Chimie - 5e année - Chapitre 3

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CHI52_Mise en page 1 26/04/2017 15:35 Page1

SON OBJECTIF EST D’AMENER LES ÉLÈVES À :

Des manuels clairs et attrayants conformes aux nouveaux référentiels de sciences de la FWB une place importante donnée à l’expérimentation des chapitres structurés de manière particulièrement claire et composés de mises en situation, d’appropriations, d’exercices et de documents qui étoffent la théorie par un lien avec la vie quotidienne de nombreux exercices pour que l’élève puisse tester ses connaissances et exercer ses compétences. une nouvelle mise en pages dynamique

> acquérir et structurer des ressources, > exercer et maîtriser des savoir-faire, > mobiliser des processus, > développer des compétences. Grâce à la place donnée à l’expérimentation au sein d’une nouvelle mise en pages, le manuel Chimie 5e donnera à l’élève le goût et l’envie d’appréhender cette discipline. Il lui fournira les bases solides, tant théoriques qu’expérimentales, telles que les liaisons chimiques, la caractérisation d’un phénomène chimique ou encore l’étude de la molécule en chimie organique, couvrant ainsi l’intégralité du programme de chimie vu en 5e année, en Sciences générales.

Plaisir et désir d’apprendre la chimie : tel est l’un des objectifs de ce manuel ! Cet apprentissage permettra aux jeunes de décoder et de résoudre des situations auxquelles ils sont confrontés. Ils se prépareront ainsi à trouver leur place de citoyens dans le monde technoscientifique qui est le nôtre et à y agir de façon responsable.

De Boeck

ISBN : 978-2-8041-9664-6 571596

vanin.be

CHIMIE 5e

Ce manuel s’adresse aux élèves de 5e année en Sciences générales. Il s’inscrit dans le cadre des nouveaux référentiels de sciences de la Fédération Wallonie-Bruxelles.

générales Sciences

Sciences générales

Pierre Pirson Alain Bribosia Philippe Snauwaert André Tadino René Van Elsuwé




Dans la collection « Chimie » Chimie 3e – Sciences générales (5 périodes/semaine) Chimie 4e – Sciences générales (5 périodes/semaine) Chimie 3e/4e – Sciences de base (3 périodes/semaine) Chimie 5e – Sciences générales (6 périodes/semaine) Chimie 5e/6e – Sciences de base (3 périodes/semaine) Chimie 6e – Sciences générales (6 périodes/semaine) Dans la collection « Bio » Biologie 3e – Sciences de base et Sciences générales (3 ou 5 périodes/semaine) Biologie 4e - Sciences générales (5 périodes/semaine) Biologie 4e - Sciences de base (3 périodes/semaine) Biologie 5e – Sciences générales (6 périodes/semaine) Biologie 5e – Sciences de base (3 périodes/semaine). édition 2012 Biologie 6e – Sciences générales (6 périodes/semaine) Biologie 6e – Sciences de base (3 périodes/semaine) Dans la collection « Physique » Physique 3e – Sciences de base et Sciences générales (3 ou 5 périodes/semaine) Physique 4e – Sciences de base et Sciences générales (3 ou 5 périodes/semaine) Physique 5e – Sciences générales (6 périodes/semaine) Physique 5e/6e – Sciences de base (3 périodes/semaine) Physique 6e – Sciences générales (6 périodes/semaine)

L’éditeur remercie tous ceux qui ont accepté de lui accorder l’autorisation de publier dans le présent ouvrage les extraits dont ils détiennent les droits de reproduction. En dépit de ses recherches et sollicitations, l’éditeur n’a pas réussi à joindre certains ayants droit. Qu’ils soient avertis ici qu’il reste à leur disposition pour satisfaire, le cas échéant, à la législation sur le droit d’auteur. 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VI), Dmitrijs Dmitrijevs (p. 3 g), SemA (p. 5), Lamax (p. 19 g), Shocky (p. 24), Double Brain (p. 26), Walex101 (p. 27 m), Sylvie Thenard (p. 40 g ballon), Chris DeArmitt (p. 40 d fullerène), JumalaSika ltd (p. 42), Sebastian Kaulitzki (p. 43 m), Arnybob (p. 43 d), Svenni (p. 51 g), coulanges (p. 52 g), Olly (p. 55 ht), Julien Grondin (p. 55 bas d), TheJuice (p. 57 g), Michael Nivelet (p. 57 m), TheJuice (p. 64 g), Evgenyb (p. 65), Renate Micallef (p. 67), Stephen Sweet (p. 74), nfrPictures (p. 77 g), Emmi (p. 77 d), Albachiaraa (p. 82 g et d), LosHawlos (p. 94), defpics (p. 95), Orlando Florin Rosu (p. 98), Richard Villalon (p. 99 g), Frédéric Massard (p. 99 d), kalpis (p. 101 g ht), Emrahselamet (p. 101 g bas), Alex (p. 108), Frederic CHAPRON (p. 109), tomas del amo (p. 116), Anna Khomulo (p. 131 ht), Natalia Vainshtein (p. 131 bas), Beboy (p. 134), Douglas Stevens (p. 140), Pascal Cribier (p. 145 bas d), Joshua Haviv (p. 148), der Weltenbummler (p. 159), Patrick Bonnor (p. 160), David Antczak (p. 161), Dmitry Vereshchagin (p. 163), Ruslan Gilmanshin (p. 166 h), Kkaplin (p. 167), psdesign1 (p. 169 m et reprise p. 181 bas), Anton Koriakin (p. 169 d), Le Borgne Kelly (p. 180), Terex (p. 182), Henrik Dolle (p. 184), cucumber images (p. 185 g), Weim (p. 185 d), artnovielysa (p. 186), Kheng Guan Toh (p. 188), Alta.C (p. 189 g), monregard (p. 189 m et reprise p. 199), Vil Karimov (p. 189 d), tussik (p. 195 ht), Maria Schmitt (p. 195 m et bas), nmann77 (p. 202 ht), Oleksandr Kalinichenko (p. 202 g bas), Gautier Willaume (p. 203 ht g), Nathalie Potier (p. 203 bas g), Ron Chapple (p. 203 ht d), Patricia WINGROVE (p. 203 bas d), Maria Schmitt (p. 204), warloka79 (p. 205 g), mihmihmal (p. 205 m), rosinka79 (p. 205 d), Szasz-Fabian Erika (p. 207 ht), exclusive-design (p. 208 ht), molekuul.be (p. 209 ht g et m), ollaweila (p. 209 ht d), FOOD-micro (p. 212 ht d), meteo021 (p. 212 bas d), Rainette (p. 212 bas g et reprise p. 242 bas d), Firenight (p. 219 g), fkruger (p. 220), Arsen Shirokov (p. 221 g), Frédéric Massard (p. 221 m), Kesu (p. 221 d), pandore (p. 224 d), Nathalie Pothier (p. 226 ht d), Photlook (p. 228), KaferPhoto (p. 231), Roman Sigaev (p. 233), tacna (p. 234), laurine45 (p. 235), nolonely (p. 236), Ronny (p. 237 g), Ann Ttriling (p. 237 m), Tomboy2290 (p. 241), Nik_Merkulov (p. 248), Liv Friis-larsen (p. 249 g), Seite3 (p. 249 m), Nika Novak (p. 249 d et reprise p. 254 g), ChantalS (p. 251 ht), shige (p. 262 ht), ChantalS (p. 262 bas).

© Éditions VAN IN, Mont-Saint-Guibert – Wommelgem, 2017, De Boeck publié par VAN IN Tous droits réservés. En dehors des exceptions définies par la loi, cet ouvrage ne peut être reproduit, enregistré dans un fichier informatisé ou rendu public, même partiellement, par quelque moyen que ce soit, sans l'autorisation écrite de l'éditeur. 3e édition – 2e réimpression 2019 ISBN 978-2-8041-9664-6 D/2017/0074/048 Art. 571596/03


Avant-propos Ce manuel de chimie s’adresse aux élèves de cinquième année qui suivent le cours de chimie à 2 périodes par semaine (Sciences générales). Il s’inscrit dans le cadre des nouveaux référentiels élaborés par des représentants des différents réseaux d’enseignement de la Fédération Wallonie-Bruxelles. Ce manuel est organisé en quatre unités d’acquis d’apprentissage (UAA). UAA 5  Liaisons chimiques et configuration spatiale de la matière UAA 6  Caractériser un phénomène chimique UAA 7  Les équilibres chimiques UAA 8  La molécule en chimie organique Chaque UAA présente plusieurs compétences à développer. Ces développements sont répartis selon trois catégories : – expliciter des connaissances (C) : acquérir et structurer des ressources ; – appliquer (A) : exercer et maîtriser des savoir-faire ; – transférer (T) : développer des compétences. Dans de nombreux chapitres de ce manuel, l’expérimentation, fondamentale en sciences, est privilégiée. Elle est signalée par le logo  . Les expériences proposées seront réalisées : – soit par les élèves en groupes : ces expériences permettront de développer l’esprit critique des élèves et de débattre entre eux ; – soit par le professeur qui veillera à la participation active de ses élèves. Quant aux développements attendus (processus), ils intègrent les ressources (savoirs et savoirfaire) qui y trouvent leur sens.   proposent des ouvertures Tout au long des chapitres, des encarts marqués par le logo   sur des applications relatives au sujet traité : elles sont ancrées le plus souvent dans l’actualité. Les pages « Pour en savoir plus… » en fin de chapitres poursuivent le même objectif. L’apprentissage à travers ce manuel permettra aux jeunes de décoder des situations auxquelles ils sont confrontés, de développer leur culture scientifique et d’assurer leur formation en établissant des raisonnements relativement complexes. Ils se prépareront ainsi à trouver leur place de citoyennes et de citoyens dans le monde techno­ scientifique qui est le nôtre et à y agir de façon responsable. Tout en restant fidèles à la démarche didactique de nos manuels, nous avons voulu cette nouvelle édition aussi attractive que les précédentes : présentation revue et actualisée tant sur le fond que sur la forme, réponses à des exercices, suggestions de laboratoires et de manipulations, nombreuses photos et illustrations… Ce manuel devrait, dès lors, répondre à l’intérêt des élèves pour lesquels il est conçu ainsi qu’aux attentes de nombreux collègues. Nous remercions chaleureusement nos familles pour leur soutien et les équipes éditoriales pour leur professionnalisme. Enfin, nous remercions d’avance celles et ceux qui, par leurs avis et suggestions, voudront bien nous aider à améliorer notre travail. Les auteurs

V


Comment utiliser ce manuel ? Ce manuel comporte 4 unités d’acquis d’apprentissage (UAA). Chaque UAA est découpée en chapitres (voir table des matières en fin de manuel) présentant chacun la même structure.

++ + + + ++

Chlore : Cl

++ + + + ++

Ressources et processus à mobiliser

Anion chlore : Cl–

1. En début de chapitre, une liste de savoirs, savoir-faire et processus aidera les élèves dans leur travail d’étude.

Fo r ma t io n e t c h a r ge d e s io n s. M o d è le s d e l’o c t e t e t d e Le wis

Chapitre 1

À la fin de ce chapitre, tu seras capable de… SAVOIRS définir ion, cation, anion ; expliciter l’octet et le duet d’électrons externes ; expliquer pourquoi les atomes tentent d’acquérir un octet (ou un duet) d’électrons sur leur couche externe ; donner la charge : – des ions correspondants aux atomes des familles Ia, IIa et IIIa, – des ions correspondants aux atomes des familles VIa et VIIa, – des ions correspondants aux atomes des familles « b » les plus fréquemment rencontrés, expliciter le modèle de Lewis des atomes des familles a.

SAVOIR-FAIRE déterminer la charge de l’ion dérivant d’un atome qui a donné ou capté un certain nombre d’électrons ; écrire l’équation symbolisant la perte ou le gain d’électron(s) par un atome ; écrire correctement le symbole d’un ion avec sa charge ; comparer la structure d’un atome avec celle de son ion ; retrouver la charge d’un ion polyatomique à partir de la formule de l’acide correspondant ; représenter, selon le modèle de Lewis, un atome de la famille a.

PROCESSUS décrire la structure électronique externe d’un atome à partir de sa position dans le tableau périodique des éléments et en déduire la valence (C).

4

UAA 6

Mise en situation Le problème de la durée d’une transformation chimique est souvent crucial pour l’industrie chimique, mais aussi dans les domaines tels que l’alimentation, la biochimie… Si la transformation mise en jeu par les industriels pour obtenir le produit souhaité est trop lente, cela peut engendrer des coûts prohibitifs. Avant d’enclencher un processus industriel quelconque, il est donc nécessaire de connaître la vitesse des réactions mises en jeu.

Classer, de manière qualitative, des réactions chimiques en fonction de la durée nécessaire pour passer des réactifs aux produits1.

• Apparition de la « rouille » sur des poutrelles en fer. 4 Fe(s) +

3 O2(g) →

2 Fe2O3(s)

• Disparition d’un morceau de magnésium dans une solution d’acide chlorhydrique. Mg(s) +

2 HCl(aq) →

MgCl2(aq)

+ H2(g)

• Réaction du sodium avec l’eau. 2 Na(s) +

2 H2O(l) →

2 NaOH(aq) + H2(g)

• Explosion de la dynamite. 4 C3H5N3O9(l) → 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + 6 N2(g) + O2(g)

• Combustion du soufre. S(s) +

O2(g) →

SO2(g)

• Dissociation de la soude caustique dans l’eau. NaOH(s)

H2O

Na+(aq)

+ OH –(aq)

• Neutralisation d’une solution aqueuse de NaOH par une solution aqueuse de HCl en présence de bleu de bromothymol comme indicateur. NaOH(aq) • Combustion explosive d’une essence dans un moteur thermique. 2 C8H18(l) + 25 O2(g) → 16 CO2(g) + 18 H2O(g)

+

HCl(aq) →

NaCl(aq) + H2O( l )

• Transformation du vin en vinaigre (vin aigre) : dans ce cas, l’alcool éthylique contenu dans le vin se transforme en acide acétique. C2H6O(aq) +

O2(g) →

C2H4O2(aq)

+ H2O(l)

1. Certaines manipulations peuvent être reproduites au laboratoire.

101

VI

Mise en situation

Attribuer à chacun des phénomènes chimiques suivants, dont certains déjà rencontrés, le qualificatif rapide, lent ou très lent.

101

2. Porteuse de sens, la mise en situation contient un questionnement dont la réponse sera généralement amorcée par une démarche expérimentale ou par la lecture d’un texte. Les expériences proposées seront réalisées : – soit par les élèves en groupes de 2 ou 3 ; – soit par le professeur qui veillera à la participation de ses élèves. . Elles sont signalées par le logo


Appropriation Chapitre 3

Liaison covalente ou covalence

Li a i s o n s c o va l e n t e s p a r fa i t e e t p o l a r i s é e

• Ainsi, dans la molécule H2O, l’atome O est lié aux deux atomes H par deux covalences : Grâce à l’analogie proposée, tu as sans doute H H O H + O + H→ H O trouvé que, dans la molécule H2, chaque atome H a mis son électron célibataire + H→ H O H noté H O H H + O en commun avec l’électron célibataire de l’autre atome H pour former une paire électronique • Ainsi, dans la molécule NH3, l’atome N est liant les deux atomes. lié aux trois atomes H par trois covalences : H + H→ H électrons célibataires

H → H–H

H

paire liante commune

N

Cette paire liante (représentée par un trait « — ») appartient alors à chaque atome H. Il en résulte que chaque atome H lié dispose d’un doublet d’électrons et a la même configuration externe qu’un atome de gaz inerte He. Dès lors, les deux atomes H sont stabilisés et la molécule H2 résultant de leur association est stable également. Ce type de liaison s’établit, en général, entre des éléments non-métalliques. Les chimistes lui ont donné le nom de « liaison covalente ». La liaison covalente ou covalence est la liaison qui résulte de la mise en commun de deux électrons célibataires. Le modèle de la liaison covalente permet de rendre compte de l’existence de molécules stables comme HCl, H2O, NH3, CH4 ainsi que beaucoup d’autres. • Ainsi, dans la molécule HCl, l’atome Cl est lié à l’atome H par une covalence : H

+

Cl → H

Cl → H Cl

L’acide chlorhydrique HCl est utilisé dans la vie courante sous le nom d’esprit de sel. Lors de l’utilisation, il est recommandé de bien lire l’étiquette qui renferme plusieurs informations à son sujet.

+ 3H

N

H

H H noté

N

H

H

H

L’ammoniaque commercial est une solution à 12 % en masse, en moyenne, d’ammoniac NH3. Lors de l’utilisation, il est recommandé de bien lire l’étiquette qui donne quelques informations à son sujet.

Définies, structurées, développées, ces notions débouchent, à leur tour, sur d’autres nouvelles notions.

• Ainsi, dans la molécule de méthane CH4, l’atome C est lié aux quatre atomes H par quatre covalences : H C + 4H → H

C

3. En s’appuyant sur les résultats de l’expérimentation ou de la lecture de documents, les élèves découvrent de nouvelles notions dont la définition est signalée par le logo .

H H noté H

C

H

H

H

Le méthane est le constituant principal du gaz naturel ; il se forme par l’action de bactéries sur des matériaux organiques. Parmi les mammifères domestiques, les principaux producteurs de méthane sont les vaches ; leurs bactéries intestinales en produisent en moyenne 300 L par jour.

Des encarts marqués par le logo   proposent des ouvertures sur des applications au sujet traité. Ces applications sont ancrées le plus souvent dans la vie quotidienne. signale des extensions d’approLe logo priation sous le titre « Pour aller plus loin ».

Ces quatre molécules HCl, H2O, NH3 et CH4 sont stables car les atomes Cl, O, N et C sont entourés d’un octet d’électrons et les atomes H d’un duet d’électrons.

30

UAA 6

Activités d’apprentissage a. Exploitation des résultats du laboratoire A partir des résultats du laboratoire : • caculer ∆Hmolaire des quatre réactions ; • comparer les valeurs obtenues à celles reprises dans le tableau ci-dessous. Exp. n°

Réaction

1

H 2O NaOH (s) ⎯→ Na+(aq) + OH–(aq)

– 42 kJ par mole de NaOH

H 2O KNO3 (s) ⎯→ K+(aq) + NO–3(aq)

+ 35 kJ par mole de KNO3

2

NaOH (aq)+ HCl (aq) → NaCl(aq)+ H2O(l)

3

4

– 58 kJ par mole de NaOH ou de HCl

NaHCO3(s) + CH3COOH(aq) → CH3COONa(aq) + CO2(g) + H2O(l) + 26 kJ par mole de NaHCO3 ou CH3COOH

b. Énergie et DH 1

À la lecture des équations des réactions suivantes, préciser si ces réactions sont exothermiques ou endothermiques : a) Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

∆H < 0

b) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) + énergie c) C(s) + O2(g) → CO2(g) d) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

∆H < 0 ∆H > 0

e) N2(g) + O2(g) → 2 NO(g)

∆H = +180 kJ

f) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)

∆H = – 891 kJ

g) N2(g) + 2 O2(g) + énergie → 2 NO2(g) h) H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) 2

∆H > 0

Soit les réactions suivantes : a) dissociation endothermique du NaNO3(s) dans l’eau ; b) dissociation exothermique du KOH(s) dans l’eau ; c) combustion du soufre. Pour chacune des réactions : – écrire l’équation ; – placer adéquatement le mot « énergie » pour signifier que le phénomène est exothermique ou endothermique ;

Pour en savoir plus... Chapitre 2

BIO cosmé ques

Molécules plateformes

– donner le signe de ∆H.

Médicaments à bas coût

EcoCatalyse

Biopes cides

Ecocatalyse, une promesse pour une chimie verte et dépolluante L’écocatalyse est une technique au croisement de la chimie verte et de chimiques organiques. Les végétaux générés l’utilisation industrielle de catalyseurs recyclés. Elle sert, par exemple, à la restauration de sites industriels impactés par la pollution métallique de sites miniers et à une valorisation chimique des métaux récupérés. Cette approche est développée notamment au CNRS et à l’Université de Montpellier par la professeure Claude Grison. La phytoextraction est la capacité adaptative remarquable de certains végétaux à accumuler des éléments métalliques à l’état de trace ( Zn, Pb, Cd, Ni, Mn,Tl,Cu…) dans leurs parties aériennes (tiges, feuilles). C’est une technique déjà éprouvée qui permet d’extraire ces métaux de sols contaminés mais qui nécessite de trouver les bonnes plantes et qui est assez lente. Ce qui est nouveau, c’est que l’écocatalyse repose, en plus, sur la transformation directe des espèces métalliques d’origine végétale récupérées, en réactifs et en catalyseurs de réactions par la phytoextraction sont valorisés à travers un concept innovant de recyclage écologique.

À Saint-Laurent-le-Minier (Gard), dans l’ex-bassin minier, exploité depuis l’époque gallo-romaine et fermé en 1991, des scientifiques, dont Claude Grison, ont testé une filière verte de décontamination des sols pollués par des métaux toxiques, concentrés parfois jusqu’à plus de 800 fois la norme.

Activités d’apprentissage

4. Les exercices et les problèmes nombreux et diversifiés permettent aux élèves de consolider leurs savoirs et savoir-faire et d’effectuer des tâches relatives aux processus visés.

∆Hmolaire (kJ . mol–1)

89

5. Chaque chapitre se termine par un document qui étoffe le sujet traité. Ce document culturel est lié à l’actualité et aux domaines scientifique, historique, technologique, éthique, socio-économique...

Cette terre renferme du zinc, du plomb et du cadmium. On la croyait stérile pour des siècles, jusqu’à ce qu’un écologue néozélandais constate que trois plantes locales ont poussé çà et là dans ce désert : Noccaea caerulescens, Anthyllis et Iberis intermedia. Phytoextraction

Synthèse catalytique de molécules

114

VII


Liaisons chimiques et configuration spatiale de la matière Au cours de cette unité d’apprentissage, tu développeras les compétences suivantes : • à partir du modèle de Lewis et d’informations du tableau périodique des éléments, représenter une molécule avec ses liaisons ; • expliquer comment la configuration spatiale d’une espèce chimique en détermine des comportements.


UAA 5

Chapitre 1 Formation et charge des ions Modèles de l’octet et de Lewis

Chapitre 2 Liaison ionique et composés ioniques

Chapitre 3 Liaisons covalentes parfaite et polarisée

++ + + + ++

Chlore : Cl

++ + + + ++

Anion chlore : Cl–

Chapitre 4 Configuration spatiale Polarité et solubilité dans l’eau

Chapitre 5 Cohésion de la matière Relations structure-propriétés


++ + + + ++

Chlore : Cl

++ + + + ++

Anion chlore : Cl–


Chapitre 3

Liaisons covalentes parfaite et polarisée Des atomes peuvent aussi se stabiliser en mettant en commun leurs électrons célibataires. Les liaisons covalentes ainsi formées sont tantôt parfaites, tantôt polarisées, et cela en fonction de la différence d’électronégativité entre les atomes liés.


Ressources et processus à mobiliser L iais on s cov ale n te s par f aite e t polar is é e

Chapitre 3

À la fin de ce chapitre, tu seras capable de… SAVOIRS   expliquer pourquoi des atomes se lient au lieu de rester isolés ;   expliquer comment une liaison chimique s’établit entre deux atomes ;   définir : – électronégativité, – liaison covalente, – liaison covalente parfaite, – liaison covalente polarisée, – composés covalents.

SAVOIR-FAIRE   prévoir, en se basant sur le numéro de la famille « a », si la liaison entre deux atomes est ionique ou covalente ;   distinguer une liaison covalente parfaite d’une liaison covalente polarisée ;   attribuer une ou des charges partielles aux atomes constitutifs de molécules simples ;   écrire la formule de Lewis : – d’une molécule, – d’un ion polyatomique.

PROCESSUS   construire une représentation d’une molécule à partir du modèle de Lewis des atomes constitutifs sur base des informations extraites du tableau périodique des éléments (A) ;   caractériser une liaison à partir de l’électronégativité des atomes constitutifs (A) ;   montrer les limites du modèle de Lewis (C).

28


UAA 5

Mise en situation Au chapitre précédent, tu as appris pourquoi et comment des atomes des familles Ia, IIa, IIIa et des atomes des familles VIa et VIIa se lient pour former des composés ioniques de type MX (NaCl) et MO(Al2O3). Mais qu’en est-il pour les composés de type X2 (Cl2), XO (CO2), HX (HCl) ou HXO (H2SO4) ?

Modèles de quelques molécules

Une grande majorité des corps chimiques existants appartiennent à ces dernières catégories. Parmi ceux-ci, le dihydrogène H2 peut être facilement préparé en classe.

Pour ce faire : • verser un peu d’une solution d’acide chlorhydrique diluée dans un tube à essais (A) contenant un morceau de magnésium ; •  coiffer immédiatement le tube à essais (A) d’un autre tube à essais (B), ouverture vers le bas ; •  sans retourner le tube à essais (B), le présenter légèrement incliné au-dessus de la flamme d’un bunsen pour faire détoner le gaz contenu dans le tube à essais (test caractéristique de la présence d’H2) ; •  dessiner, selon le modèle de Lewis, la structure électronique des atomes H ; •  trouver comment, dans la molécule H2, chacun des atomes H peut acquérir son duet d’électrons en faisant référence à l’analogie suivante. Lors de manœuvres, il est fréquent que, pour alléger leur paquetage, deux militaires portent chacun une demi-tente.

B

B

Pour passer la nuit, ils mettent bien sûr en commun leurs demi-tentes afin de monter la tente commune qui leur permettra de dormir confortablement. HCl

A

Mg

Mise en situation

Préparer du dihydrogène H2 et s’interroger sur la nature des liaisons expliquant la stabilité des molécules H2.

29


Appropriation L iais on s cov ale n te s par f aite e t polar is é e

Chapitre 3

Liaison covalente ou covalence

Grâce à l’analogie proposée, tu as sans doute H H O H + O + H→ H O trouvé que, dans la molécule H2, chaque atome H a mis son électron célibataire + H→ H O H noté H O H H + O en commun avec l’électron célibataire de l’autre atome H pour former une paire électronique •  Ainsi, dans la molécule NH3, l’atome N est liant les deux atomes. lié aux trois atomes H par trois covalences : H + H→ H électrons célibataires

H → H–H paire liante commune

Cette paire liante (représentée par un trait « — ») appartient alors à chaque atome H. Il en résulte que chaque atome H lié dispose d’un doublet d’électrons et a la même configuration externe qu’un atome de gaz inerte He. Dès lors, les deux atomes H sont stabilisés et la molécule H2 résultant de leur association est stable également. Ce type de liaison s’établit, en général, entre des éléments non-métalliques. Les chimistes lui ont donné le nom de « liaison covalente ». La liaison covalente ou covalence est la liaison qui résulte de la mise en commun de deux électrons célibataires. Le modèle de la liaison covalente permet de rendre compte de l’existence de molécules stables comme HCl, H2O, NH3, CH4 ainsi que beaucoup d’autres. •  Ainsi, dans la molécule HCl, l’atome Cl est lié à l’atome H par une covalence : H

+

Cl → H

L’acide chlorhydrique HCl est utilisé dans la vie courante sous le nom d’esprit de sel. Lors de l’utilisation, il est recommandé de bien lire l’étiquette qui renferme plusieurs informations à son sujet.

30

•  Ainsi, dans la molécule H2O, l’atome O est lié aux deux atomes H par deux covalences :

Cl → H Cl

H N

+ 3H

N

H H noté

N

H

H

H

L’ammoniaque commercial est une solution à 12 % en masse, en moyenne, d’ammoniac NH3. Lors de l’utilisation, il est recommandé de bien lire l’étiquette qui donne quelques informations à son sujet. •  Ainsi, dans la molécule de méthane CH4, l’atome C est lié aux quatre atomes H par quatre covalences : H C + 4H → H

C H

H H noté H

C

H

H

Le méthane est le constituant principal du gaz naturel ; il se forme par l’action de bactéries sur des matériaux organiques. Parmi les mammifères domestiques, les principaux producteurs de méthane sont les vaches ; leurs bactéries intestinales en produisent en moyenne 300 L par jour. Ces quatre molécules HCl, H2O, NH3 et CH4 sont stables car les atomes Cl, O, N et C sont entourés d’un octet d’électrons et les atomes H d’un duet d’électrons.

H


UAA 5

Électronégativité des atomes Nous venons d’introduire le modèle de la covalence entre atomes identiques et entre atomes différents. Dans ce modèle, les atomes mettent en commun leurs électrons célibataires pour former des paires d’électrons les unissant : les paires liantes. Nous pouvons cependant nous demander si la covalence est de même nature entre atomes identiques et entre atomes différents. La « mise en commun » se fait-elle de façon équivalente ? Pour répondre à cette question, nous allons comparer le comportement des molécules H–H (H2) avec celui des molécules H–F (HF), placées entre deux plaques chargées, l’une positivement et l’autre négativement. Cette comparaison sera établie à partir des résultats de l’expérience schématisée ci-dessous : H H

H H

H H H H

H F H F H F H F

Les molécules H–H se placent, entre les plaques, sans orientation particulière, alors que les molécules H–F ont tendance à s’aligner en orientant l’atome F vers la plaque positive et l’atome H vers la plaque négative. Ces observations permettent de conclure que, dans les molécules H–F, le fluor est chargé négativement (puisqu’il s’oriente vers la plaque positive), alors que l’hydrogène (orienté vers la plaque négative) est chargé positivement.

Par contre, pour les molécules H–H, l’observation montre que les molécules sont orientées au hasard entre les deux plaques : leurs extrémités ne sont donc ni positives ni négatives. Dans ce cas, les électrons de la paire liante «  appartiennent  » de façon équivalente aux deux atomes, ce qui n’est pas étonnant puisque ces atomes sont identiques. Le partage des paires liantes ne se fait donc pas de manière équivalente dans les deux molécules H–H et H–F : l’affinité de l’atome F pour les e– de liaison est supérieure à celle de l’atome H. Des expériences similaires montrent que d’autres atomes que F ont aussi une affinité plus ou moins marquée pour les e– de liaison. Afin de comparer l’attraction des atomes envers les électrons de liaison, les chimistes utilisent une propriété des atomes : leur électronégativité (symbolisée par la lettre grecque χ (khi)). L’électronégativité (χ) d’un atome est sa tendance à attirer les e– de liaison. Le chimiste américain L. Pauling1 a calculé l’électronégativité des différents atomes. Ces valeurs d’électronégativité sont indiquées dans le coin supérieur droit de chaque case du tableau périodique : Numéro atomique Symbole Masse atomique relative

χ

Z

Électronégativité

X Ar

Remarquons, dans le tableau périodique reproduit en partie ci-après, que les valeurs d’électronégativité des atomes augmentent de gauche à droite dans les périodes et de bas en haut dans les familles. L’atome le plus électronégatif est donc l’atome fluor F (χ = 4,0) et les atomes les moins électronégatifs sont les atomes césium et francium Cs et Fr (χ = 0,7).

Cela implique donc que l’atome F dispose d’un surplus électronique par rapport à l’atome H : les électrons de la paire liante « appartiennent davantage » au fluor qu’à l’hydrogène. 1  Linus Pauling (1901-1994), chimiste américain, prix Nobel de Chimie en 1954 et prix Nobel de la Paix en 1962.

Appropriation

Des composés comme l’esprit de sel, l’eau, l’ammoniac et le méthane, constitués de molécules dans lesquelles les atomes sont liés par des liaisons covalentes, sont appelés composés covalents.

31


ectronégativité

L iais on s cov ale n te s par f aite e t polar is é e

Chapitre 3 Ia IIa FICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS

2 8

1,3

5f 46d17s2

Np

18 32 22

ptunium

9 2

7,05

mique relative

Vb 1,6

4s2

VIb 2 24 8 (Ar)3d54s1 11 2

dium

1,6

Cr

13 1

Chrome

4

52,00 1,6

5s1

b

2 42 8 (Kr)4d55s1 18 12 1

ium

1,8

Mo

Molybdène

1

1s1

1H 3

2

1

4

2

2 Li

2 5 2 1s22s22p1

1,5 2

Be

B

élément à prédominance non-métallique Lithium

Béryllium

6,94

VIIb 1,5

Mn

VIIIb 2 26 8 (Ar)3d64s2 13 2

Manganèse

Tc

1,8

Fe

2 27 8 (Ar)3d74s2 14 2

Fer

54,94

1,9

3 Na

18 13 2

2 28 8 (Ar)3d84s2 15 2

2,2

Ru

2 29 19 (Ar)4s1104s1 8 (Ar)3d

16 2

Rh Rhodium

2,2

2 47 37 (Kr)5s1105s1 8 (Kr)4d

18 18

Palladium

1,6 1,0

Zn Ca

IIIb

Argent Rubidium

Azote

1,8

Si

2 15 8 (Ne)3s23p3 4

IVb

102,91

P

28,09

4,00 3,5

5 91s22s22p4 2

O

2 9 6 1s22s22p5

2 16 8 (Ne)3s23p4 5

Vb

2 10 7 1s22s22p6

Ne

Fluor 2,5

S

2 17 8 (Ne)3s23p5 6

VIb

K L

3,0

Cl-

2 8

7

8

VIIb

Ar

K L M

39,95

As V

Se Cr

Br Mn

Kr Fe

Co

Gallium Scandium

Germanium Titane

Arsenic Vanadium

Sélénium Chrome

Brome Manganèse

Krypton Fer

Cobalt

2 49 1,7 1,3 39 15s 5s225p1 8 (Kr)4d10

2 50 1,8 1,4 40 25s 5s225p2 8 (Kr)4d10

2 51 1,9 1,6 41 45s 5s125p3 8 (Kr)4d10

2 52 2,1 1,8 42 55s 5s125p4 8 (Kr)4d10

2 53 2,5 1,9 43 55s 5s225p5 8 (Kr)4d10

18 188 2

Cadmium Strontium

In Y

18 189 32

Indium Yttrium

Sn Zr

18 18 10 42

Étain Zirconium

Sb Nb

18 18 12 51

Antimoine Niobium

Te Mo

79,90 54,94

18 18 13 61

Tellure Molybdène

ITc

83,80 55,85

2 54 2,2 44 75s 5s125p6 8 (Kr)4d10 18 18 13 72

Iode Technétium

Xe Ru

13

(Ne

1,9

Ib 2 28 8 (Ar)3d84s2 15 2

16 2

2,2

Rh

M N O Rhodium

2 46 8 (Kr)4d105s0 18 16 1

1,9

Cu

2 30 8 (Ar)3d104s2 18 1

Pd

2 47 8 (Kr)4d105s1 18 18

Palladium

1,6

Zn

Alu

26

2 31 8 (Ar) 18 2

Zinc

63,55 2,2

A

IIb

Cuivre

58,69

K 2 45 L 85s1 8 (Kr)4d

Xénon Ruthénium

Ni

2 29 8 (Ar)3d104s1

Nickel

58,93

18 18 15 81

1,9

1,9

Ag

2 48 8 (Kr)4d105s2 18 18 1

69 1,7

Cd

2 49 8 (Kr) 18 18 2

Cadmium

107,87

G

Ga

65,38

Argent

95,94 126,90 98,91 131,30 101,07 102,91 plus106,40 •  les e–127,60 de liaison appartiennent à un atome qu’à l’autre qui lui est lié : dans ce cas, la liaison est dite « liaison covalente polarisée ». 208,98 180,95 (209) 183,85 (210) 186,21 (222) 190,20 192,22 195,10 121,75 92,91

Bo

gaz rare

VIIIb

Argon

35,45

78,96 52,00

B

10

2 18 8 (Ne)3s23p6

Ge Ti

74,92 50,94

1s2

élément à prédominance non-métallique

Ga Sc

72,64 47,87

5

élément à prédominance métallique

20,18

Chlore

32,07

2 8

Néon

19,00

Soufre

30,97

4,0

F

Oxygène

relative 16,00

2,1

élément non-métallique

Hélium

18 32 2228

Phosphore

106,40 ci-dessous 107,87 85,47 112,40 87,62 114,82 88,91 118,70 91,22 de Le schéma visualise l’évolution l’électronégativité des atomes en fonction du numéro des familles a et des périodes. -

101,07

élément métallique

K 2 31 21 1,6 1,3 2 32 22 1,8 1,5 2 33 23 2,0 1,6 2 34 24 2,4 1,6 2 35 25 2,8 1,5 2 36 26 1,8 2 27 14s 24s 34s 54s 54s 64s 4s224p1 4s224p2 4s224p3 4s124p4 4s224p5 4s224p6 L 74s2 8 (Ar)3d10 8 (Ar)3d10 8 (Ar)3d10 8 (Ar)3d10 8 (Ar)3d10 8 (Ar)3d10 8 (Ar)3d 188 189 18 10 18 11 18 13 18 13 18 14 M 2 32 42 52 61 72 82 N

1,7 1,0

Cd Sr

N

Silicium

69,72 44,96

2 48 38 (Kr)5s2105s2 8 (Kr)4d 18 188 1

3

26,98

65,38 40,08

1,9 0,8

Pd 5 Ag Rb

Np

2 7 3,0 2s22p3 4 1s2Neptunium

237,05

2 14 8 (Ne)3s23p2

Aluminium

Zinc Calcium

63,55 39,10

2 46 8 (Kr)4d105s0 18 16 1

2 30 20 (Ar)4s2104s2 8 (Ar)3d

Cuivre Potassium

58,69 2,2

IIb

188 1

1,5

K

He

2 8

1,3

(Rn)5f 46d17s2

12,01 masse atomique 14,01

2

24,31

1,9 0,8

Ni 4 Cu K Nickel

2 45 8 (Kr)4d85s1 18 15 1

1,9

93

Carbone

Mg AlMagnésium

22,99

58,93

Ruthénium

98,91

Co

Ib

Sodium

Cobalt

55,85 2 44 8 (Kr)4d75s1

1,9

1

C

2 13 8 (Ne)3s23p1

1,2

2,5

nom

10,81

2 12 8 (Ne)3s2

0,9

(Ne)3s1

2 6 3 1s22s22p2

Bore

9,01

11

gaz rare

2,0

2

2

symbole

1,0

2

2

1s électrons par couche

électrons par orbitale

élément à prédominance 1s 2smétallique 1 1s 2s

Technétium

95,94

nombre atomique

1

2,1

1,01

2 43 8 (Kr)4d55s2

18 13 1

1

élément non-métalliqueHydrogène

2 25 8 (Ar)3d54s2

IVa Va VIa VIIa 0 CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS électronégativité

élément métallique

électrons par couche

IIIa

In

Ind

112,40

11

K 1,5 2 74 1,7 2 75 1,9 2 76 2,2 2 77 2,2 2 78 2,2 2 79 55 2,4 0,7 2 80 1,9 0,9 2 81 1,8 1,1 2 82 1,8 1,3 2 83 1,9 1,5 2 84 2,0 1,7 2 85 2,2 1,9 2 86 2,2 2 77 2,2 2 78 2,2 2 79 2,4 2 80 1,9 2 81 56 57 72 73 74 75 76 45d36s2 1 5d106s1 2 5d106s2 26s 36s 46s 56s 66s (Xe)6s14 (Xe)6s14 (Xe)5d1416s 5d2106s26p1 6s226p2 6s226p3 6s226p4 6s226p5 6s226p6 L 145d76s2 8 (Xe)4f145d46s2 8 (Xe)4f145d56s2 8 (Xe)4f145d66s2 8 (Xe)4f145d76s2 8 (Xe)4f145d96s1 8 (Xe)4f 8 (Xe)4f 8 (Xe)4f 8 (Xe)4f145d10 8 (Xe)4f145d10 8 (Xe)4f145d10 8 (Xe)4f145d10 8 (Xe)4f145d10 8 (Xe)4f 8 (Xe)4f145d96s1 8 (Xe)4f145d106s1 8 (Xe)4f145d106s2 8 (Xe 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 M 18 18 18 18 32 32 32 32 32 32 32 18 32 18 32 18 32 32 32 32 32 N 32 32 32 32 11 12 13 14 15 17 188 188 189 18 10 18 11 18 12 18 13 18 14 O 15 17 18 18 ale Césium Baryum Lanthane Hafnium Tantale Tungstène Rhénium Osmium 2 Tungstène 2 Rhénium 2 Osmium 2 Iridium 2 Platine 1 Or 1 Mercure 2 Thallium 32 Plomb 42 Bismuth 52 Polonium 62 Astate 72 Radon 82 Iridium 2 Platine 1 Or 1 Mercure 2 Th P

25d06s2

e

12

h

ium

04

186,21

190,20

192,22

2 107 8 (Rn)5f146d57s2 18 32 32 12 Bohrium 2 (264)

2 108 8 (Rn)5f146d67s2 18 32 32 13 Hassium 2 (265)

2 109 8 (Rn)5f146d77s2 18 32 32 14 Meitnerium 2 (266)

Bh

Nd

140,91

1,3

Hs

2 59 1,1 2 60 1,2 2 61 8 (Xe)4f 35d06s2 8 (Xe)4f 45d06s2 8 (Xe)4f 55d06s2 18 18 18 20 21 22 8 8 8 2 Praséodyrne 2 Néodyme 2 Prométhium

Pr

um

06d27s2

183,85

144,24

2 91 1,5 8 (Rn)5f 26d17s2 18 32 18

Pm

Pa

2 92 1,4 8 (Rn)5f 36d17s2 18 32 20

10 Protactinium 2 231,04

U

9 Uranium 2 238,03

146,92

2 93 1,3 8 (Rn)5f 46d17s2 18 32 21

Np

9 Neptunium 2 237,05

195,10

Mt

196,97 132,91

Sm

2 64 8 (Xe)4f 75d16s2 18 25 8 2 Gadolinium

Eu 6 Gd

150,40

18 32 22

151,96

Pu

2 95 1,3 8 (Rn)5f 76d07s2 18 32 24

9 Plutonium 2 239,05

200,60 137,34

Ds 7 Rg Fr

2 62 1,2 2 63 8 (Xe)4f 65d06s2 8 (Xe)4f 75d06s2 18 18 23 24 8 8 2 Samarium 2 Europium 2 94 1,3 8 (Rn)5f 66d07s2

Hg Ba

2 110 2 111 87 0,7 1 6d107s1 (Rn)7s14 8 (Rn)5f146d87s2 8 (Rn)5f 18 18 32 32 32 32 Francium 15 Darmstadtium 16 Roentgenium (223) 2 (281) 2 (280)

Cn Ra Tb

(Rn)5f 96d07s2

18 32 25

8 Curium 2 247,07

Ia

Tl La

Pb Hf

204,37 138,91

207,20 178,49

Bk IIIa

Dy 162,50

2 98 8 (Rn)5f 106d07s2

actinides 18 32 27

IVa

Cf Va

VIa

Ir

Pt

32 Seaborgium 11 Livermorium (263) 2 (293)

(Rn)5f146d57s2

(Rn)5f146d67s2

(Rn)5f146d77s2

2,5

Uus Bh Uuo Hs Mt

32 32 Bohrium Hassium 12 Ununseptium 13 Ununoctium (264) (265) 2 (294) 2 (294)

32 O 14 Meitnerium P 2 (266) Q

164,93

1,5

Es

1

0,5 0

8 Einsteinium 2 254,09

VIIa

L’intérêt de ces valeurs d’électronégativité des atomes est de nous permettre de savoir si, dans une molécule, •  les e– de liaison appartiennent autant à un atome qu’à l’autre qui lui est lié : dans ce cas, la liaison est dite « liaison covalente parfaite » ;

2 Nous attirons ici l’attention sur le fait que toutes les représentations des différentes molécules reprises dans ce chapitre ne sont que des modèles. Dans certains cas, d’autres arguments théoriques ou expérimentaux nécessiteront, dans la suite, d’élaborer de nouveaux modèles.

Hg

196,97

200,60

Tm Pr

06d (Rn)5f 12 6d207s 7s22

29

Fm Th

Thorium 8 Fermium 232,04 2 257,10

Yb Nd

26d (Rn)5f 13 6d107s 7s22

30 18

Md Pa

Lu Pm

36d (Rn)5f 14 6d107s 7s22

31 20

No U

Protactinium 108 Mendelévium 231,04 2 258,10

Uranium 89 Nobélium 238,03 2 255,00

H Cl

Sm

46d (Rn)5f 14 6d117s 7s22

32 21

Lr Np

Eu

(Rn)5f 66d07s2

32 22

(Rn)5f 76d07s2

Pu O

24

Neptunium 89 Lawrencium 237,05 2 262,10

9 Plutonium P 2 239,05 Q

H

H

Cl

Cl

Am

8 Américium 2 241,06

Ce type de liaison se rencontre dans des molécules H2, Cl2, ... H Cl

Remarquons que, dans Cl2, chaque Cl possède en plus de la paire liante, 3 paires d’e– ne participant pas à la liaison : ce sont des paires ou doublets libres (représentés par un trait —). Alors que les atomes des molécules H2 et Cl2 ne mettent chacun en commun qu’un e– célibataire, d’autres atomes, pour se lier, mettent chacun en commun 2 ou 3 e– célibataires, partageant ainsi deux ou trois paires d’e–. •  Ainsi, deux atomes oxygène mettent chacun en commun 2 électrons célibataires pour former la molécule O2 : O

O

O

O

(Rn)5f146d107s1

Ds

La covalence parfaite résulte de la mise en commun de deux et du 151,96 par167,26 140,12 168,93 140,91électrons 173,04 144,24 célibataires 174,97 146,92 150,40 K 2 100 2 102 90 tage 1,3 2 101 91de 1,5 92 1,4 2 103 93 d’électrons 1,3 2 94 1,3 2entre 95 1,3 cette paire 8 8 8 8 8 L 8 18 18 18 18 18 M 18 deux atomes de même électronégativité. 32 32 32 32 32 N 32

Ho2 Er Ce

2 99 8 (Rn)5f 116d07s2

Au

2 112 8 (Rn)5f146d107s2 18 32 32 32 32 15 Darmstadtium 16 Roentgenium 18 Copernicium 2 (281) 2 (280) 1 (285) (Rn)5f146d87s2

K 2 67 1,2 2 68 58 1,2 1,1 2 69 1,2 1,1 2 70 1,1 1,2 2 71 1,2 2 62 1,2 2 63 59 60 61 L 65d06s2 8 (Xe)4f 115d06s2 8 (Xe)4f1225d006s22 8 (Xe)4f1335d006s22 8 (Xe)4f1445d006s22 8 (Xe)4f1455d016s22 8 (Xe)4f 8 (Xe)4f 75d06s2 18 18 18 18 18 18 M 18 28 29 30 20 31 21 32 22 32 23 N 24 8 8 8 8 8 98 O 8 Cérium Praséodyrne 2 Ytterbium Néodyme Prométhium 2 Samarium 2 Holmium 2 Erbium 2 Thulium 2 Lutétium 2 Europium P

18 32 28

8 Californium 2 251,08

Rn Os

La covalence parfaite

3

lanthanides

At Re

(Rn)5f146d47s2

Uut Ac Fl Rf- 3,5 Uup Db Lv Sg

Types de liaisons covalentes2

32

Po W

K 2 116 2 117 2 118 2 109 2 110 106 à présent 107 108 Voyons comment distinguer ces 28 111 8 8 8 8 L 8 18 18 18 18 M 18 18 deux 32types de32 covalence. 32 32 N 32 32

4

9 Berkélium 2 249,08

IIa

Bi Ta

2 113 2 115 89 1,1 2 114 104 105 8 (Rn)6d17s2 8 (Rn)5f146d27s2 8 (Rn)5f146d37s2 18 18 18 32 32 32 32 18 18 32 Actinium Rutherfordium 10 Ununpentium Dubnium 188 Ununtrium 9 Flérovium (227) (261) (262) 2 (284) 2 (289) 2 (288)

2 65 1,2 2 66 (1,2) 8 (Xe)4f 95d06s2 8 (Xe)4f 105d06s2 18 18 25 27 9 8 2 Terbium 2 Dysprosium

 157,25 groupes 158,93 c:  2 96 97  8

Am 7 Cm

8 Américium 2 241,06

2 112 88 0,9 2 6d107s2 (Rn)7s14 8 (Rn)5f 18 32 32 18 Radium 188 Copernicium 226,03 1 (285)

2 8 (Rn)5f 76d17s2

18 32 25

Période 5

1,1

Pt 6 Au Cs

2 106 8 (Rn)5f146d47s2 18 32 32 11 Seaborgium 2 (263)

Sg

)

Ir

Période 1

b

nium

Os

Période 2

95

46d37s2

Re

Période 3

W

Période 4

a

Rg

2 64 8 (Xe)4f 75d16s2 18 25 8 2 Gadolinium

Gd 157,25

2 96 8 (Rn)5f 76d17s2 18 32 25

Cm

8 Curium 2 247,07

Cn

T

20

2 11 8 18 32 32 18 Un 2 (2

U

2 65 1,2 2 66 8 (Xe)4f 95d06s2 8 (Xe 18 18 25 27 9 8 2 Terbium 2 Dy

Tb

D

158,93

2 97 8 (Rn)5f 96d07s2 18 32 25

Bk

9 Berkélium 2 249,08

16

2 98 8 (Rn 18 32 27

C

8 Ca 2 25


UAA 5 Les deux atomes oxygène sont liés par deux covalences parfaites formant une double liaison.

Cette covalence est dite polarisée parce que la molécule présente deux pôles : l’un positif, l’autre négatif.

•  Ainsi, 2 atomes N mettent chacun en commun 3 électrons célibataires pour former la molécule N2 :

Alors que, pour se lier, les atomes H et Cl ne mettent en commun qu’un électron célibataire, d’autres atomes mettent en commun plusieurs électrons célibataires.

N

N

N

Les deux atomes azote sont liés par trois covalences parfaites formant une triple liaison. Ce type de covalence parfaite se rencontre aussi dans les molécules constituées d’atomes différents mais de même électronégativité. C’est le cas, par exemple, dans la phosphine PH3 et le sulfure de carbone CS2. H

H

P

H

P

H

•  Ainsi, dans la molécule H2O, l’atome O (χ = 3,5) met en commun chacun de ses e– célibataires avec l’e– célibataire de chacun des deux atomes H (χ = 2,1) : H

H →

O

S

S

S

C

S

La covalence polarisée

•  Ainsi, dans la molécule HCl, les atomes H et Cl mettent chacun en commun un électron célibataire et forment une paire liante. →

Cl

H

Cl

L’atome Cl (χ = 3,0) étant plus électronégatif que l’atome H (χ = 2,1), attire davantage à lui les électrons de liaison que l’atome H. Ceci a pour conséquence de faire apparaître : –  sur le chlore (plus électronégatif que l’hydrogène) une charge partielle négative inférieure à la charge entière de l’électron et notée δ– ; –  sur l’hydrogène (moins électronégatif que le chlore) une charge partielle positive notée δ+ : 1

+

H

2

1

Cl

La flèche au milieu de la barre de liaison indique vers lequel des deux atomes les e– de liaison sont attirés préférentiellement.

H

+

1

H

O

•  Ainsi, dans la molécule HCN, un atome H (χ = 2,1), un atome C (χ = 2,5) et un atome N (χ = 3,0) mettent en commun leurs e– célibataires : +

La covalence polarisée résulte de la mise en commun de deux électrons célibataires entre deux atomes d’électronégativité différente.

H

+

H

H

C

O

Les deux liaisons covalentes sont polarisées vers l’atome oxygène plus électronégatif : l’atome O acquiert ainsi une charge partielle négative notée 2 δ– et chaque atome H, une charge partielle positive notée δ+ : 1

H

H

H

C

N

H

2

+

C

N

Dans la molécule HCN, l’atome H acquiert une charge partielle positive δ+ et l’atome N, une charge partielle négative 3 δ–. Quant à l’atome C, il acquiert une charge partielle négative δ– par sa liaison avec l’atome H et une charge partielle positive 3 δ+ par sa liaison avec l’atome N : sa charge résultante est donc 2 δ+.

Le cyanure d’hydrogène HCN est un gaz mortel utilisé autrefois dans les chambres à gaz de certains pénitenciers des États-Unis d’Amérique. Il a aussi été utilisé lors de la seconde guerre mondiale par les nazis comme moyen de gazage dans les camps d’extermination, sous le nom de Zyklon B. Il est aussi présent en très faible dose dans les gaz d’échappement des voitures et dans la fumée de tabac.

Appropriation

N

33


L iais on s cov ale n te s par f aite e t polar is é e

Chapitre 3

•  Ainsi, dans la molécule CO2, les deux atomes O (χ = 3,5) mettent chacun en commun 2 e– célibataires avec les 4 e– célibataires de l’atome C (χ = 2,5) : O

O

C

O

O

C

Les deux doubles liaisons sont polarisées vers les atomes oxygène : chaque atome O acquiert ainsi une charge partielle négative 2  δ– et l’atome C, une charge partielle positive 4 δ+. 2

O

O

C

4

→ O

+

2

O

C

Dans la molécule CH3OH, les 4 atomes H acquièrent une charge partielle positive δ+. Quant à l’atome C, il acquiert une charge partielle positive par sa liaison avec l’atome O et une charge partielle négative 3 δ– par sa liaison avec 3 atomes H : sa charge résultante est donc 2 δ–.

Le méthanol CH3OH est un alcool préparé industriellement. Il est utilisé comme combustible (l’alcool à brûler) et aussi comme solvant. Il est tout à fait impropre à la consommation.

Le dioxyde de carbone, ou gaz carbonique, est produit lors de toute combustion de substances carbonées et lors de la respiration. Ce gaz est indispensable pour la photosynthèse et n’est pas toxique par luimême. Cependant, son accumulation dans l’atmosphère s’ajoutant à d’autres gaz, tel le méthane CH4, produit notamment par biofermentation, contribue à l’effet de serre.

Tu as pu remarquer que, dans chacun des exemples, la somme algébrique des charges partielles, portées par les atomes, est égale à 0 : les molécules sont électriquement neutres.

Écriture, selon Lewis, des formules de structure de quelques molécules et ions polyatomiques Les propriétés d’un corps dépendent non seulement de la nature des atomes constitutifs des molécules ou des ions mais aussi de leur agencement.

•  Ainsi, dans la molécule CH3OH, quatre atomes H (χ = 2,1), un atome C (χ = 2,5) et un atome O (χ = 3,5) mettent en commun leurs e– célibataires suivant le modèle suivant : +

H

H 2

+

H

C

O

H

→ H

2

C

O +

H

34

H

L’agencement des atomes dans une molécule ou dans un ion se visualise par une formule de structure appelée « formule de Lewis ». Tu en as déjà écrit certaines dans le paragraphe précédent. Ainsi, les formules de Lewis de Cl2, H2O et CO2 sont :

Cl +

H

Cl , H

O

H et

O

C

O


UAA 5 Nous allons appliquer cette méthode d’écriture de formules de Lewis à quelques autres molécules binaires et ternaires.

Toutes ces formules de Lewis ont été écrites en appliquant la méthode suivante : 1)  écrire les représentations de Lewis de chacun des atomes constituant la molécule ; 2)  former des liaisons covalentes entre les atomes par mise en commun d’électrons célibataires et vérifier la présence d’un octet d’électrons autour de chaque atome (ou d’un duet autour de chaque atome H) ; 3)  écrire la formule de Lewis de la molécule.

Formule de Lewis de molécules binaires Suivons la méthode décrite pour écrire les formules de Lewis de S2, CH4 et NH3. 1)  Écriture des représentations de Lewis de chacun des atomes constituant la molécule 2  S

C

N et 3 H

et 4 H

2)  Formation de liaisons covalentes et vérification de la présence des octets (ou duets) H H S

S

H

H

N

H

C

H H 3) Écriture de la formule de Lewis H H S

S

C

H

H

N

H H

Formule de Lewis de molécules ternaires Suivons la même méthode pour écrire les formules de Lewis de HClO, HNO2 et H2CO3. 1)  Écriture des représentations de Lewis de chacun des atomes constituant la molécule H

H

2H

Cl

N

C

O

2

O

3

O

2)  Formation de liaisons covalentes et vérification de la présence des octets (ou duets) a)  Former autant de groupements OH qu’il y a de H dans la formule moléculaire H

O

H

O

H

O

H

O

Appropriation

H

35


L iais on s cov ale n te s par f aite e t polar is é e

Chapitre 3 b)  Mettre en commun l’e– célibataire de chaque groupement OH avec un e– célibataire de l’atome caractéristique de la molécule H

H

O

H

Cl

O

O

N H

O

C

c)  Mettre en commun les e– célibataires restant sur l’atome caractéristique avec les deux e– célibataires de l’oxygène non encore liés

H

H

O

O

N H

O

O

C O

3) Écriture de la formule de Lewis H H

O

H

Cl

O

O

N H

O

O

C O

Formule de Lewis d’ions polyatomiques Soit à écrire la formule de Lewis des ions ClO–, NO2–, CO32–. La formule de ces ions polyatomiques dérive de la structure des oxacides correspondants établie ci-avant. La formule des ions s’obtient en enlevant de la formule de Lewis des oxacides l’(les) hydroO Cl H O Cl ⎯→ gène(s) sous forme d’ion H+ : ceci confère, pour chaque H+ enlevé, une charge négative au groupement restant. Ce groupement négatif est un ion polyatomique. La paireHd’électrons qui liait H à OOdevientClalors un doublet électronique autour de O. O Cl ⎯→ La formation des ions s’établit comme suit :

a)  H

O

Cl

H

O

N

⎯→

O

Cl

⎯→

O

N O

O

b)  H

O

⎯→

N

O

N O

O H

O

O

36

⎯→

N

O

N O

O

2

O

c)  H

O

CO

O

H

⎯→

O

CO

O

2

H

O

C O

O

H

⎯→

O

C O

O

2


UAA 5 Limite du modèle de l’octet Les chimistes ont pu isoler des molécules stables telles que PCl5 et SF6 dont la formule de Lewis peut s’écrire : Cl

Cl

Cl P

F S

F

Cl

F

F

Cl

F F

Tu remarques que, dans ces molécules, le phosphore P est entouré de 10 e– et le soufre S de 12 e–. Dans ces molécules, P et S sont entourés de plus de 8 e– (octet). Tu trouveras aussi la molecule H2SO4 decrite de la facon suivante : O

O S

O H

O H

car le soufre ici, comme dans SF6 peut dépasser l’octet d’électrons.

Appropriation

Tu étudieras peut-être, plus tard, d’autres modèles qui rendent compte de ces « anomalies » par rapport à la règle de l’octet.

37


Activités d’apprentissage L iais on s cov ale n te s par f aite e t polar is é e

Chapitre 3 1

Réaliser le test d’association suivant : a) liaison ionique

1. partage de paire(s) d’e–

b) liaison covalente

2. transfert d’e–

3. liaison entre ions

4. covalence

5. liaison entre atomes

2

É crire la formule de Lewis des molécules suivantes : HI, H2Se, PCl3, C2H6, SiCl4, H2SiO3.

3

eprésenter la formule de Lewis des ions suivants : HCO3–, HS–, CN–, R OH– et SiO32–.

4

I ndiquer le sens de la polarisation et les charges partielles dans les molécules suivantes : H Cl

C

Cl

chloroforme

Cl

H

H

H

H

H

C

C

C

C

H

H

H

H

H

butane

H H

ammoniac

N H

H

S

5

Br

Br

H

H

C

C

H

H

C

dibrome

O

S

H

alcool éthylique

sulfu r e de carbone

Écrire la formule de Lewis de : a)  H2S : le sulfure d’hydrogène, gaz qui a une odeur d’œuf pourri ; b)  l2 : le diiode en solution qui sert parfois à désinfecter des plaies ; c)  SiO2 : le dioxyde de silicium ou silice, constituant cristallin de nombreuses roches telles que le granit, le sable… d)  C2H4 : l’éthylène, utilisé pour fabriquer les plastiques à base de polyéthylène ;

38


UAA 5 e)  H2O2 : l’eau oxygénée, liquide incolore qui, dilué, est couramment utilisé comme antiseptique ou décolorant ; f)  N2F4 : la tétrafluorohydrazine, liquide incolore servant de carburant pour les fusées. Indiquer, s’il y a lieu, les flèches sur les liaisons et les charges partielles sur les atomes. 6

Écrire la formule de Lewis de : a)  BF3 : le fluorure de bore, servant de catalyseur ; b)  CO : le monoxyde de carbone, gaz très toxique. Dans le cadre du modèle de Lewis, quelle « anomalie » constates-tu à propos de ces deux molécules ?

7

Repérer parmi les molécules suivantes : Ne2, Cl2O, CF4, NO, I2 et PCl5, lesquelles ne peuvent exister dans le cadre du modèle de Lewis (modèle de l’octet) ? Pour quelle(s) raison(s) ?

8

E n utilisant le tableau ci-dessous, préciser si les énoncés suivants sont vrais ou faux : b)  la molécule AX présente une liaison ionique ; c)  la molécule LX4 présente une liaison ionique ; d)  la molécule Z2 présente une liaison covalente ; e)  la molécule EZ présente une liaison covalente. VIIIa

Ia

G

IIa

IIIa IVa Va VIa VIIa

A

D E

9

L

X Z

Trois atomes A, B et C possèdent les distributions électroniques suivantes  : A : 2 e–, 8 e–, 1 e– ; B : 2 e–, 8 e–, 4 e– ; C : 2 e–, 8 e–, 7 e–. a)  Selon le modèle de l’octet, quel est le nombre de covalence(s) et/ou de liaisons ioniques qu’ils peuvent réaliser ? b)  Proposer différentes formules de Lewis de molécules stables résultant de l’association des atomes A, B et C, liés deux à deux.

10

éterminer la formule moléculaire d’un composé formé d’atomes X et D Y sachant que l’atome X possède 9 protons et l’atome Y 14 protons ? Représenter la formule de Lewis de cette molécule.

Activités d’apprentissage

a)  la molécule GX présente une liaison covalente ;

39


Pour en savoir plus... Chapitre 3

Les fullerènes et le graphène Les dispositions différentes que peuvent prendre les atomes constituant les solides atomiques covalents président à la formation de variétés différentes appelées variétés allotropiques (de allos, autre, et tropos, genre, manière, direction…). Les variétés allotropiques des solides atomiques covalents constitués uniquement d’atomes carbone sont le diamant, le graphite, les fullerènes et le graphène. Nous développerons ici les fullerènes et le graphène qui sont des variétés du carbone découvertes récemment : elles présentent des propriétés prometteuses dans divers domaines.

Les fullerènes Jusqu’en 1985, on ne connaissait que deux formes allotropiques du carbone : le diamant et le graphite. En 1985, des chercheurs provoquant l’impact d’un rayon 40

laser sur le graphite, dans une atmosphère inerte, observèrent la formation de petites boules de carbone constituées chacune de 60 atomes carbone disposés aux sommets de pentagones et d’hexagones formant une cage ressemblant à un ballon de football.

puisqu’elles mirent en évidence qu’à côté du C60, s’étaient synthétisées d’autres « cages » de carbone C28, C50, C70… C240, ayant parfois la forme d’un ballon de rugby ou d’un dirigeable. Les schémas ci-dessous illustrent la structure spatiale du fullerène C60 et du fullerène C70. Dans ces structures, chaque atome carbone est lié par trois covalences, aux carbones voisins.

Cette trouvaille, C60 , fut baptisée « fullerène ». Cette appelation vient du nom de B. Fuller, architecte précurseur, puisqu’il réalisa en 1967, pour l’exposition universelle de Montréal, un dôme géodésique ayant la structure du C60. Des laboratoires, dans le monde entier, se mirent à rechercher des méthodes de synthèse du fullerène C60. Leurs recherches furent couronnées de succès et bien au-delà

C60

C70


UAA 5 Ces propriétés offrent de nouvelles perspectives dans des domaines variés : •  la pharmacologie : elles pourraient véhiculer des médicaments, des hormones, des anticorps, vers des organes distants ; •  la réalisation de matériaux ultra-résistants ou supraconducteurs ; •  la synthèse de nouveaux lubrifiants et de carburants pour fusées ; •  …

Le graphène3 Le graphène est un matériau constitué d’une seule couche d’atomes carbone et donc d’épaisseur d’un atome de carbone. Il fut découvert en 2004 par les russes André Geim et Konstantin Novoselov qui reçurent le prix Nobel de Physique en 2010. En plus d’être transparent, il est à la fois souple et extrêmement solide : deux cents fois plus solide que l’acier à masse égale. Il est aussi imperméable à tous les gaz et très bon conducteur d’électricité. Ce matériau intéresse des entreprises qui investissent massivement dans sa production et dans la recherche de nouvelles propriétés qui pourraient résoudre un certain nombre de nos problèmes.

Stimulés par la découverte de fullerènes, les chimistes sont parvenus à synthétiser de nouveaux arrangements d’atomes de carbone, sous la forme de tubes appelés « nanotubes ». Ces molécules aux propriétés fascinantes, différentes de celles de tous les autres matériaux, ouvrent une nouvelle fenêtre sur le monde de la chimie.

comprennent des électrodes en graphène : leur performance est multipliée par 10 et le nombre de cycles de charge/décharge des batteries est considérablement augmenté. Ceci intéresse au plus haut point les fabricants de voitures électriques. Ainsi, la firme Tesla travaille sur une voiture possédant des batteries lithium-ion dopées au graphène qui auraient une autonomie de 800 km. –N okia et Samsung espèrent que le graphène remplacera avantageusement l’oxyde mixte d’indium-étain présent dans les cellules photovoltaïques et les écrans de smartphones. Ces oxydes sont rares, chers, toxiques et fragiles. Le graphène transparent et bon conducteur les remplacerait dans l’avenir et permettrait de fabriquer des écrans pliables ou des vêtements intelligents capables de contenir un ordinateur miniature. Mais la route est encore longue : – l a production de graphène en grande quantité, de bonne qualité et de très grande pureté n’est pas encore pour demain ;

Ainsi : – l a firme IBM affirme avoir créé un transistor à base de graphène qui pourrait être utilisé dans nos ordinateurs ; – l ’Institut Nanosciences et Cryogénie de Grenoble et l’Institut des Matériaux de Nantes viennent de mettre au point des batteries lithium-ion qui

3.  Inspiré de l’article : Graphène : le champion toutes catégories, Revue Athéna 308, février 2015. Texte de Thibault Grandjean.

– l es dangers potentiels du graphène sur notre santé doivent encore être étudiés. Il n’en reste pas moins que le graphène pourrait révolutioner dans le futur nos modes de vie, dans de multiples domaines.

Pour en savoir plus…

Ces molécules-cages ont d’incroyables propriétés : elles ont une remarquable stabilité et une grande dureté. Elles sont également bonnes conductrices de l’électricité, peuvent abriter d’autres molécules et se greffer sur d’autres.

41


Caractériser un phénomène chimique Au cours de cette unité d’acquis d’apprentissage, tu développeras les compétences suivantes : • caractériser l’effet thermique d’un phénomène chimique ; • caractériser la vitesse de réaction sur base de critères qualitatifs.


UAA 6

Chapitre 1 Effets thermiques des réactions chimiques

Chapitre 2 Vitesse de réaction



Chapitre 3

Équilibre chimique, approche quantitative Dans un système à l’état d’équilibre dynamique, les quantités de matière des réactifs et des produits demeurent constantes. Une

relation

scientifiques

mathématique Gulberg

et

établie

Waage

par

les

permet

de

calculer soit la constante d’équilibre KC à partir des concentrations des réactifs et des produits à l’équilibre, soit la constante d’équilibre KP, dans le cas des gaz. Inversement, il est possible de prévoir, à l’équilibre, les concentrations à partir de la valeur de KC ou de la valeur de KP associée.


Ressources et processus à mobiliser É qu ilibr e ch im iqu e , appr och e qu an titativ e

Chapitre 3

À la fin de ce chapitre, tu seras capable de… SAVOIRS   énoncer – la loi reliant les concentrations des composants d’un système à l’état d’équilibre dynamique (loi de Guldberg et Waage), – les facteurs influençant ou non la valeur de la constante d’équilibre.

SAVOIR-FAIRE   utiliser le symbole correct des concentrations des composés d’un système avant réaction (CX) et à l’état d’équilibre([X]) ;   écrire l’expression de la constante d’équilibre KC ou de la constante d’équilibre KP, connaissant l’équation de la réaction ;   appliquer la méthode de calcul de la valeur de KC au départ des quantités de matière ;   appliquer la méthode de calcul des valeurs des concentrations à l’équilibre à partir de la valeur de KC.

PROCESSUS   utiliser une table des constantes d’équilibre pour distinguer une réaction complète d’une réaction limitée à un équilibre (A) ;   calculer la constante d’équilibre KC ou KP associée à une transformation chimique (A) ;   prévoir la concentration d’une espèce chimique présente dans un milieu réactionnel en équilibre, en utilisant la valeur de la constante d’équilibre KC ou KP associée (A).

150


UAA 7

Mise en situation Le chapitre précédent a permis de décrire un système chimique à l’état d’équilibre dynamique. Dans cet état d’équilibre, les réactifs et les produits issus d’une réaction incomplète subissent en permanence des réactions directes et inverses se déroulant à même vitesse. Par conséquent, les concentrations des différents composés restent constantes. Quelles que soient les concentrations initiales des réactifs, existe-t-il une relation mathématique reliant les différentes concentrations à l’équilibre des réactifs et des produits ? L’activité suivante permettra de répondre à cette question.

À partir de tableaux de résultats, rechercher une relation mathématique entre les concentrations des composants de systèmes chimiques à l’état d’équilibre. Pour deux systèmes chimiques à l’état d’équilibre, les concentrations initiales des réactifs et les concentrations finales à l’état d’équilibre des réactifs et des produits sont répertoriées dans les tableaux I et II. Afin de distinguer sans ambiguïté les concentrations initiales des réactifs des concentrations à l’état d’équilibre des réactifs et des produits, les chimistes ont adopté les conventions d’écriture suivantes : • Cx représente la concentration en mol . L–1 d’un composé (où X est la formule du composé) avant réaction c’est-à-dire à l’état initial. Exemple : CFe3+ = 3,00 . 10–3 mol . L–1 Exemple : [Fe3+] = 2,56 . 10–3 mol . L–1

Premier système Soit la formation de l’ion complexe FeSCN2+ à température ambiante : Fe3+ + SCN–(aq)  FeSCN 2+ (aq) (aq) Quatre expériences ont été réalisées, à 25 °C, à partir de concentrations initiales différentes en Fe3+ et SCN–. Différentes mesures ont permis de déterminer les valeurs des concentrations des composants à l’état d’équilibre (tableau I). Tableau I Avant réaction Exp. n°

À l’état d’équilibre

CFe3+ (10 mol . L–1)

CSCN – (10 mol . L–1)

[Fe ] (10 mol . L–1)

[SCN–] (10–3 mol . L–1)

[FeSCN2+] (10–3 mol . L–1)

1

3,00

1,00

2,56

0,56

0,44

2

6,00

2,00

4,80

0,80

1,20

3

9,00

3,00

6,95

0,95

2,05

4

12,00

4,00

9,03

1,03

2,97

–3

–3

3+

–3

Mise en situation

• [X] représente la concentration en mol . L–1 d’un composé X à l’état d’équilibre.

151


É qu ilibr e ch im iqu e , appr och e qu an titativ e

Chapitre 3

Deuxième système Lorsque du cuivre est mis en présence d’acide nitrique concentré, il se forme un gaz brunâtre, le dioxyde d’azote NO2, comme l’illustre la photo ci-contre. Notons que ce gaz se forme également dans l’atmosphère à partir du monoxyde d’azote (NO) qui se dégage essentiellement en milieu urbain, lors des combustions de combustibles fossiles liées au trafic et aux activités industrielles. Ce gaz NO2 est en partie responsable du smog photochimique, une sorte de voile brunâtre qui est parfois visible au-dessus des grandes villes. Il est irritant pour les bronches. Les molécules NO2 peuvent réagir entre-elles pour former un gaz incolore, N2O4. Cette réaction est incomplète et aboutit à un état d’équilibre dynamique traduit par l’équation : 2 NO2 (g)  N2O4 (g) Le tableau II reprend les résultats expérimentaux de quatre expériences menées, à 100 °C, à partir de concentrations différentes en dioxyde d’azote Tableau II Exp. n°

Avant réaction

À l’état d’équilibre

CNO2 (mol . L )

[NO2] (mol . L )

[N2O4] (mol . L–1)

1

1,00

0,27

0,36

2

1,50

0,34

0,58

3

2,00

0,40

0,80

4

3,00

0,50

1,25

–1

–1

Activité : rechercher une relation mathématique Par une approche heuristique (méthode par tâtonnement) et pour chaque système, trouver par calcul en s’aidant éventuellement d’un tableur informatique, une valeur constante qui relie les concentrations des produits à l’état d’équilibre aux concentrations des réactifs à l’état d’équilibre.

152


UAA 7

Appropriation La constante d’équilibre KC L’approche heuristique développée ci-dessous permet d’obtenir une série de rapports entre les concentrations à l’équilibre des réactifs et des produits d’un système à l’état d’équilibre. Ainsi, pour le premier système, il est possible, par exemple, d’obtenir les résultats suivants : À l’état d’équilibre Exp. n°

Rapport produit/réactif

[Fe3+]

[SCN–]

[FeSCN2+]

(10–3 mol . L–1)

(10–3 mol . L–1)

1

2,56

2

(10–3 mol . L–1)

[FeSCN 2+ ] [Fe3+ ].[SCN – ]

[FeSCN 2+ ] [Fe3+ ]+[SCN – ]

0,56

0,44

3,1 . 102

0,14

4,80

0,80

1,20

3,1 . 10

0,21

3

6,95

0,95

2,05

3,1 . 10

0,26

4

9,03

1,03

2,97

3,2 . 10

0,29

2 2 2

L’analyse des résultats de ce tableau montre que, aux erreurs expérimentales près, un seul rapport produit/réactifs donne une valeur quasi constante pour les quatre expériences : [FeSCN 2+ ] = constante [Fe3+ ].[SCN – ] Cette valeur quasi constante est la moyenne des quatre valeurs calculées du rapport : [FeSCN 2+ ] = 3,1 . 102 [Fe3+ ].[SCN – ] De même, dans le deuxième système, il est possible d’envisager différents rapports entre les concentrations à l’équilibre des réactifs et des produits : À l’état d’équilibre

Rapport produit/réactif

[NO2] (mol . L–1)

[N2O4] (mol . L–1)

[N 2 O 4 ] [NO 2 ]

[N 2 O 4 ] 2.[NO 2 ]

[N 2 O 4 ] [NO 2 ] 2

1

0,27

0,36

1,3

0,67

4,9

2

0,34

0,58

1,7

0,85

5,0

3

0,40

0,80

2,0

1,0

5,0

4

0,50

1,25

2,5

1,2

5,0

Comme dans le système précédent, il existe un seul rapport donnant une valeur quasi constante pour les quatre expériences : [N 2 O 4 ] = constante [NO 2 ] 2 Cette valeur quasi constante est la moyenne des quatre valeurs expérimentales du rapport : [N 2 O 4 ] = 5,0 [NO 2 ] 2 L’analyse des résultats montre que, pour ces deux systèmes à l’état d’équilibre, il existe une relation mathématique qui établit un rapport constant entre les concentrations des produits de la réaction et les concentrations des réactifs restants. Deux scientifiques norvégiens, C.M. Guldberg1 et P. Waage2 ont proposé, en 1864, une loi générale s’appliquant à tout système chimique à l’état d’équilibre :

1.  Cato Maximilian Guldberg (1836-1902), mathématicien et chimiste. 2.  Peter Waage (1833-1900), physicien.

Appropriation

Exp. n°

153


É qu ilibr e ch im iqu e , appr och e qu an titativ e

Chapitre 3 Pour tout système à l’état d’équilibre dont l’écriture est

T (°C)

KC

25

4 . 108

a A + b B  m M + n N

200

60

la loi de Guldberg et Waage reliant les concentrations à l’équilibre est :

300

3

400

0,3

[M]m .[N]n KC = [A]a .[B]b La constante KC porte le nom de constante d’équilibre, l’indice c signifiant que la constante est exprimée en termes de concentration molaire. L’expression et la valeur de KC sont propres à chaque système chimique étudié. Notons que, dans l’expression de KC : •  les concentrations au numérateur sont celles des produits à l’état d’équilibre ; •  les concentrations au dénominateur sont celles des réactifs à l’état d’équilibre ; •  chacune des concentrations est élevée à une puissance identique au coefficient stœchiométrique du produit ou du réactif dans l’équation pondérée ; •  lorsqu’un ou plusieurs composants du système sont à l’état solide, les concentrations des composés solides n’apparaissent pas parce que, contrairement aux concentrations des composés dissous ou gazeux, la concentration des composés solides ne varie pas. En effet, la concentration d’un composé solide est une constante comme le montre cet exemple d’un système à l’état d’équilibre : AgCl(s)  Ag +(aq) + Cl –(aq) m(g)

[AgCl] = [AgCl] =

n(mol) V(L)

=

M(g . mol–1) V(L)

=

m(g) V(L) . M(g . mol–1)

masse volumique du solide

•  permet aux chimistes d’estimer les proportions des produits formés par rapport aux réactifs quand l’état d’équilibre est atteint. Plus la valeur de KC est élevée, plus la proportion des produits formés par rapport aux réactifs est élevée et plus la réaction tend à être complète. Inversement, plus la valeur de KC est petite, plus la réaction est incomplète. Ainsi, pour les réactions étudiées plus haut dont l’équation de la première réaction est : Fe3+ + SCN–(aq)  FeSCN 2+ (aq) (aq) l’expression et la valeur de KC sont : KC =

FeSCN 2 +  = 3,1 . 102 Fe 3 +  . SCN – 

et pour la seconde réaction dont l’équation est : 2 NO2(g)  N2O4(g) l’expression et la valeur de Kc sont : KC =

100,00

L’expression de la constante d’équilibre pour cette réaction de dissociation du chlorure d’argent s’écrira par conséquent :

80,00

De plus, la valeur de KC : •  ne dépend pas des concentrations initiales des réactifs ; •  dépend de la température du système à l’état d’équilibre. Ainsi, à différentes températures, KC peut prendre des valeurs numériques extrêmes comme le montre le tableau ci-après se rapportant à la synthèse de l’ammoniac :

[N 2 O 4 ] = 5,0 [NO 2 ] 2

Le graphique suivant illustre l’évolution du pourcentage de produit formé en fonction de la valeur de KC pour une réaction dont l’équation générale [P ] . est : R  P avec KC = [R ]

= constante

masse molaire

KC = [Ag+] . [Cl–]

154

•  n’a pas d’unité. C’est par souci de commodité que les chimistes n’attribuent pas d’unité à cette valeur car les unités varient suivant la stœchiométrie du système chimique étudié ;

Produit 60,00 formé (%) 40,00 20,00 0,00

0,1

1 10 Valeur de KC

On dit également que le degré d’avancement de la réaction est fort élevé ou peu élevé selon que la valeur de KC est grande ou petite.


UAA 7

Utilisation des valeurs de KC pour distinguer une réaction complète d’une réaction aboutissant à un état d’équilibre dynamique Le tableau suivant reprend un ensemble de réactions, classées de la plus complète à la plus incomplète. Équation de la réaction

KC

1

C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g)

10400

2

C(s) + O2(g)  CO2(g)

1069

3

 Zn2+ + Cu(s) Zn(s) + Cu2+ (aq) (aq)

1039

4

17 NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 3,1.10

5

H2(g) + I2(g)  2 HI(g)

6

PbSO4(s) + 2 KI(aq)  PbI2(s) + K2SO4(aq) 5,5

7

PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)

3,8.10–2

8

AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl–(aq)

10–10

9

HgS(s)  Hg2+ + S2– (aq) (aq)

10–52

La constante d’équilibre3 KP Lorsqu’une réaction chimique ne met en jeu que des gaz, il est parfois judicieux d’utiliser la pression partielle exercée par les réactifs et les produits à l’équilibre, plutôt que leur concentration. La pression partielle pi d’un gaz i présent dans un mélange de gaz de pression totale ptot est la pression qui serait exercée par les molécules de ce gaz s’il occupait seul tout le volume du mélange, à la température de celui-ci. La somme des pressions partielles de tous les gaz présents dans le mélange est égale à la pression totale dans le système : ptot = Σpi

50

Le tableau montre que la valeur de KC peut prendre des valeurs extrêmes : il a fallu choisir une valeur arbitraire de KC pour délimiter le domaine des réactions complètes et incomplètes :

En conséquence, les équations numérotées 1, 2, 3 et 4 correspondent à des réactions considérées comme pratiquement complètes. Dans la pratique, on a l’habitude de mettre une simple flèche (→) entre les deux membres de l’équation d’une réaction complète. Ainsi, l’équation n° 1 s’écrit : C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g) Quant aux équations numérotées 5, 6, 7, 8 et 9, elles correspondent à des réactions incomplètes. Dans ce cas, une double flèche () est placée entre les deux membres de l’équation.

Pour tout système à l’état d’équilibre, ne mettant en jeu que des gaz, dont l’équation est : aA(g) + bB(g)   mM(g) + nN(g) la loi de Gulderg et Waage peut être exprimée en fonction des pressions partielles p des gaz. L’expression de la constante d’équilibre KP s’écrit : KP =

(pM)m . (pN)n (pA)a. (pB)b

Ainsi, pour la réaction de formation de N2O4(g), étudiée dans le deuxième exemple de la mise en situation, dont l’équation est : 2 NO2(g)   N2O4(g) l’expression de la constante d’équilibre Kp en fonction des pressions partielles de NO2(g) et de N2O4(g) est : KP =

(pN2O4) (pNO2)2

3.  Tout ce qui se rapporte à Kp dans ce chapitre est facultatif.

Appropriation

– si KC > 103 alors la réaction est considérée comme complète, – si KC ≤ 103 alors la réaction est considérée comme incomplète.

155


É qu ilibr e ch im iqu e , appr och e qu an titativ e

Chapitre 3

Si, à 25 °C, les pressions partielles en NO2 et en N2O4 sont respectivement de 0,15 atm et 0,16 atm à l’équilibre, la constante d’équilibre Kp a alors pour valeur : (0,16) KP = = 7,11 (0,15)2

Remarque : la valeur de Kp va dépendre de l’unité de pression utilisée. Normalement, l’unité utilisée est le bar (bar) mais comme la valeur du bar est proche de l’atmosphère (1 atm = 1,013 bar) habituellement utilisée dans ce cours, nous continuerons à utiliser l’atmosphère comme unité de pression. Dans l’exemple précédent, si la pression avait été exprimée en bars, la valeur de Kp aurait été égale à 7,02.

Méthode de calcul de la valeur de KC à partir des valeurs de concentration Pour rechercher la valeur de la constante d’équilibre, il n’est pas nécessaire, dans la pratique, de connaître toutes les concentrations des réactifs et des produits à l’état d’équilibre, comme cela a été réalisé précédemment. Il est possible, en effet, de calculer ces valeurs à partir de quelques données seulement. Soit le problème suivant : « À 458 °C, un ballon de 2,0 L contient, avant réaction, 1,00 mol de dihydrogène gazeux et 1,00 mol de diiode gazeux. Le dihydrogène et le diiode réagissent alors selon l’équation : H2(g) + I2(g)  2 HI(g) À l’équilibre, il reste 0,22 mol de chaque réactif qui n’a pas réagi. Calculer la constante d’équilibre KC de cette réaction. » En utilisant la méthode du bilan de matière développée lors de la résolution de problèmes stœchiométriques, il est possible, après avoir identifié les différentes données (en caractère gras), de construire le tableau suivant. H2(g) + I2(g)

Volume = 2,0 L quantité de matière initiale = ni quantité de matière qui réagit et qui apparait = nr quantité de matière à l’équilibre = néq Concentration à l’équilibre =

n éq V

= [X] (mol . L–1)

2 HI(g)

1,00

1,00

0

– 0,78

– 0,78

+ 1,56

0,22

0,22

1,56

0,22 = 0,11 2,0

0,22 = 0,11 2,0

1,56 = 0,78 2,0

L’expression et la valeur de la constante d’équilibre KC sont :

[HI ] 0 , 78 2 = = 50 [H 2 ] .[I 2 ] 0,11.0,11 2

KC =

Méthode de calcul des valeurs des concentrations à l’équilibre à partir de la valeur de KC Il est possible de calculer les valeurs des concentrations des composants d’un système à l’état d’équilibre lorsque sont connus : •  la valeur de KC ; •  la quantité de matière initiale d’un ou de plusieurs réactifs. Soit le problème suivant : « À 100 °C, de l’acide et de l’alcool se transforment partiellement en ester (une molécule odorante) et en eau, selon la réaction dont l’équation est : acide(aq) + alcool(aq)  ester(aq) + eau(l) 156


UAA 7 Initialement, 1,0 mol de chaque réactif est placée dans la solution, de volume total 2,00 L. Sachant que, à cette température, KC a pour valeur 4, calculer les concentrations en réactifs et en produits à l’équilibre. » Dans ce problème, la quantité de matière de réactif qui disparaît est inconnue: appelons-la « – x », le signe – indiquant qu’il y a disparition du réactif. La quantité de matière de produit qui apparait est également inconnue : on la nommera « + x », le signe + indiquant que le produit apparait au cours de la réaction. Le tableau suivant reprend le bilan de matière de la réaction. V = 2,00 L KC = 4

alcool(aq)  ester(aq) + eau(aq)

acide(aq) +

ni

1,00

1,00

0

0

nr

– x

– x

+ x

+ x

néq

1,00 – x

1,00 – x

+ x

+ x

[X]

1,00 − x 2,00

1,00 − x 2,00

x 2,00

x 2,00

Pour déterminer x, il faut partir de l’expression de la constante d’équilibre : KC =

[ester].[eau] [acide].[alcool]

En insérant les données de concentration déterminées par la méthode du bilan de matière, on obtient : x x x2 2, 00 ˙ 2, 00 4= = 1, 00 - x 1, 00 - x (1, 00 - x )2 2, 00 ˙ 2, 00 Cette expression est une équation du second degré qui peut également s’écrire : 3 x2 – 8 x + 4 = 0 Les racines de l’équation sont x1 = 2 et x2= 0,67

Il faut donc rejeter x1 = 2 puisqu’au départ il n’y a qu’1 mol de chaque réactif. Dès lors, en remplaçant la valeur de x par 0,67, les concentrations des différentes substances à l’équilibre sont : [acide] = [alcool] =

[ester] = [eau] =

(1, 00 - 0, 67 ) = 0,17 mol . L–1 2, 00

0, 67 = 0,34 mol . L–1 2, 00

Appropriation

La valeur de x qui a une signification chimique est celle qui est positive et plus petite que la quantité de matière initiale.

157


Activités d’apprentissage É qu ilibr e ch im iqu e , appr och e qu an titativ e

Chapitre 3

a. Expression et signification de KC 1

Écrire l’expression correcte de KC pour les systèmes suivants aboutissant à un état d’équilibre : a)  N2O4 (g)  2 NO2(g) b)  N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) c)  CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) d)  Ca3(PO4)2(s)  3 Ca2+ + 2 PO3– (aq) 4(aq) e)  CH3COOH(aq) + H2O(l)  CH3COO–(aq) + H3O+(aq) f)  3  I2(aq) + 5 Cr2O2– + 34 H+(aq)  10 Cr 3+ + 6 IO –3(aq) + 17 H2O(l) 7(aq) (aq)

2

Choisir la réaction qui sera la plus déplacée vers la droite (ou qui aura le degré d’avancement le plus élevé) en motivant la réponse : a)  AgIO3(s)  Ag +(aq) + IO–3(aq) KC = 3,1 . 10–8 b)  AgBrO3(s)  Ag +(aq) + BrO–3(aq) KC = 5,8 . 10–5 c)  AgI(s)  Ag +(aq) + I–(aq) KC = 1,5 . 10–16

3

Dans trois berlins contenant de l’eau distillée, on introduit, en excès, respectivement trois sulfates métalliques. Les systèmes à l’équilibre sont représentés par les équations : a) CaSO4(s)  Ca2+ + SO2– KC = 6,1 . 10–5 (aq) 4(aq) b) PbSO4(s)  Pb2+(aq) + SO2– KC = 2,2 . 10–8 4(aq) c) BaSO4(s)  Ba2+ + SO2– KC = 1,1 . 10–11 (aq) 4(aq) Choisir le système pour lequel la concentration en ions sulfate SO42– est la plus élevée en justifiant la réponse.

4

Parmi les propositions suivantes, choisir la ou les affirmations correctes en toute circonstance pour une réaction à l’état d’équilibre dynamique. a)  Toutes les concentrations des réactifs et des produits sont égales. b)  Le produit des concentrations des réactifs est égal au produit des concentrations des produits.

158


UAA 7 c)  La somme des concentrations des réactifs est égale à la somme des concentrations des produits. d)  Les réactifs réagissent pour former les produits à la même vitesse que les produits réagissent pour former les réactifs ; la concentration des uns et des autres demeure constante. e)  Il y a plusieurs combinaisons des concentrations à l’équilibre qui correspondent à la valeur de KC. f)  La valeur de KC varie en fonction de la température mais le rapport des concentrations entre les réactifs et les produits reste le même. 3

L ’acétate d’octyle est un ester qu’il est facile de synthétiser pour produire des essences artificielles d’orange. Ce composé reproduit en effet la saveur et l’arôme distinctifs des oranges amères. La réaction permettant d’obtenir l’acétate d’octyle (ester) met en œuvre de l’octan-1-ol (alcool) et de l’acide acétique (acide) et aboutit à un état d’équilibre représenté par l’équation simplifiée : alcool(l) + acide(l)  ester(l) + eau(l) Sachant que la constante d’équilibre KC vaut 10, choisir, parmi les propositions suivantes, l’expression correcte : b) [ester] = [alcool] et [eau] = [acide] c) [alcool].[acide] = 0,10 [ester].[eau] d) [acide] = [alcool].[ester].[eau] = 10

b. Méthode de calcul de la valeur de KC au départ des quantités de matière   Soit l’équation de la réaction de synthèse de l’ammoniac : N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) Les évolutions des concentrations au cours du temps, à la température de l’expérience, sont reprises dans le graphique ci-dessous. a)  Exprimer la constante d’équilibre KC de la réaction. b)  Calculer la valeur de la constante d’équilibre KC de cette réaction à la température de l’expérience. Concentration (mol . L–1)

1

R : KC = 1,13

10,00 8,00

H2

6,00

N2 NH3

4,00 2,00 0,00

temps (h)

Activités d’apprentissage

a) [ester].[eau] = [alcool].[acide]

159


2

É qu ilibr e ch im iqu e , appr och e qu an titativ e

Chapitre 3

Soit trois systèmes différents à l’état d’équilibre dynamique (numérotés 1, 2 et 3) représentés par l’équation chimique suivante : A(g)  B(g) Le volume de la solution est chaque fois d’un litre. Dans les figures ci-dessous : •  un carré blanc symbolise 0,1 mol de A(g) ; •  un carré bleu symbolise 0,1 mol de B(g).

1

2

3 a)  Calculer la valeur de KC pour les systèmes 1, 2 et 3. b)  En conservant le même volume et la même quantité de matière totale, schématiser de la même façon un autre système (4) à l’état d’équilibre pour lequel la valeur de KC vaut 3. 3

Dans un récipient de 10,0 L porté à 750 °C, 0,250 mol de SO2 et 0,200 mol de O2 réagissent pour former 0,162 mol de SO3 à l’équilibre. Calculer la valeur de KC, à cette température, pour la réaction dont l’équation est : 2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g) R : KC = 2,85 . 10

2

4

L’acétate d’éthyle (CH3COOC2H5) est un solvant organique entrant dans de nombreuses applications. Il est utilisé, par exemple, pour enlever le vernis à ongle.

Pour produire de l’acétate d’éthyle, on fait réagir 2,50 mol d’acide acétique (CH3COOH) avec 1,00 mol d’éthanol (C2H5OH) selon l’équation : CH3COOH(l) + C2H5OH(l)  CH3COOC2H5(l) + H2O(l) 160


UAA 7 Lorsque la réaction a atteint son état d’équilibre, il reste 1,62 mol d’acide et 0,12 mol d’alcool qui n’ont pas réagi. Le volume total est de 200 mL. Calculer la valeur de KC de cette réaction. R : KC = 3,98 5

L e N2O4 (gaz incolore) se transforme partiellement en NO2 (gaz brun) selon l’équation : N2O4(g)  2 NO2(g) À 25 °C, la quantité de matière initiale et à l’équilibre de N2O4 est respectivement de 0,100 mol et 0,084 mol dans un volume total de 2,0 L. Calculer la valeur de la constante d’équilibre de la réaction. R : KC = 6,1 . 10 – 3

6

Un ballon de 500 ml contient 250 ml de solution dans laquelle il y a initialement 5,00 . 10–3 mol de Fe3+ et 2,00 . 10–3 mol de SCN–. À l’équilibre, on trouve 1,60 . 10–3 mol de FeSCN2+. Calculer la valeur de la constante d’équilibre de cette réaction.

7

Le méthanol, également connu sous le nom d’alcool méthylique, est un corps organique de formule CH3OH. C’est le plus simple des alcools. Il se présente sous la forme d’un liquide incolore, inflammable et toxique. Bien qu’il soit généralement utilisé comme matière première pour la synthèse d’autres produits chimiques, il est également le carburant utilisé par les amateurs d’aéromodélisme pour leurs maquettes télécommandées d’avions ou d’hélicoptères. La production industrielle de cet alcool est basée sur la réaction entre le monoxyde de carbone et le dihydrogène selon l’équation suivante : CO(g) + 2 H2(g)  CH3OH(g)

Sachant qu’à une température donnée, 1,00 mol de chaque réactif est placée initialement dans un ballon de 2,00 L, déterminer la valeur de la constante d’équilibre si le nombre de moles de dihydrogène dans le mélange à l’équilibre est de 2,00 . 10–2 mol. R : KC = 9,61 . 103

Activités d’apprentissage

R : KC = 294

161


É qu ilibr e ch im iqu e , appr och e qu an titativ e

Chapitre 3

8

L’antimoine (Sb) peut être obtenu par réduction du minerai de sulfure d’antimoine, la stibine, par le dihydrogène selon l’équation suivante : Sb2S3(s) + 3 H2(g)  2 Sb(s) + 3 H2S(g) Dans un récipient de 25,0 L à 440 °C, un échantillon de 1,00 kg de Sb2S3 est mis en présence de 10,0 g de H2. À l’équilibre, 72,6 g de H2S sont présents. Calculer la valeur de la constante d’équilibre à cette température. R : KC = 0,43

9

On fait réagir, à 1 700 °C, du monoxyde de carbone CO et de l’eau selon l’équation : CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g) L’expérience a été reproduite trois fois avec des compositions initiales Ci différentes. Certaines concentrations à l’équilibre [x] ont alors été mesurées et les résultats inscrits dans le tableau suivant. Exp.

Concentrations (mol . L–1)

CO(g)

H2O(g)

CO2(g)

H2(g)

1

Ci [x]

1,00 0,68

1,00

0

0

2

Ci [x]

1,00

1,00

1,00 1,15

0

3

Ci [x]

1,00

1,00 1,35

1,00

1,00

Compléter le tableau et tirer une conclusion quant à la valeur de KC pour les différentes expériences.

c. Calcul des valeurs des concentrations à l’équilibre à partir de la valeur de KC 1

À 460 °C, l’iodure d’hydrogène HI gazeux se décompose partiellement en dihydrogène H2 et en diiode gazeux I2. Initialement, 2,00 mol d’iodure hydrogène occupent un volume de 2,00 L. Calculer les concentrations à l’équilibre sachant que KC = 2,00 . 10–2. R : [HI] = 0,780 M, [H2] = [I2] = 0,110 M

2

La synthèse de l’acide chlorhydrique est réalisée, à haute température, à partir des corps purs simples selon l’équation chimique : H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g) Dans un ballon de 500 mL, on introduit 0,500 mol de H2 et 0,750 mol de Cl2. Calculer les concentrations à l’équilibre des différents composés sachant que KC = 2,50 . 103. R : [HCl] = 1,99 M, [H2] = 3,20 . 10 – 3 M et [Cl2] = 0,504 M

162


UAA 7 3

Soit la réaction dont l’équation est : SO2Cl2(g)  SO2(g) + Cl2(g) Sachant qu’une mole de SO2Cl2 est placée initialement dans un ballon de 1,00 L, déterminer les concentrations à l’état d’équilibre de chaque composé pour chacune des différentes valeurs suivantes de KC obtenues à différentes températures. a)  KC = 1,00 b)  KC = 1,00 . 10– 2 c)  KC = 1,00 . 10– 5 R : a) [SO2Cl2] = 0,382 M, [SO2] = [Cl2]  =  6,18 . 10– 1 M

b)  [SO2Cl2] = 0,905 M, [SO2] = [Cl2] = 9,51 . 10 –2 M

4

c)  [SO2Cl2] = 0,997 M, [SO2] = [Cl2] = 3,16 . 10 –3 M

La constante d’équilibre de la transformation sous catalyse du n-butane en isobutane à 25 °C vaut 7,94. CH3—CH2—CH2—CH3  CH3— CH—CH3

CH3

n-butane isobutane

Déterminer la masse d’isobutane présent dans le mélange à l’état d’équilibre si 2,00 g de n-butane sont présents initialement dans un ballon de 10,0 L. R : m = 1,78 g 5

Le nickel est un métal blanc argenté, malléable, ductile et le plus dur de tous les métaux usuels. De plus, sa résistance à l’oxydation et à la corrosion fait que ce métal est utilisé dans de nombreux alliages comme celui entrant dans la fabrication de pièces de monnaie.

Le nickel peut être obtenu à partir d’oxyde de nickel (II) et de monoxyde de carbone selon la réaction traduite par l’équation chimique suivante : NiO(s) + CO(g)  Ni(s) + CO2(g)

Activités d’apprentissage

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La réaction aboutit à un état d’équilibre caractérisé par un KC = 400.

É qu ilibr e ch im iqu e , appr och e qu an titativ e

Chapitre 3

a)  Déterminer la concentration à l’équilibre du dioxyde de carbone lorsque de l’oxyde de nickel (II) en large excès est mis en présence de 8,00 mol de monoxyde de carbone dans un réacteur chimique de 8,00 L. b)  Calculer la masse de nickel obtenue dans ces conditions. R : a) [CO2] =9,98 . 10 –1 M 6

b) m = 470 g

Une solution aqueuse saturée de diiode I2(aq) de couleur jaune-brun est versée lentement sur un solvant organique incolore, le tétrachlorure de carbone CCl4. Deux phases apparaissent comme le montre la partie gauche de la photo. Après avoir agité vigoureusement le mélange et laissé l’équilibre s’établir, une grande partie du diiode est passée de la phase aqueuse à la phase organique qui se colore en violet (partie droite de la photo). Pour la réaction I2(aq)  I2(org) aboutissant à un état d’équilibre dynamique, la constante KC est égale à 85,5. a)  Déterminer la masse en milligrammes de diiode restant dans la solution aqueuse lorsque 25,0 mL de I2(aq) 1,33 . 10–3  mol . L–1 sont mélangés vigoureusement à 25,0 mL de solvant organique. b)  Le résultat serait-il identique si le volume de solvant organique était de 50 mL ? Justifier la réponse.

R : a) m = 0,101 mg

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b) m = 0,0505 mg


UAA 7

d. Expression de KP – Calcul de la valeur de KP à partir des pressions partielles à l’équilibre et inversément 1

À 350 °C, l’iodure d’hydrogène se décompose partiellement suivant la réaction : 2 HI(g)  H2(g) + I2(g) L’expression correcte de la constante d’équilibre Kp pour cette réaction s’écrit : a)  Kp =

2

pH2 + pI2 2pHI

b)  Kp =

2pHI pH2 + pI2

c)  Kp =

pH2 . pI2 p2HI

d)  Kp =

pH2 . pI2 p2HI   e)  Kp = pHI pH2 . pI2

Ecrire l’expression de Kp pour les réactions dont l’équation est : a) PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) b) CO(g) + 2 H2(g)  CH3OH(g) c) C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g) d) N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)

La réaction de synthèse de l’ammoniac a pour équation : N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) À 2 700 °C, les pressions partielles des gaz à l’équilibre sont les suivantes : pNH3 = 2,6 atm, pN2 = 0,080 atm et pH2 = 0,050 atm

Calculer la valeur de Kp. R : Kp = 6,8.10 5 4

La décomposition du chlorure de nitrosyle NOCl a pour équation : 2 NOCl(g)  2 NO(g) + Cl2(g) À 25 °C, les pressions partielles des gaz à l’équilibre ont pour valeur : pNOCl = 1,2 atm, pNO = 0,0125 atm et pCl2 = 0,3 atm Calculer la valeur de Kp à cette température. R : Kp = 3,26.10 –5

5

Soit la réaction, à 1000 °C, entre le dioxyde de carbone et le dihydrogène, tous deux à la pression partielle initiale de 26,1 atm. L’équation de la réaction est : CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(g) Sachant que la constante d’équilibre KP vaut 0,71, calculer les pressions partielles des différents gaz à l’équilibre. R : pCO = pH2O = 12 atm

pCO2 = pH2 = 14 atm

Activités d’apprentissage

3

165


Pour en savoir plus... É qu ilibr e ch im iqu e , appr och e qu an titativ e

Chapitre 3

Un équilibre chimique menacé ou l’acidification des océans Les ptéropodes, petits escargots marins, sont des animaux robustes qui vivent dans les mers les plus froides du monde. Ils constituent un maillon important dans la chaîne alimentaire des mers polaires : ils fournissent à certaines périodes de l’année 80 % de l’alimentation des saumons dans le Pacifique Nord. Depuis plus de 20 ans, des scientifiques observent ces escargots : les résultats obtenus sont inquiétants car ces organismes marins commencent à disparaître. En outre, des relevés de mesures d’acidité dans ces mêmes eaux montrent une augmentation de l’acidité du milieu dans lequel vivent ces organismes. Pour mettre en relation ces observations et comprendre le phénomène, des ptéropodes ont été capturés et placés dans des aquariums fermés.

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À l’intérieur de ceux-ci, la composition de l’air a été modifiée par l’ajout de gaz carbonique (CO2) : l’eau s’est alors très légèrement acidifiée et a abîmé les coquilles translucides des escargots.


UAA 7 Le gaz carbonique qui semble être à l’origine de ce phénomène est un gaz à effet de serre bien connu pour s’accumuler dans l’atmosphère et réchauffer la planète. Les activités humaines rejettent des quantités massives de dioxyde de carbone dans l’environnement.

ne seraient donc plus capables de fabriquer leur coquille, ce qui entraînerait leur disparition. Notons que ce phénomène devrait s’étendre et toucher les mers plus chaudes à la fin de ce siècle avec la disparition probable des barrières de corail, également constitué de carbonate de calcium. D’un point de vue chimique, l’absorption du CO2 gazeux dans l’eau de mer est régie par un équilibre chimique caractérisé par une constante d’équilibre variant avec la température : CO2(g)  CO2(aq)  KC =

[CO2(aq)] [CO2(g)]

L’augmentation de la concentration initiale en CO2(g) (activité humaine) induira une augmentation de la concentration à l’équilibre du CO2(aq) pour maintenir constant le rapport des deux concentrations.

La Commission Océanographique Intergouvernementale de l’UNESCO estime que, depuis 1800, début de l’ère industrielle, les océans ont absorbé plus de 300 milliards de tonnes de CO2 produites par les activités humaines. Chaque jour, 20 à 25 millions de tonnes de ce gaz sont rajoutées dans les océans, principalement dans les mers froides dans lesquelles ce gaz se dissout plus facilement. Au rythme des émissions actuelles de dioxyde de carbone d’origine humaine, le GIEC (Groupe d’experts Intergouvernemental sur l’Évolution du Climat) estime que, pour le milieu de ce siècle, les eaux de surface les plus froides de l’océan, comme en mer de Weddell au large de l’Antarctique, vont devenir corrosives pour une forme de calcaire appelée aragonite. Comme la coquille de la plupart des mollusques planctoniques est constituée d’aragonite, ces organismes, très abondants dans ces eaux de surface,

CO2(aq) + H2O(l)  H2CO3(aq) Ainsi, les expériences de laboratoire montrent qu’avec un doublement de la quantité de CO2 dans l’air par rapport à l’heure actuelle, l’acidité du milieu augmente et que la calcification ralentit de 10 à 40 %, aussi bien pour le corail que pour les organismes à coquille du phytoplancton comme les ptéropodes. Pour le moment, l’acidité des océans ne pose pas encore de problème insurmontable. Si nous franchissons un seuil que les spécialistes estiment à 1 000  ppmv4 de CO2 dans l’atmosphère (400 ppmv à l’heure actuelle), il est possible qu’une augmentation de l’acidité se produise à long terme, rendant les océans assez différents de ceux que nous connaissons actuellement …

4.  1 ppmv = une part par million en volume, c’est-à-dire un litre de gaz par million de litres.

Pour en savoir plus…

Approximativement un tiers de ce gaz est absorbé par les océans.

En se mélangeant avec l’eau de mer, l’essentiel du CO2(aq) ne reste pas sous cette forme. Le dioxyde de carbone réagit avec l’eau pour donner de l’acide carbonique, acide également présent dans les boissons gazeuses.

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Table des matières Avant-propos ������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������� V Comment utiliser ce manuel ? ������������������������������������������������������������������������������������������������������������ VI UAA 5 Liaisons chimiques et configuration spatiale de la matière Chapitre 1 Formation et charge des ions. Modèles de l’octet et de Lewis ����������������������������� 3 Pour en savoir plus… Quand ion rime avec nutrition… ������������������������������������������� 15 Chapitre 2 Liaison ionique et composés ioniques ������������������������������������������������������������������� 19 Pour en savoir plus… Le chlorure de sodium : un sel qui conserve… ������������������������ 24 Chapitre 3 Liaisons covalentes parfaite et polarisée ��������������������������������������������������������������� 27 Pour en savoir plus… Les fullerènes et le graphène ���������������������������������������������������� 40 Chapitre 4 Configuration spatiale. Polarité et solubilité dans l’eau ������������������������������������� 43 Pour en savoir plus… L’origine de l’eau ��������������������������������������������������������������������� 55 Chapitre 5 Cohésion de la matière. Relations structure-propriétés �������������������������������������� 57 Pour en savoir plus… Les vêtements du futur ������������������������������������������������������������ 71 UAA 6 Caractériser un phénomène chimique Chapitre 1 Effets thermiques des réactions chimiques �������������������������������������������������������������77 Pour en savoir plus… Énergie et CO2, un couple à maîtriser ��������������������������������������� 95 Chapitre 2 Vitesse de réaction ���������������������������������������������������������������������������������������������������� 99 Pour en savoir plus… Ecocatalyse, une promesse pour une chimie verte et dépolluante ��������������������������������������������������������������������������������������������������������������113 UAA 7 Les équilibres chimiques Chapitre 1 Réactions complètes et incomplètes. Équilibre chimique dynamique �������������119 Pour en savoir plus… Simulation expérimentale d’un état d’équilibre dynamique ���������132 Chapitre 2 Spontanéité des réactions et prévision du caractère complet ou incomplet d’une réaction chimique ���������������������������������������������������������������� 135 Pour en savoir plus… Impossible n’est pas chimique… ou la synthèse de la soude par Ernest Solvay ������������������������������������������������������������������������������������ 145 Chapitre 3 Équilibre chimique, approche quantitative ��������������������������������������������������������� 149 Pour en savoir plus… Un équilibre chimique menacé ou l’acidification des océans ��������� 166 Chapitre 4 Déplacement de l’équilibre chimique. Principe de Le Chatelier ��������������������� 169 Pour en savoir plus… Hémoglobine et dioxygène, un couple parfait ����������������������� 184 UAA 8 La molécule en chimie organique

Chapitre 1 Classification des composés organiques et inorganiques. Représentation et nomenclature des alcanes ������������������������������������������������������ 189

Pour en savoir plus… Ces hydrocarbures gazeux qui nous entourent ��������������������� 202

Chapitre 2 Composés oxygénés en chimie organique et leurs usages ������������������������������� 205 Pour en savoir plus… Boire ou conduire… il faut choisir ! �������������������������������������� 217 Chapitre 3 Combustion des alcanes ����������������������������������������������������������������������������������������� 221 Pour en savoir plus… Gaz de schiste, un bon choix ? ���������������������������������������������� 234 Chapitre 4 Réaction d’estérification ����������������������������������������������������������������������������������������� 237 Pour en savoir plus… Les odeurs ������������������������������������������������������������������������������ 246 Chapitre 5 Réaction de saponification ������������������������������������������������������������������������������������� 249 Pour en savoir plus… Les détergents synthétiques et biodégradables ���������������������� 262

Table des matières

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Annexes ������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������� 265 Annexe 1  Tables de données �������������������������������������������������������������������������������������������������������� 266 Annexe 2  Tables d’énergie ����������������������������������������������������������������������������������������������������������� 268 Annexe 3  Canevas de rapport de laboratoire ��������������������������������������������������������������������������� 271 Annexe 4  Liste des réactifs utilisés lors des expériences décrites dans ce manuel ������������� 272 Index ������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������ 273

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