Exemples :

• H₂O est la formule brute de l'eau
• Fe est la formule brute du fer

i) Définition

Exemples :

• à l'état solide : l'or (Au), le chlorure de sodium (NaCl)
• à l'état liquide : l'eau (H₂O), l'acétone (C₃H₆O)
• à l'état gazeux : l'hélium (He), le dioxygène (O₂)

ii) Corps purs simples et corps purs composés

iii) Récapitulatif

i) Définition

Exemples :

• Une poêle en fonte de masse m = 3,6 kg pour la cuisine contient une masse de fer m(Fe) = 3,42 kg.
  %m(Fe) = 3,42 / 3,6 × 100 = 95 %
• Le pourcentage massique de cuivre dans une pièce de 10 centimes d'euro de masse m = 4,14 g est de 89 %.
  m(Cu) = 89/100 × 4,14 = 3,68 g

Exemples :

• Le volume d'acide éthanoïque dans 200 mL de vinaigre blanc est V(A) = 16 mL.
  %V(A) = 16/200 × 100 = 8 %
• Le pourcentage volumique de O₂ dans un ballon de football rempli d'air de V = 5,58 L est de 20 %.
  V(O₂) = 20/100 × 5,58 = 1,12 L

ii) Mélanges homogènes

iii) Mélanges hétérogènes

iv) Récapitulatif

i) Masse volumique

Quelques valeurs de masse volumique :

ii) Densité

Exemple 1 : ρ_eau = 1 g·mL⁻¹. Si ρ_fer = 7,9 g·mL⁻¹, alors d_fer = 7,9 / 1 = 7,9.

Exemple 2 : à 25 °C, l'éthanol a une densité d = 0,780. À la même température, ρ_eau = 1,00 g·mL⁻¹. On en déduit :
ρ_éthanol = d × ρ_eau = 0,780 × 1,00 = 0,780 g·mL⁻¹

Exemple 3 : ρ_air = 1,3 g·L⁻¹. Si ρ_hélium = 0,17 g·L⁻¹, alors d_hélium = 0,17 / 1,3 = 0,13.

Exemple 4 : le diazote a une densité d = 0,97 par rapport à l'air. On détermine :
ρ_diazote = 0,97 × 1,3 = 1,26 g·L⁻¹

Quelques exemples :

Exemples :

• Solubilité du jaune de tartrazine (colorant alimentaire dans le sirop de menthe) : 0,11 g·L⁻¹ dans l'eau, 10× moins dans l'éthanol
• Solubilité du diiode dans le cyclohexane : 28 g·L⁻¹ à 25 °C, plus du double à 50 °C

Exemple 1 — Test à l'eau : le sulfate de cuivre anhydre est blanc, mais au contact de l'eau, il devient bleu.

Exemple 2 — Tests d'identification d'ions : formation de précipités caractéristiques (vidéo en Ressources).

Exemple 3 — Tests d'identification des gaz :

Exemple — eau pure vs eau salée : au chauffage, l'eau pure bout à 100 °C (palier), tandis qu'une eau salée a une température d'ébullition qui varie continûment.

i) Étapes d'une CCM

Étapes :

1. Préparation — On dépose la substance à analyser à environ 1 cm du bord de la plaque
2. Élution — La plaque est déposée dans la cuve à chromatographie. L'éluant monte par capillarité jusqu'au sommet
3. Exploitation — On compare les hauteurs des taches obtenues

i) Solution, soluté et solvant

Exemple : pour préparer une solution aqueuse de glucose, on utilise le glucose comme soluté (espèce dissoute) et l'eau comme solvant (espèce majoritaire).

ii) Dissolution d'une espèce moléculaire ou ionique

iii) Solution saturée

Exemple : on ne peut pas dissoudre plus de 350 g de chlorure de sodium pour obtenir 1 L de solution à 25 °C.

Exemple : une ampoule de sérum physiologique contient une solution aqueuse de chlorure de sodium à 9,0 g·L⁻¹. Cela signifie que 9,0 g de NaCl sont dissous dans 1 L de solvant.

i) Par dissolution d'un solide

Exemple : on veut V = 100 mL d'eau sucrée à C_m = 5,5 × 10⁻¹ g·L⁻¹.
m = C_m × V = 5,5 × 10⁻¹ × 0,1 = 5,5 × 10⁻² g

ii) Par dilution d'une solution mère

Exemple : on veut diluer au cinquième une solution mère de C_m,1 = 2,0 × 10⁻² g·L⁻¹ à partir de V₁ = 10 mL.
• C_m,2 = 2,0 × 10⁻² / 5 = 0,4 × 10⁻² g·L⁻¹
• V_eau = 5 × 10 − 10 = 40 mL

On commence par préparer une échelle de teinte d'une solution contenant l'espèce à doser.

Exemple 1 — espèce chimique colorée : on dispose de 5 solutions de concentration connue. On mesure l'absorbance A de chacune avec un spectrophotomètre. On construit la courbe d'étalonnage A = f(C_m). On mesure A_inconnue et on lit C_m,inconnue par lecture graphique.

Exemple 2 — espèce chimique incolore (glucose) : on prépare 4 solutions de concentrations connues, on mesure leur masse volumique, on trace ρ = f(C_m), et on lit la concentration de la solution inconnue à partir de sa masse volumique mesurée.

Depuis plus d'un siècle, de nombreux modèles d'atomes ont été proposés.

Toutes les positions possibles des électrons forment le nuage électronique.

Ordres de grandeur :

Exemples :

• Hydrogène ¹₁H : 1 proton, 0 neutron (1 nucléon)
• Oxygène ¹⁶₈O : 8 protons, 8 neutrons (16 nucléons)

Quelques exemples :

En 1913, Niels Bohr propose un modèle où les électrons se répartissent en couches électroniques dans l'état fondamental (de plus basse énergie).

Exemples :

Exemple : l'élément fer a Z = 26 et symbole Fe. Les écritures Fe, Fe²⁺ et Fe³⁺ désignent un atome de fer et des ions fer — tous appartiennent à l'élément fer.

Exemple 1 — Halogènes : 17ᵉ colonne (avant-dernière). 7 électrons de valence. Membres connus : fluor F, chlore Cl, brome Br, iode I.

Exemple 2 — Gaz nobles : 18ᵉ colonne (dernière). Existence sous forme monoatomique et grande inertie chimique. Membres connus : hélium He, néon Ne, argon Ar.

Exemple : un mousqueton en aluminium de masse m = 41 g.
Masse d'un atome d'aluminium : m_Al = 4,484 × 10⁻²⁶ kg.

Exemples :

• 2 mol de molécules de diiode → 2 × 6,02 × 10²³ = 12,04 × 10²³ molécules
• Dans 1,25 mol de carbone : N = 1,25 × 6,02 × 10²³ = 7,53 × 10²³ atomes
• Dans le mousqueton (N = 9,1 × 10²³) : n = N/N_A = 9,1 × 10²³ / 6,02 × 10²³ ≈ 1,5 mol

Exemple : dans un échantillon naturel de cuivre, on trouve 69,1 % de ⁶³Cu et 30,9 % de ⁶⁵Cu.
M(Cu) = 0,691 × 63 + 0,309 × 65 = 63,6 g·mol⁻¹

Exemple — Urée CH₄N₂O :
M(C) = 12,0 ; M(H) = 1,0 ; M(N) = 14,0 ; M(O) = 16,0 g·mol⁻¹
M(urée) = 12,0 + 4 × 1,0 + 2 × 14,0 + 16,0 = 60,0 g·mol⁻¹

Exemple : M(Cl) = 35,5 g·mol⁻¹, donc M(Cl⁻) = 35,5 g·mol⁻¹.

Exemple — ion permanganate MnO₄⁻ :
M(Mn) = 54,9 ; M(O) = 16,0 g·mol⁻¹
M(MnO₄⁻) = 54,9 + 4 × 16,0 = 118,9 g·mol⁻¹

Exemple : dans 5,0 g d'eau (M = 18,0 g·mol⁻¹) :
n = m / M = 5,0 / 18,0 ≈ 0,28 mol

Depuis le début du XXᵉ siècle, l'existence des atomes est confirmée et ils ont pu être observés dès les années 1950.

Exemples :

• Une barre en fer est une espèce chimique macroscopique composée d'atomes de fer (entités microscopiques)
• Un carreau de sucre est composé de molécules de saccharose
• De l'eau salée est composée d'ions sodium Na⁺ et d'ions chlorure Cl⁻

Exemple : le sel de cuisine NaCl est un solide ionique constitué d'ions Cl⁻ et Na⁺ en quantités égales.

Exemple — ion aluminium Al³⁺ : l'atome Al (13 p, 13 e⁻) perd 3 électrons. Le noyau garde 13 charges +, mais le nuage n'a plus que 10 e⁻ → 3 charges + en excès → Al³⁺.

Quelques cations à connaître :

Exemple — ion chlorure Cl⁻ : l'atome Cl (17 p, 17 e⁻) gagne 1 électron. Le noyau garde 17 charges +, mais le nuage en compte maintenant 18 → 1 charge − en excès → Cl⁻.

Quelques anions à connaître :

Exemples :

• Chlorure de sodium NaCl — ions Na⁺ et Cl⁻ en proportions égales
• Fluorure de calcium CaF₂ — un ion Ca²⁺ pour deux ions F⁻ (neutralité électrique)

Exemples :

• Aluminium Al (Z=13) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ → pour respecter l'octet, perdre 3 e⁻ (plus économique que d'en gagner 5) → forme Al³⁺ (1s² 2s² 2p⁶ comme Ne)
• Chlore Cl (Z=17) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ → pour respecter l'octet, gagner 1 e⁻ (plus économique que d'en perdre 7) → forme Cl⁻ (comme Ar)

Exemple : certaines eaux minérales sont riches en magnésium et calcium (2ᵉ colonne) : ils existent sous forme de cations doublement chargés Mg²⁺ et Ca²⁺.

Le nuage électronique entourant le noyau d'un atome de numéro Z contient Z électrons, répartis en couches (s, p…) — voir T1C2.

Quelques exemples :

i) Définition

ii) Nombre de doublets liants et non liants autour d'un atome

iii) Méthode pour déterminer le nombre de liaisons d'un atome

Exemple — Fluor F (Z = 9) :
9 électrons → 1s² 2s² 2p⁵ → 7 électrons sur la couche externe → il manque 1 e⁻ pour l'octet → 1 liaison covalente + 3 doublets non liants.

iv) Récapitulatif

i) Définition

Exemple — molécule d'eau H₂O : 2 doublets liants (entre H et O) + 2 doublets non liants (sur l'atome O).

ii) Méthode pour établir une représentation de Lewis

Exemple — acide éthanoïque C₂H₄O₂ :

• Électrons externes : 2 × 4 (C) + 4 × 1 (H) + 2 × 6 (O) = 24 e⁻
• Nombre de doublets : P = 24/2 = 12 doublets
• Représentation finale (vinaigre) : CH₃−COOH avec une C=O double, une OH simple, et 2 doublets non liants par O

Exemple : pour rompre toutes les liaisons de la molécule de méthane CH₄ (4 liaisons C−H), il faut fournir : E = 4 × E_C−H = 4 × 413 = 1 652 kJ·mol⁻¹.

Un atome est désigné par un nom et un symbole chimique (exemple : H pour l'hydrogène, He pour l'hélium).

Exemples :

• Méthane CH₄ — 2 éléments (C, H) ; 1 atome de C, 4 atomes de H ; 5 atomes au total dans 1 molécule
• Eau H₂O — 2 éléments (H, O) ; 2 atomes de H, 1 atome de O ; 3 atomes au total dans 1 molécule

Exemple : la combustion complète du méthane avec du dioxygène donne du dioxyde de carbone et de l'eau. Au cours de cette réaction, des espèces disparaissent (méthane et dioxygène) et d'autres apparaissent (dioxyde de carbone et eau). C'est une réaction chimique.

i) Combustion du carbone

ii) Combustion du méthane

i) Conservation de la masse

Exemple : lors de la combustion du carbone, si 11 g de C et 8 g de O₂ sont consommés, il se forme alors 19 g de CO₂.

ii) Cas sans espèces chargées — méthode

Exemple — combustion du glucose C₆H₁₂O₆ :

1. C₆H₁₂O₆(s) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(ℓ)
2. Conservation du C : 6 atomes de C → 6 CO₂. C₆H₁₂O₆(s) + O₂(g) → 6 CO₂(g) + H₂O(ℓ)
3. Conservation du H : 12 atomes de H → 6 H₂O. C₆H₁₂O₆(s) + O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(ℓ)
4. Conservation du O : 18 atomes à droite (12 + 6). On en a déjà 6 dans le glucose → besoin de 12 d'O₂ → 6 O₂

iii) Cas avec espèces chargées

La réaction de l'acide chlorhydrique (H⁺(aq) + Cl⁻(aq)) avec le fer Fe(s) consomme des ions H⁺ et du fer. Il se forme du dihydrogène H₂(g) et des ions fer (II) Fe²⁺(aq) en présence d'ions Cl⁻(aq).

Exemple — combustion de l'éthanol :
C₂H₆O(ℓ) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(ℓ)

Tableau d'avancement type pour la réaction aA + bB → cC + dD :

Exemple : mélange de 4,0 mol d'éthanol et 6,0 mol de O₂ pour la combustion C₂H₆O + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O

Méthode pour déterminer le réactif limitant dans aA + bB → produits :

1. Hypothèse 1 : A limitant → n₀(A) − a·x_max = 0, soit x_max = n₀(A) / a
2. Hypothèse 2 : B limitant → n₀(B) − b·x_max = 0, soit x_max = n₀(B) / b
3. L'avancement final correspond à la plus petite des deux valeurs

Exemple — éthanol + O₂ :

• Hypothèse 1 (éthanol limitant) : x_max = 4,0 / 1 = 4,0 mol
• Hypothèse 2 (O₂ limitant) : x_max = 6,0 / 3 = 2,0 mol
• Le plus petit étant 2,0 → O₂ est limitant, x_max = 2,0 mol

État final :

• Éthanol restant : 4,0 − 2,0 = 2,0 mol
• O₂ restant : 6,0 − 3 × 2,0 = 0 mol ✅
• CO₂ formé : 2 × 2,0 = 4,0 mol
• H₂O formée : 3 × 2,0 = 6,0 mol

Exemple — combustion de l'éthanol :
C₂H₆O + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O
Le mélange est stœchiométrique si n(éthanol)/1 = n(O₂)/3, c'est-à-dire si n(O₂) = 3 × n(éthanol).

Exemples :

• Réaction entre l'hydroxyde de baryum hydraté et le thiocyanate d'ammonium → endothermique (abaissement de T)
• Acide chlorhydrique + hydroxyde de sodium → exothermique (augmentation de T)

Environ 30 % des principes actifs des médicaments sont issus de la nature. Les extraire seulement serait coûteux et conduirait à la disparition d'espèces.

Certaines molécules naturelles ont des effets secondaires. La synthèse permet d'obtenir des espèces chimiques artificielles, qui n'existent pas dans la nature.

La chimie peut aussi être mise au service de l'environnement :

Le protocole précise : nature et quantités de réactifs, solvant, consignes de sécurité, montage, opérations à effectuer.

i) Extraction solide-liquide

ii) Extraction liquide-liquide

i) Changement d'état

ii) Équation d'un changement d'état

iii) Énergie massique de changement d'état

Exemple : énergie massique de fusion de l'eau L_fus,eau = 334 kJ·kg⁻¹

• Pour faire fondre m = 200 g de glace : Q_fus = m × L_fus = 0,200 × 334 = 66,8 kJ (endothermique)
• Énergie correspondante à la solidification de m = 200 g d'eau liquide : Q_sol = −Q_fus = −66,8 kJ (exothermique)

Exemples :

• Hydrogène ¹₁H : 1 proton, 0 neutron
• Oxygène ¹⁶₈O : 8 protons, 8 neutrons

Exemple : les 2 atomes de cuivre ⁶³Cu et ⁶⁵Cu sont des isotopes (même Z = 29, A différent : 63 et 65).

i) La radioactivité

Exemple : pour l'aluminium, parmi les isotopes ²³Al, ²⁵Al, ²⁶Al, ²⁷Al, ²⁸Al, seul ²⁷Al est stable.

Application — Carbone 14 : isotope radioactif du carbone formé en haute atmosphère. Il se fixe sur les organismes vivants ; sa proportion reste constante de leur vivant, puis diminue progressivement après leur mort. Sa mesure permet de dater le décès.

Application — Médecine nucléaire : on injecte des isotopes radioactifs d'atomes non radioactifs présents dans le corps. Ils ont les mêmes propriétés chimiques. Le rayonnement permet :
• Imagerie : scintigraphie, TEP (Tomographie par Émission de Positons)
• Traitement : radiothérapie

ii) Récapitulatif

i) Bilan d'une désintégration radioactive

ii) Lois de conservation (lois de Soddy)

iii) Radioactivité α

Exemple : uranium 238 → ²³⁸₉₂U → ²³⁴₉₀Th + ⁴₂He + γ

iv) Radioactivité β⁻

Exemple : sodium 24 → ²⁴₁₁Na → ²⁴₁₂Mg + ⁰₋₁e + ν̅ + γ

v) Radioactivité β⁺

Exemple : néon 19 → ¹⁹₁₀Ne → ¹⁹₉F + ⁰₊₁e + ν + γ

vi) Récapitulatif des trois types de désintégration

Exemple — Fission de l'uranium 235 :
¹₀n + ²³⁵₉₂U → ¹⁴⁰₅₄Xe + ⁹⁴₃₈Sr + 3 ¹₀n + γ + γ'

Exemple — Fusion de deux isotopes de l'hydrogène (deutérium + tritium) :
²₁H + ³₁H → ⁴₂He + ¹₀n + γ

Exemple : les extrémités de la planche et de la voile d'un planchiste n'ont pas les mêmes mouvements. La description du mouvement d'un corps peut être complexe : les différents points de ce corps ont chacun une évolution propre dans l'espace.

Exemple : le système Soleil-Terre-Mars ; selon le point d'observation, la description du mouvement n'est pas la même → il faut préciser par rapport à quoi on étudie le mouvement.

i) Référentiel terrestre

ii) Référentiel géocentrique

iii) Référentiel héliocentrique (de Kepler)

iv) Référentiel de Copernic

Exemples : départ d'un 100 m, franchissement d'une ligne d'arrivée. À un événement particulier (coup de pistolet) est associée une origine des instants t₀.

Exemple : aux 100 m nage libre à Rome, les trois chronos manuels indiquaient trois durées différentes (55,2 ; 55,1 et 55,0 s).

Exemples :

• Une télécabine parcourt d = 6,0 m en Δt = 1,0 s → v = 6,0 m·s⁻¹ (référentiel terrestre)
• La vitesse d'un passager dans le référentiel de la télécabine est nulle
• Le 100 m est parcouru à plus de 10 m·s⁻¹ de moyenne
• Le meilleur marathonien court à plus de 5,6 m·s⁻¹ de moyenne
• Une formule 1 peut dépasser 100 m·s⁻¹

Exemple : le centre du marteau dans le référentiel du lanceur du marteau décrit un mouvement circulaire accéléré puis uniforme avant d'être lâché.

Exemple : un skieur de kilomètre lancé peut passer d'une vitesse nulle à 200 km·h⁻¹ en moins de 6 s sur une piste de ski → mouvement rectiligne mais non uniforme.

Lors d'un mouvement, le vecteur position varie en norme ou en direction, créant ainsi un vecteur vitesse $\vec{v}_M$.

Expérience des aimants : deux aimants sur des chariots mobiles. Quand on approche un aimant A près d'un aimant B aux pôles opposés, B se met en mouvement vers A (attraction) — sans contact. Plus la distance diminue, plus l'attraction est forte.

Exemple — un footballeur tape dans un ballon :

• Système étudié = le ballon
• Extérieur = tout ce qui ne constitue pas le système
• Actions exercées sur le ballon :
  • Action de la Terre (à distance) — attire le ballon vers le bas
  • Action du sol (contact) — empêche le ballon de s'enfoncer
  • Action du pied (contact) — pousse le ballon

Exemples :

• Haltérophile soulevant des haltères → 2 actions de contact (une par main)
• Soleil qui attire la Terre → action à distance (gravitation)

i) L'attraction gravitationnelle

ii) Loi de l'attraction gravitationnelle

Exemple — Terre/Lune :
m_T = 5,97 × 10²⁴ kg ; m_L = 7,33 × 10²² kg ; d ≈ 384 000 km.
F_T/L = G × m_T × m_L / d² ≈ 1,98 × 10²⁰ N
D'après la 3ᵉ loi de Newton : F_L/T = F_T/L ≈ 1,98 × 10²⁰ N (mêmes valeurs, sens opposés).

iii) Récapitulatif

i) Qu'est-ce que le poids ?

ii) Poids et force d'attraction gravitationnelle

iii) Récapitulatif

Exemple — propulsion d'une fusée :
La fusée expulse les gaz vers le bas ($\vec{F}_{F/G}$). En retour, les gaz exercent sur la fusée une force vers le haut ($\vec{F}_{G/F}$). C'est cette dernière qui fait décoller la fusée.

Exemple : un livre posé sur une table ne tombe pas → le poids $\vec{P}$ et la réaction $\vec{R}_N$ se compensent.

Exemple : un skieur descendant une piste sans frottements. $\vec{P} + \vec{R}_N ≠ \vec{0}$ (les vecteurs ne sont pas opposés sur une pente). Donc le skieur n'est pas en mouvement rectiligne uniforme.

Exemple 1 — chute sans vitesse initiale : $\Delta \vec{v}$ et $\vec{v}$ sont de même sens (vers le bas) → mouvement rectiligne accéléré.

Exemple 2 — lancé vers le haut : $\Delta \vec{v}$ (vers le bas, comme $\vec{P}$) est de sens opposé à $\vec{v}$ (vers le haut) → mouvement rectiligne ralenti. Quand $\vec{v} = \vec{0}$, le corps redescend en chute libre accélérée.

On place un réveil qui sonne sous une cloche remplie d'air : on l'entend parfaitement. En faisant le vide dans la cloche, le son s'affaiblit jusqu'à devenir pratiquement inaudible.

Comparaison avec d'autres vitesses :

Exemples :

• Cycle diurne (levers et couchers du Soleil)
• Saisons
• Cycles d'un ordinateur
• Rythme cardiaque

Exemples :

• T = 4,0 s → f = 1 / 4,0 = 0,25 Hz
• T = 250 ms = 0,250 s → f = 1 / 0,250 = 4,0 Hz
• Rythme cardiaque : f = 1,1 Hz → 66 bpm (battements par minute) — on multiplie f par 60

Exemple : tension U_max = 7 V, U_min = −1 V → A = 7 − (−1) = 8 V

Le corps humain émet plusieurs types de signaux électriques mesurés par des capteurs :

• ECG (électrocardiogramme) — activité électrique du cœur (détection de tachycardie, bradycardie, fibrillation)
• EEG (électroencéphalogramme) — activité électrique du cerveau (épilepsie)
• EMG (électromyogramme) — activité électrique des muscles

Exemple : la note La₃ émise par un diapason a une hauteur de 440 Hz. C'est un son pur.

Exemple : pour un La₃ de fondamentale f₁ = 440 Hz :

• Harmonique 2 : f₂ = 2 × 440 = 880 Hz
• Harmonique 3 : f₃ = 3 × 440 = 1320 Hz
• etc.

C'est ce qui fait qu'un La₃ joué au piano sonne différemment d'un La₃ joué à la flûte, alors qu'ils ont la même hauteur.

i) Lien couleur-température

Exemples :

• Vers 850 °C : barre d'acier rouge cerise
• Vers 1100 °C : jaune
• À 2700 °C : filament de tungstène blanc éblouissant (lampe à incandescence)

ii) Lien température-spectre d'émission

iii) Récapitulatif

i) Spectre de la lumière émise par un gaz

ii) Spectre d'une entité chimique

iii) Récapitulatif

i) Notion

ii) Récapitulatif

Exemples :

• Eau : v = c / n = 3,00 × 10⁸ / 1,33 ≈ 2,25 × 10⁸ m·s⁻¹
• Verre : v ≈ 2,00 × 10⁸ m·s⁻¹

Exemple : le dioptre air/verre signifie que le trajet va de l'air vers le verre.

i) L'arc-en-ciel

ii) Les mirages

iii) Scintillation des étoiles

iv) Position des astres