Notes de Cours - Sciences et Technologies

Chapitre 1 – L’atome et les éléments

1.1 L’Évolution du Modèle Atomique

1.1.1 Modèle atomique de Dalton (1808) (Modèle Boule-Bâtonnet)

  • Les 4 constats de John Dalton:
    • La matière est constituée de particules extrêmement petites qui sont indivisibles (l’atome ne peut être divisé).
    • Tous les atomes d’un même élément sont identiques.
    • Les atomes d’éléments différents sont différents.
    • Dans une réaction chimique, les atomes se combinent pour former de nouvelles combinaisons.
  • Thomson (1856-1840) découvre que les atomes contiennent des électrons (+/-) et que l’atome n’est pas indivisible : il est possible de lui arracher des charges négatives nommés électrons.

1.1.2 Modèle atomique de Rutherford-Bohr (1911 et 1913)

  • Rutherford bombarde une mince feuille d’or avec des rayons alpha.
  • Observations et conclusions:
    • 99,99% des rayons passent à travers la feuille d’or sans déviation. Conclusion: L’atome est essentiellement constitué de vide !
    • 0,01% des rayons sont déviés. Conclusion: Le noyau est très petit et il est chargé positivement.
  • Bohr améliore le modèle en découvrant que les électrons gravitent sur des orbites autour du noyau.

1.2 La Représentation des Atomes

  • Les particules composant un atome:
    • Particules, Charge, Symbole, Position dans l’atome.
  • Les couches électroniques:
    • Endroits spécifiques que les électrons occupent autour du noyau.
    • On peut aussi les nommer : orbites ou niveaux d’énergie.
  • Électrons de valence:
    • Électrons se trouvant sur la dernière couche électronique.
    • Ils sont très importants, car ce sont les électrons qui permettent les liaisons chimiques.
    • Ces électrons sont échangés entre les atomes qui se lient pour former des molécules.
  • Atome neutre:
    • Atome qui a le même nombre de protons et d’électrons (donc sa charge est de zéro).
  • Informations des éléments dans le tableau périodique (p.10)
  • Illustrer un élément à l’aide du modèle simplifié de Rutherford-Bohr
  • Nombre d’électrons par couche électronique (pour les atomes #1 à #20) :
    • 1ière couche : maximum de 2 électrons
    • 2e couche : maximum de 8 électrons
    • 3e couche : maximum de 8 électrons
    • 4e couche : maximum de 2 électrons
  • ATTENTION: Il faut OBLIGATOIREMENT remplir la première couche avant de passer à la suivante, et ainsi de suite !

1.3 La Classification du Tableau Périodique

  • Ligne : Période
  • Colonne : Famille
  • Escalier: Sépare les métaux, non-métaux et métalloïdes.

1.3.1 Familles du tableau périodique

  • Puisque les éléments d’une même famille ont le même nombre d’électrons de valence, ils réagissent de la même manière (propriétés chimiques semblables).
  • Famille, Nom de la famille, Particularités
    • IA (1): 1 e- de valence. Alcalins. Métaux très réactifs (doivent être conservés dans l’huile car ils prennent en feu au contact de l’eau / humidité de l’air). ATTENTION : H n’est pas un alcalin, c’est un gaz, pas un métal !
    • IIA (2): 2 e- de valence. Alcalino-terreux. Ressemblent aux alcalins, sont présents dans le corps.
    • IIIA (13): 3 e- de valence. Famille du bore.
    • IVA (14): 4 e- de valence. Famille du carbone.
    • VA (15): 5 e- de valence. Famille de l’azote.
    • VIA (16): 6 e- de valence. Famille de l’oxygène.
    • VIIA (17): 7 e- de valence. Halogènes. Sont généralement des non-métaux. Sont généralement très réactifs.
    • VIIIA (18): 8 e- de valence SAUF He qui a 2 e- de valence. Gaz nobles. Ils sont stables (leur dernière couche électronique est complète). Sont tous des gaz. Ne réagissent jamais (ne forment pas de molécules), car ils sont inertes! ATTENTION : He a seulement 2 é de valence, mais il appartient quand même à la famille 8, car il est stable avec 2é sur sa première couche !

1.3.2 Les métaux, non-métaux et métalloïdes

  • Les 3 catégories d’éléments sont séparées dans le tableau par l’escalier.
    • Métaux: Possèdent toutes ces caractéristiques : Éclat métallique, Conducteur électrique et thermique, Malléable et ductile, Réaction à l’acide(effervescence). À noter aussi que tous les métaux sont solides à température normale (sauf Hg).
    • Non-métaux: Ne possèdent AUCUNE des 4 caractéristiques des métaux.
    • Métalloïdes: Possèdent certaines caractéristiques métalliques ET certaines caractéristiques non-métalliques (7 éléments seulement).
    • À gauche de l’escalier = Métaux (Sauf H).
    • À droite de l’escalier = Non-métaux.
    • De part et d’autre de l’escalier = Métalloïdes.
1.3.2.1 Notation de Lewis
  • C’est une représentation simplifiée de l’atome dans laquelle on illustre les électrons de valence.
  • Il s’agit de mettre des points autour du symbole en respectant les 4 points cardinaux, un point à la fois, en doublant au besoin.
  • La notation de Lewis nous aide à représenter les liaisons chimiques entre 2 ou plusieurs atomes.

Chapitre 2 : Les Solutions

2.1 Les Molécules et les Ions

  • Les atomes seuls ont une charge neutre. Soit le même nombre de protons et d’électrons.
  • Molécule : Assemblage d'atomes unis chimiquement.
  • Pourquoi les atomes forment-ils des molécules? Pour être plus stables.
  • Ion: Atome ou groupe d'atomes qui a gagné ou perdu des électrons et qui porte une charge électrique.
  • L'aluminium possède 3 électrons de valence. Pour être stable il devra perdre ses trois électrons. Il n’aura donc plus le même nombre de charges + et -. Il ne sera donc plus neutre! Il aura une charge positive. Il sera ainsi un ion!

ION POSITIF

  • Atome qui perd 1 ou plusieurs électrons durant une réaction chimique.
  • L’ion sera positif, car il y a plus de protons que d’électrons.

ION NÉGATIF

  • Atome qui gagne 1 ou plusieurs électrons durant une réaction chimique.
  • L’ion sera négatif, car il y a plus d’électrons que de protons.

2.1.1 Tendance des familles à gagner ou perdre des électrons de valences

  • Famille, Nom, Nombre d’e- de valence, Tendance (pour être stable), Charge ionique, Exemple d’ion formé
    • IA, Alcalins, 1 e-, Perdre 1e-, +1
    • IIA, Alcalino-terreux, 2 e-, Perdre 2e-, +2
    • IIIA, Famille du bore, 3 e-, Perdre 3e-, +3
    • IVA, Famille du carbone, 4 e-, Dépend, Dépend
    • VA, Famille de l’azote, 5 e-, Gagner 3e-, -3
    • VIA, Famille de l’oxygène, 6 e-, Gagner 2e-, -2
    • VIIA, Halogènes, 7 e-, Gagner 1e-, -1
    • VIIIA, Gaz nobles, 8 e- (sauf He: 2e-), Stable, 0

2.2 La Concentration (p.30)

  • Dans une solution, on retrouve 2 constituants :
    • Soluté : Substance qui est dissoute.
    • Solvant : Substance dans laquelle le soluté est dissout.
  • Solution d’eau sucrée
    • Soluté : Sucre
    • Solvant : Eau
  • Solution : Mélange homogène d'au moins deux substances.
  • Solution aqueuse : Solution dont le solvant est l’eau.
  • Solubilité : Quantité maximale de soluté qu’on peut dissoudre dans un certain volume de solvant.
  • Concentration : Quantité de soluté dissoute dans une quantité donnée de solvant ou de solution.

2.2.1 Les 3 façons de modifier la concentration d’une solution

  • Ajouter du soluté : La concentration augmente.
  • Ajouter du solvant (diluer) : La concentration diminue.
  • Évaporer du solvant : La concentration augmente.

2.2.2 Formule de la concentration

  • C = \frac{m}{V}
    • C = Concentration
    • m = Masse du soluté
    • V = Volume de la solution

2.2.3 Les calculs de concentrations

  • Trois unités sont utilisées pour représenter la concentration d’une solution :

    • En g/L : gramme par litre.
    • En % :
      • % (m/V) : pourcentage masse/volume (g/100mL).
      • % (V/V) : pourcentage volume/volume (mL/100mL).
      • % (m/m) : pourcentage masse/masse (g/100g).
    • En ppm (parties par million) : mg/L.

  • Conversions d’unités de volume et de masse

    • Masse : 1kg = 1000g et 1g = 1000mg
    • Volume : 1L = 1000mL

2.3 Les Électrolytes

  • Les électrolytes sont des substances conductrices d’électricités lorsqu’ils sont dissout dans l’eau, car ils forment des ions.
  • Conductibilité électrique : Capacité d’une substance à laisser passer le courant électrique.

2.3.1 Les 3 types d’électrolytes (qui forment des ions en solution aqueuse)

  • Acide : Débute par H OU Termine par COOH (Ex: HCl, H2SO4, CH_3COOH)
  • Base (Alcalin) : Termine toujours par OH (Ex: NaOH, KOH, Ca(OH)_2)
  • Sel : Débute par un métal ET termine par un (ou plusieurs) non-métaux (Ex: NaCl, MgCl2, K2SO_4)
  • Molécules qui ne laissent pas passer le courant :
    • Sucre (C6H{12}O_6)
    • Gaz carbonique (CO_2)
    • Du sel solide (NaCl_s)
  • Pourquoi ça ne laisse pas passer le courant? Parce qu'elles ne forment pas d'ions en solution.

2.4 Le pH

  • Le pH est une échelle qui permet de mesurer l’acidité ou la basicité d’une substance.
  • Une substance de pH 5 est 100 fois plus acide qu’une substance de pH 3.
  • Une substance de pH 10 est 1000 fois moins basique qu’une substance de pH 13.
  • Il y a des bonds de 10 entre chaque unité de l’échelle.
  • Réaction de neutralisation acido-basique
    • Il s’agit d’une réaction chimique entre un acide et une base et qui forme un sel et de l’eau.
    • Parfois, lorsqu’une étendue d’eau est beaucoup trop acide, les biologistes vont y dissoudre de la chaux (qui est une poudre basique). Ceci permet de neutraliser l'acidité de l'eau.
    • Acide + Base → Sel + Eau
    • Ex : HCl + NaOH → H_2O + NaCl

Chapitre 3 : Les énergies et leurs manifestations

3.1 L’énergie

  • L’énergie est la capacité d’accomplir un travail.
  • Unité : Joule (J)
  • Différentes formes d’énergie
    • Forme d’énergie, Description, Exemples
      • Énergie thermique : Énergie associée au mouvement désordonné des particules contenues dans une substance (Ex: Chaleur, feu).
      • Énergie chimique : Énergie emmagasinée dans les liaisons chimiques qui unissent les atomes d'une molécule (Ex: Essence, bois).
      • Énergie rayonnante : Énergie contenue et transportée par les ondes électromagnétiques (Ex: Lumière, rayons X).
      • Énergie mécanique : Forme d'énergie liée au mouvement d'un corps ou à sa position dans l'espace (Ex: Vent, chute d'eau).

3.2 Les transferts et les transformations d’énergie

  • Pour utiliser l’énergie et donc effectuer un travail, celle-ci se déplace (transfert) ou change de forme (transformation).
  • Transfert d’énergie : déplacement de l’énergie d’un endroit à un autre (Ex : Chauffer une tasse de café avec une plaque chauffante).
  • Transformation d’énergie : conversion d’une forme d’énergie en une autre (Ex: L’énergie électrique est transformée en énergie lumineuse par une ampoule).

3.3 Loi de la conservation de l’énergie

  • Il n'y a jamais destruction ou création d'énergie. C'est la loi de la CONSERVATION DE L'ENERGIE.
  • La quantité d’énergie totale dans un système isolé demeure la même : rien ne se crée, rien ne se perd, tout se transforme !

3.4 Le rendement énergétique

  • Lorsqu’on utilise un système pour effectuer un travail, il y a toujours une partie de l’énergie que le système a consommée qui ne sera pas transformée en énergie utile.
  • Énergie consommée : Quantité totale d’énergie nécessaire au fonctionnement d’un système.
  • Énergie utile : Énergie transformée sous la forme désirée.
  • Énergie dissipée : Énergie transformée sous une forme non désirée (souvent sous forme de chaleur).
  • Une ampoule est utilisée pour éclairer une pièce.
    • L’énergie utile est donc l’énergie lumineuse.
    • Pour la faire fonctionner, on branche la lampe dans la prise électrique. L’énergie consommée est donc l’énergie électrique.
    • Cependant, l’ampoule émet de la chaleur. Cette chaleur n’est pas de l’énergie utile pour nous. Il s’agit d’énergie dissipée, ici de l’énergie thermique.
  • Énergie consommée = Énergie utile + Énergie dissipée

3.4.1 Formule du rendement énergétique

  • Plus un système est efficace, plus il transforme d’énergie consommée en énergie utile, plus son rendement est élevé!
  • RE = \frac{Eu}{Ec} \times 100
    • RE = Rendement énergétique (%)
    • E_u = Énergie utile (J)
    • E_c = Énergie consommée (J)
  • En une journée, un adolescent moyen consomme environ 10 000 KJ (1 KJ = 1000 J ). Pourtant, seulement 6000KJ sont réellement transformés en énergie permettant au corps humain de fonctionner durant la journée.
    • Il y a donc 60 % de l’énergie consommée qui est de l’énergie UTILE, l’autre 40% est de l’énergie DISSIPÉE.
  • Ampoule incandescente: Beaucoup de pertes de chaleur, R.É = 5 %
  • Ampoule fluorescente: R.É = 40 %
  • Ampoule à DEL: Pratiquement pas de pertes de chaleur, R.É = 80 %

Chapitre 4 – Les Transformations de la Matière

4.1 Les Transformations de la Matière

  • Transformation physique: Changement d’état ou de forme d’une substance, sans changer sa nature chimique (Ex: fonte de la glace, dissolution du sucre dans l'eau).
  • Transformation chimique: Transformation qui modifie la nature chimique d’une substance, c’est-à-dire que les atomes se réorganisent pour former de nouvelles substances (Ex: la rouille, la combustion du bois).

4.2 Loi de la Conservation de la Masse

  • Définition : Lors d’une transformation chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits.
  • Donc, lors d’une réaction chimique, il n’y a pas de perte : masse des réactifs = masse des produits.
  • Symboles utilisés pour l’état physique des substances dans les équations chimiques :
    • (s) : solide
    • (g) : gazeux
    • (l) : liquide
    • (aq) : aqueux (dissous dans l’eau)
  • Exemple de conservation de la masse : Si 20g de carbone solide réagit avec du dioxygène gazeux pour produire 50g de CO_2. Quelle quantité de dioxygène a été nécessaire?
    • Équation chimique : C(s) + O2(g) → CO2(g)
    • Masse : 20g + ? = 50g
    • O_2 = 30g

4.3 Balancement d’équation

  • Parfois, pour respecter la loi de la conservation de la masse, il doit y avoir plus d’une molécule qui réagit à la fois :
    • Ex : L’eau liquide se décompose en dihydrogène gazeux et en dioxygène gazeux.
    • Équation chimique : H2O (l) → H2 (g) + O_2 (g)
  • Pour que la masse des réactifs soit égale à la masse des produits, il faut BALANCER L’ÉQUATION (ou équilibrer l’équation).
  • Cela veut dire qu’il doit y avoir le même nombre d’atomes de chaque côté de la flèche.
  • Méthode de balancement des équations :
    • Ex : H2O (l) → H2 (g) + O_2 (g)
  • Il existe certaines règles à respecter pour qu'une équation soit correctement balancée.
    • Il est interdit de modifier les molécules (interdit d’ajouter un atome ou de changer un indice).
    • Il ne faut jamais ajouter des molécules ou en enlever.
    • Les coefficients doivent être le plus petit possible. (Réduire au besoin)
    • Il n'est pas obligatoire d'écrire le coefficient 1, puisque celui-ci est sous-entendu.
    • Les coefficients doivent être des nombres entiers. Si des fractions sont nécessaires pour équilibrer une réaction, il faut multiplier la réaction complète par un même facteur de manière à avoir des coefficients entiers pour toutes les molécules.
    • Après avoir équilibré l'équation, il faut toujours vérifier si l'équation est correctement équilibrée en effectuant le bilan des atomes.

4.4 Les Catégories de Transformations Chimiques

4.4.1 Réaction de neutralisation acidobasique

  • Acide + Base → Sel + H_2O
  • Mélanger un acide et une base permet d’obtenir une solution de pH neutre, car les produits formés sont un sel et de l’eau !
  • Ex: HCl + NaOH → H_2O + NaCl

4.4.2 Combustion

  • Pour avoir une combustion, il faut que 3 conditions du « triangle de feu » soient réunies :
    • Combustible : Substance qui brûle et qui produit de l’énergie!
    • Énergie d’activation : Température ou énergie nécessaire pour débuter la combustion (ex : la flamme d’une allumette, un grand frottement…)
    • Comburant : Substance qui alimente la combustion (très souvent, il s’agit du dioxygène de l’air!)
  • Les pompiers s’attaquent aux différentes parties du triangle de feu selon les situations.

4.4.3 Respiration cellulaire et photosynthèse

  • Respiration cellulaire:

    • Équation : C6H{12}O6 + O2 → CO2 + H2O + Energie

  • Photosynthèse:

    • Équation : CO2 + H2O + Energie → C6H{12}O6 + O2