Chimie chapitres 2, 3 et 4

1. Espèce Chimique vs Entité Chimique

  • Espèce chimique : Ensemble d'entités chimiques identiques observables à l'échelle macroscopique. Exemples : l'eau (H₂O), le sel (NaCl), le fer (Fe).

  • Entité chimique : Constituants microscopiques de la matière, incluant atomes, molécules et ions. Par exemple, une molécule d'eau (H₂O) est une entité chimique.

2. Échelles Macroscopique et Microscopique

  • Échelle macroscopique : Observation et manipulation de la matière dans la vie quotidienne. Exemples d'espèces chimiques : eau, sel, fer.

  • Échelle microscopique : Observation des atomes et molécules. Exemples d'entités chimiques : molécules d'eau (H₂O), atomes de fer (Fe), ions sodium (Na⁺).

3. Types d'Entités Chimiques

  • Atomes : Unités de base de la matière.

    • Protons : Particules chargées positivement (+e).

    • Neutrons : Particules neutres (masse similaire aux protons).

      mneutrons = mprotons = 1,67.10-27 kg

    • Électrons : Particules chargées négativement (-e).

      Un atome étant électriquement neutre, si le noyau comporte Z protons alors l’atome possède aussi Z protons

  • Molécules : Assemblages d'atomes liés par des liaisons covalentes. Exemple : H₂O (deux atomes d'hydrogène, un atome d'oxygène).

  • Ions : Atomes ou molécules ayant gagné ou perdu des électrons, créant une charge électrique (cations ou anions).

4. Formules des Ions Usuels

Cations

Formule

Anions

Formule

Ion sodium

Na⁺

Ion chlorure

Cl⁻

Ion potassium

K⁺

Ion bromure

Br⁻

Ion argent

Ag⁺

Ion iodure

I⁻

Ion cuivre (II)

Cu²⁺

Ion nitrate

NO₃⁻

Ion fer (II)

Fe²⁺

Ion sulfate

SO₄²⁻

Ion fer (III)

Fe³⁺

Ion hydroxydate

HO⁻

Ion aluminium

Al³⁺

Ion permanganate

MnO₄⁻

Ion zinc

Zn²⁺

Ion hydrogenocarbonate

HCO₃⁻

Ion hydrogène

H⁺

Ion carbonate

CO₃²⁻

Ion magnésium

Mg²⁺

Ion baryum

Ba²⁺

Ion plomb

Pb²⁺

Ion calcium

Ca²⁺

5. Écriture Chimique des Solides Ioniques

  • Règle générale : Écrire d'abord le cation, suivi de l'anion, en respectant l'électroneutralité.

    Exemple 1 : Chlorure de sodium (NaCl) : 1 ion Na⁺ et 1 ion Cl⁻.

6. Écriture Chimique des Solutions Ioniques

  • Règle générale : Écrire les ions en solution entre parenthèses, en respectant l'électroneutralité.

    Exemple 1 : Solution de chlorure de potassium : (KCl).

7. Test de Reconnaissance des Ions

Ions à Identifier

Réactif Spécifique

Précipité Obtenu

Ion fer (II) : Fe²⁺

Soude (NaOH)

Précipité vert

Ion fer (III) : Fe³⁺

Soude (NaOH)

Précipité rouille

Ion cuivre : Cu²⁺

Soude (NaOH)

Précipité bleu

Ion chlorure : Cl⁻

Nitrate d'argent (AgNO₃)

Précipité blanc (noircit à la lumière)

8. Classification Périodique

  • Périodes : Lignes horizontales du tableau périodique, chaque période correspond à un niveau d'énergie principal.

  • Familles : Colonnes verticales du tableau périodique. Les éléments d'une même famille partagent des propriétés chimiques similaires.

  • Gaz nobles : Colonne 18, très stables avec une couche externe saturée (8 électrons, sauf hélium qui en a 2).

9. Configuration Électronique

  • Définition : Décrit la répartition des électrons dans les couches et sous-couches d'un atome.

  • Électrons de valence : Électrons sur la dernière couche occupée, déterminant les propriétés chimiques.

  • Exemple : L'oxygène (Z = 8) a la configuration électronique (1s² 2s² 2p⁴).

    2+4=6 => 6 électrons de Valence

10. Formation des Molécules

  • Liaison covalente : Formée par le partage d'électrons entre atomes pour atteindre une configuration stable.

  • Formule brute : Indique le nombre et type d'atomes dans une molécule. Ex : eau (H₂O) contient deux atomes d'hydrogène et un d'oxygène.

11. Règle de Stabilité

  • Duet ou Octet : Atomes tendent à avoir 2 ou 8 électrons sur leur couche externe pour la stabilité, ce qui explique les liaisons chimiques.

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