hline \hline
\end{tabular} \end{tabular}
\caption{Tableau récapitulatif des tests des ions ${ {H}^{+} }$ et ${ {HO}^{-} }$} \caption{\label{tab:hydro-hydroxy}Tableau récapitulatif des tests des ions \chemform{H^+} et \chemform{HO^-}.}
\end{center} \end{center}
\end{table} \end{table}