Module 2

La chimie

Chapitre 5 : Les modèles et les composés atomiques

5.1 À la recherche d’une certaine tendance dans la réactivité chimique.

Dans le tableau périodique les éléments sont classés selon trois tendances générales : 

-   en groupes ou familles (colonnes)

-   en périodes (rangées)

-   métaux, non-métaux et métalloïdes

Les propriétés caractéristiques des métaux et des non-métaux sont inscrits dans le tableau 5.1 (p.140)

Les atomes d’une même période ont le même nombre de couches électroniques.

Les atomes d’une même famille ont le même nombre d’électrons de valence. Cela explique la similarité de leurs propriétés chimiques et de leur réactivité.

Tous les éléments du tableau périodique recherchent la stabilité. Pour y arriver, ils doivent avoir leur couche de valence complète comme celle des gaz rares. Ils doivent donc perdrent ou gagner des électrons. La réactivité de chaque élément va être évaluée en fonction de leur facilité à perdre ou à gagner ce ou ces électron(s).

Les métaux ont tendance à perdrent des électrons, ainsi ils deviennent des cations. La réactivité chez les métaux se prédit ainsi :

                    Lorsque l’on descend dans une famille la réactivité augmente, car l’électron est très éloigné du noyau.

Les métaux alcalins possèdent un seul électron de valence, ils sont donc très réactifs. Lorsqu’ils perdent cet électron ils deviennent chargé +1.

Les alcalino-terreux possèdent deux électrons de valence, ils sont donc réactifs, mais moins que les alcalins. Lorsqu’ils perdent leurs électrons ils deviennent chargé +2.

Les éléments de la famille du bore possèdent trois électrons de valence, ils sont donc moyennement réactifs. Lorsqu’ils perdent leurs électrons ils deviennent chargé +3.

Les non-métaux ont tendance à gagner des électrons, ainsi ils deviennent des anions. La réactivité chez les non-métaux se prédit ainsi :

                    Lorsque l’on descend dans une famille la réactivité diminue, car le noyau attire moins fortement les électrons.

Les halogènes possèdent sept électrons de valence, ils leur en manque seulement un et sont donc très réactifs. Lorsqu’ils gagnent cet électron ils deviennent chargé -1.

Les éléments de la famille de l’oxygène possèdent six électrons de valence, ils leur en manquent deux pour être stables. Lorsqu’ils gagnent ces électrons ils deviennent chargé -2.

Les éléments de la famille de l’azote possèdent cinq électrons de valence, ils leur en manquent trois pour être stables. Lorsqu’ils gagnent ces électrons ils deviennent chargé -3.

5.2 La formation de composés

Il y a trois façons pour un atome de devenir stable :

1.  Perdre des électrons

2.  Gagner des électrons

3.  Partager des électrons

Il existe deux grandes catégories de composés

Les composés ioniques

Les composés moléculaires

Les composés ioniques sont formés d’un métal et d’un non-métal ou d’un métal et d’un ion polyatomique. Ils sont reliés entre eux par une liaison ionique. Cette liaison est une force d’attraction entre les ions de charges opposées.

Les composés ioniques conduisent l’électricité lorsqu’ils sont en solution, car les ions se dissocient ce qui laisse circuler les charges. Pour cela, on les appelle des électrolytes.

                    LiH                        CaO                       MgCl

Les composés moléculaires sont formés de deux non-métaux. Ils sont reliés entre eux par une liaison covalente. Cette liaison est une force d’attraction entre des atomes qui partagent une, deux ou trois paires d’électrons. Il n’y a pas de charge à l’intérieur d’un composé moléculaire.

             CH₄                       CO₂                       CO 

Certains éléments du tableau périodique ne peuvent exister que sous la forme diatomique (molécule qui contient deux atomes identiques). Ces éléments sont : l’hydrogène H₂, l’azote N₂, l’oxygène O₂, le fluor F₂, le chlore Cl₂, le brome Br₂ et l’iode I₂.

5.3 Les noms et les formules de substances chimiques.

Procédure pour donner le nom à l’aide du symbole :

Composés ioniques (métaux/non-métaux ou métaux/ion polyatomique)

1. Métal avec un seul degré d’oxydation

Nom de l’anion suivi du métal.

Ex. : NaCl chlorure de sodium             LiOH Hydroxyde de lithium

2. Métal avec plusieurs degrés d’oxydation

Utilisation du système Stock

Nom de l’anion suivi du métal ET degré d’oxydation du métal entre parenthèses (en chiffres romains).

Ex. : FeO oxyde de fer (II)                CuSO₄ Sulfate de cuivre (II)

          Composés moléculaires ( 2 non-métaux)

          On commence par nommer l’élément le plus à gauche dans le tableau périodique. On ajoute un préfixe pour indiquer le nombre d’atome dans la molécule.

Ex. : CO monoxyde de carbone                     CCl₄ Tétrachlorure de carbone

Procédure pour donner le symbole à l’aide du nom :

Premièrement, déterminer si le composé est ionique ou covalent.

S’il y a le nom commence par un préfixe, le composé est covalent.

Ex. : Le monoxyde de carbone est covalent puisqu’il y a un préfixe dans le nom. Dans ce cas, on inscrit la formule selon les préfixes donnés. La formule pour le monoxyde de carbone est CO

S’il n’y a pas de préfixe, le composé est ionique.

Pour les composés ioniques, on inscrit le symbole du métal suivi du symbole du non-métal (ou polyatome). Après avoir inscrit les symboles, on doit toujours balancer les charges à l’intérieur de la molécule.

Je vous propose deux méthodes :

Le chassé-croisé

Pour le chassé-croisé, charge du métal devient l’indice du non-métal et la charge du non-métal, devient l’indice du métal.

                    Mg²⁺ Cl^-

                    MgCl₂

Vous pouvez également balancer manuellement

                    Mg Cl

                    2+      1- J’ai donc besoin de 2 atomes de chlore.

Ex. :   Oxyde de fer (III) Fe³⁺ et O^2-, donc Fe₂O₃

      Sulfate de sodium        Na⁺ et SO₄^2-, donc Na₂SO₄

5.4 Les équations chimiques et les réactions chimiques

Loi de la conservation de l’énergie : Rien ne se perd, rien ne se crée tout ce transforme.

Hydrogène             +        Oxygène       ›                Eau

           RÉACTIFS                       donne            PRODUIT(S)

Il existe 3 types d’équations chimiques :

1- La plus simple est l’équation nominative.

Comme son nom l’indique, cette équation est composée du nom systématique des éléments en cause.

Hydrogène + Oxygène › Eau

Elle est simple à lire, mais ne donne pas de renseignements concernant les éléments demandés ni le nombre d’atome de chaque élément.

2- Il existe également l’équation squelette.

L’équation squelette est composée des symboles chimiques.

H₂ + O₂ › H₂O

Cette équation ne tient malheureusement pas compte de la conservation de l’énergie énoncé par Lavoisier.

Il y a bien entendu 2 atomes d’hydrogène à gauche et 2 atomes d’hydrogène à droite, mais il y a 2 atomes d’oxygène à gauche et seulement 1 atome d’oxygène à droite.

3- Finalement, la plus complexes, l’équation chimique balancée.

L’équation balancée vient répondre à ces problèmes en ajoutant des coefficients devant les molécules.

2H₂ + O₂ › 2H₂O

Pour balancer les équations on doit connaître ceci :

Coefficient ›2H_{2‹ indice}

L’indice indique le nombre d’atomes de chaque élément nécessaire à la formation de la molécule et le coefficient indique le nombre de cette molécule nécessaire dans la réaction chimique. Pour savoir le nombre total d’atomes de cet élément, il faut multiplier l’indice par le coefficient.

La méthode des coefficients algébriques.

Balancer l’équation suivante, c’est déterminer quel sera le coefficient de chaque molécule :

Na + H₂O › NaOH + H₂

Étant donné que je ne sais pas quels sont les coefficient au départ, je vais inscrire des variables.

aNa + bH₂O › cNaOH + dH₂

Maintenant, je regarde combien ai-je de chaque atome àa gauche et à droite.( N’oublier pas que ces deux quantités s’égalent)

Na : 1a = 1c

H : 2b = c + 2d

O : b = c

Il ne me reste qu’à résoudre ces équations pour trouver mes coefficients.

Chapitre 6 : L’étude des réactions chimiques

6.1 Les changements énergétiques et les réactions chimiques

Toutes les réactions chimiques libèrent ou absorbent de l’énergie. C’est donc d’après l’étude de ce principe que l’on va faire la première classification des réactions chimiques.

On appellera exothermique toute réaction qui libère de l’énergie (dégage de la chaleur, de la lumière ou une autre forme d’énergie). À l’intérieur d’une équation, l’énergie fait partie des produits (situé à la gauche de la flèche).

Exemple : une explosion, une combustion,…

CH₄ + O₂ › CO₂ + H₂O + énergie thermique

On appellera endothermique toute réaction qui absorbe de l’énergie (on doit fournir de la chaleur pour qu’elle ait lieu). À l’intérieur d’une équation, l’énergie fait partie des réactifs (situé à la droite de la flèche).

Exemple : de la glace qui fond, faire cuire des aliments, …

Énergie thermique + C + H₂ + O₂ › CH₃CH₂OH

6.2 Les réactions de synthèse et de décomposition 

On peut également classifier les réactions chimiques selon le nombre de produits et de réactifs.

Réaction de synthèse : Deux ou plusieurs réactifs pour un seul produit.

Ex. : 2H₂ + O₂ › 2H₂O

Réaction de décomposition : Un seul réactif pour deux ou plusieurs produits.

Ex. : 2H₂O › 2H₂ + O₂

6.3 Les réactions de déplacement simple et de déplacement double

Dans les réactions de déplacement, le nombre de réactifs et de produits est toujours le même. On peut finalement classifier les réactions chimiques selon le nombre de groupement(s) qui se déplace(nt).

Les réactions de déplacement simple : Un seul groupement change de partenaires

Ex. : Mg + 2HCl › MgCl₂ + H₂

Le magnésium qui était seul au début de la réaction s’associe avec le chlore, tandis que l’hydrogène qui était associé au chlore au début de la réaction se retrouve seul.

Les réactions de déplacement double : Deux groupements changent de partenaires

Ex. : Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ › BaSO₄ + 2NaOH

Le baryum qui était associé à l’hydroxyde au début de la réaction s’associe avec le sulfate, tandis que le sodium qui était associé au sulfate au début de la réaction se retrouve associé à l’hydroxyde.

6.4 Les réactions avec les composés carbonés

L’étude des composés formés à l’aide du carbone est appelée la chimie organique. Une branche particulière de la chimie organique est l’étude des composés formés uniquement de carbone et d’hydrogène. C’est composés se nomment des hydrocarbures. Voici une liste des principaux hydrocarbures :

Lorsque les hydrocarbures sont brûlés en présence de beaucoup d’oxygène, il se produit une combustion complète. L’équation de la combustion complète d’un hydrocarbure est la suivante :

Hydrocarbure + O₂ › CO₂ + H₂O

On constate que les produits alimentent l’effet de serre, mais q’ils ne sont pas directement dangereux pour l’humain.

Lorsque les hydrocarbures sont brûlés en présence de peu d’oxygène, il se produit une combustion incomplète. L’équation de la combustion incomplète d’un hydrocarbure est la suivante :

Hydrocarbure + O₂ › CO₂ + H₂O + CO + suie

Ces produits en plus de causer l’effet de serre sont mortels pour les humains. En effet, le monoxyde de carbone (CO) absorber en trop grande quantité est mortel pour l’homme puisque la liaison hémoglobine-CO est 200 fois plus stable que la liaison hémoglobine-O₂