2T1 - Cours de Chimie - Chap1 - Chap6

Cours de chimie 2T1
CHAPITRE 1 : LA NOTION D’ELEMENT CHIMIQUE
Apprends à :
Définir par une approche expérimentale la notion d’élément

chimique
Définir le corps simple et le corps composé
Ecrire les symboles des éléments chimiques
Distinguer les corps purs simples et les corps purs composés
I. LA MISE EN EVIDENCE EXPERIMENTALE DE L’ELEMENT CHIMIQUE

1. L’élément cuivre
2. L’élément soufre
II. LES CORPS SIMPLES ET LES CORPS COMPOSES

1. Corps simples
2. Corps composés
CONCLUSION
III.
Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 1

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CHAPITRE1_LEÇON1 : LA MISE EN
EVIDENCE EXPERIMENTALE DE
L’ELEMENT CHIMIQUE
Pourcentage en masse des éléments dans le globe terrestre
Pourcentage en masse des éléments sur la terre

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Cette photo vous présente le soufre S, le fer Fe, le cuivre Cu, l’aluminium Al, et l’or Au.
Déroulement
Etapes Plan de la leçon
Mo1 : A partir d’expériences, dégager la notion I. LA MISE EN EVIDENCE
d’élément cuivre./(le groupe) EXPERIMENTALE DE L’ELEMENT
CHIMIQUE
Mo2 : A partir d’expériences, dégager la notion
d’élément soufre/(l’élève)
Mo3 : A partir de ce qui précède, dégager la
notion d’élément chimique
3. La notion d’élément chimique.
(le professeur)

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L'action de l'acide nitrique HNO3 sur le cuivre Cu ; On obtient du monoxyde d’azote NO

(gaz incolore) et une solution de nitrate de cuivre (Cu2+ +NO3-)

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Le gaz obtenu est l'oxyde d'azote qui se transforme

en dioxyde d'azote (gaz de couleur rousse)
Le test qui permet d'identifier les ions Cu2+

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L'action du carbone C sur l'oxyde de cuivre CuO ; On obtient du cuivre Cu et du dioxyde

de carbone CO2 (gaz qui trouble l’eau de chaux)

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L'action du fer Fe sur l'ion Cu2+; On obtient l'ion Fe2+ de couleur

verte et le métal Cu de couleur rouge
Diagramme des différentes transformations du cuivre et de ses composés

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Soufre
O2 Fer métal (Fe)
Sulfure Sulfure de fer

d’hydrogène
FeS
H2S
Acide chlorhydrique
Diagramme des différentes transformations du soufre et de ses composés.
3. Notion d’élément chimique

Un élément chimique est la substance qui est commune à un corps pur et à tous ses composés.
Exemples : H, O, C, N , Cu, S, et Fe sont des symboles d’éléments chimiques.
On trouve dans la nature une centaine d’éléments chimiques environ.
RESUME
L’élément cuivre est ce qui est commun au métal cuivre et à tous ses composés (sulfate de
cuivre, oxyde de cuivre……)
L’élément soufre est ce qui est commun au soufre pur et à tous ses composés (sulfure de
fer, sulfure d’hydrogène……)
Un élément chimique est la substance qui est commune à un corps pur et à tous ses
composés.

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Exercices_élève
Professeur : Etablissement :
Année scolaire : FICHE N°1 Classe :
Date : Spécialité:
Exo1 : Compléter ce diagramme
Exo2 : Compléter ce tableau
Formule Couleur État Métal, Obtenu dans quelle

chimique physique ion transformation ?
ou
précipité
?
Cu
Cu2+
Cu(OH)2
CuO

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Chapitre1_Leçon2 : Les corps purs

simples et corps purs composés
Le sucre
L’eau
Déroulement
II. Corps purs simples et corps purs
composés
Mo1 : Définir un corps simple et un corps
composé. (l’élève)
Mo2 : Distinguer un corps simple et un corps

composé. (l’élève)

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II. Corps simples et corps composés
1. corps pur simple
Un corps pur simple est constitué d’un seul élément chimique.
Exemples : H2, Ne, O3, O2.
2. corps pur composé
Un corps pur composé est constitué d’éléments chimiques différents.
Exemples : H2O, NH3, CH4.
RESUME
Dans un corps simple, il ya un seul élément chimique.
Un corps composé contient plusieurs éléments chimiques.

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Exercices_élève
Exercice 1 :
La combustion dans le dioxygène de l’air d’une matière organique dégage du dioxyde de
carbone et de l’eau. Quels éléments participent à la constitution de cette matière
organique?
Exercice 2 :
Les alchimistes du moyen âge rêvaient de transformer le plomb en or par une
transformation chimique.
1. Pensez-vous que ce rêve soit réalisable?
2. Quel élément doit contenir au moins un des réactifs si on espère obtenir de l’or
comme produit par transformation chimique?
Exercice 3 :
Quels sont les éléments que contient le sulfure de fer?
Exercice 4 :
Parmi les symboles des éléments suivants, déterminer ceux qui sont incorrects, puis les
réécrire correctement:
Ca; Mo; Si; Mg; AS; au; bE; Hg; Al
Exercice 5 :
1. Préciser si ces corps sont des corps simples ou des corps composés: difluor;
monoxyde de carbone; trioxygène; dioxygène; octasoufre; dihydrogène; méthane;
dioxyde de carbone.
2. Donner la formule chimique de chacun de ces corps.
Exercice 6 :
On donne les formules des différentes espèces chimiques: le carbone C, le monoxyde de
carbone CO, le dioxyde de carbone CO2, le méthane CH4, le butane C4H10, l’ion carbonate
CO32-, l’ion hydrogénocarbonate HCO3-.
1. Quel est l’élément commun à ces espèces chimiques?
2. Dans ces espèces y a-t-il des corps purs simples, des corps purs composés.
Préciser votre réponse.
Exercice 7 :
On donne les formules des différentes espèces chimiques: Le diazote N2, le monoxyde
d’azote NO, l’ion ammonium NH4+, l’ion nitrate NO3-.
1. Quel est l’élément commun à ces espèces chimiques?
2. Dans ces espèces y a-t-il des corps purs simples, des corps purs composés.
Préciser votre réponse.
Exercice 8 :
Soient les corps purs: sulfure de fer, oxyde de fer(II), métal fer, monoxyde de carbone.
1. Donner la formule chimique de chacun de ces corps.
2. Quels éléments contiennent chacun de ces corps?
3. Quelle transformation chimique permet de passer du métal fer au sulfure de fer ?

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Chapitre2 : La structure de l’atome

(5h)
Apprends à :
Décrire la structure de l’atome

Caractériser un nucléide par le couple (Z, A)
Représenter un nucléide par son symbole
Ecrire la formule électronique d’un atome…
I. L’ATOME : QUELQUES RAPPELS

1. La structure de l’atome
2. Ordre de grandeur du rayon atomique de quelques atomes
II. LES ELECTRONS
1. Le cortège électronique
2. Charge et masse de l’électron
3. Structure lacunaire de l’atome
III. LE NOYAU ATOMIQUE
1. Les Particules constitutives du noyau
2. Les Caractéristiques des protons et des neutrons
3. Nombre de masse, nombre de charge
4. Nucléide
5. Isotopie
6. Retour à la notion d’élément chimique
IV. LA STRUCTURE DU NUAGE ELECTRONIQUE
1. La répartition des électrons sur les différents niveaux
2. La formule électronique d’un atome
3. La représentation de Lewis d’un atome

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CHAPITRE 2_Leçon1 : Rappels
Déroulement
Mo1 : Rappeler les constituants de

l’atome/Elève
I. RAPPELS
Mo2 : Décrire la structure lacunaire de l’atome. 1. Les constituants de l’atome.
2. La structure lacunaire de l’atome.
1. Les constituants de l’atome.

La matière est constituée à partir de particules appelées atomes. L’atome a une forme sphérique.
Un atome est constitué d’un noyau chargé positivement autour duquel se déplacent des
électrons chargés négativement.
Un atome est électriquement neutre: il a autant de charges positives que de charges négatives.
(1 électron= 1 charge négative)
(1 proton= 1 charge positive)

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atome
2. La structure lacunaire de l’atome.

Un atome est extrêmement petit. Les dimensions de l’atome sont de l’ordre de 10-10 m et celles du
noyau sont de l’ordre de 10-15 m. L’atome est donc 100 000 fois plus gros que son noyau.
Il est essentiellement constitué de vide: on dit qu’il a une structure lacunaire.
Résumé :
La matière est constituée de « particules » élémentaires appelées atomes.
L’atome est constitué d’un noyau qui contient des protons et des neutrons. Un atome
comprend également des électrons.
Exercices_élève
Professeur : Fiche_élève n°1 Etablissement :
Année scolaire : Classe :
Exercices :
1. Quelles particules élémentaires avons-nous rencontré au cours de la leçon ?
2. Décrire la structure de l’atome d’hydrogène
3. Que signifie « l’atome a une structure lacunaire »?
4. Est-on sûr de trouver l’électron d’un atome en un point précis à l’intérieur de
celui-ci?

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Chapitre2_Leçon2 : Les électrons
Déroulement
Mo1 : Décrire le mouvement des électrons II. LES ELECTRONS

dans l’atome/Elève
Mo2 : donner la masse et la charge de
l’électron/ Prof
2. Les caractéristiques de l’électron
Les électrons d’un atome sont en mouvement rapide autour du noyau.
On ne peut les localiser individuellement.
On définit une distance moyenne autour du noyau, dans laquelle on a de très grandes
chances de trouver l’électron. Cette distance est le rayon atomique ou rayon de Bohr.

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Représentation de la probabilité de présence de l'électron d'un atome d'hydrogène par

une densité de points
2. Les caractéristiques de l’électron
Symbole e- ou
Masse me=9,1.10-31 kg
Charge -e=-1,6.10-19 C
e=1,6.10-19 C est appelé charge élémentaire.
Exercices_élève
Exercice1 :
On considère un atome inconnu (X) . La charge totale de ses électrons est Q = –30,4.10-19 C.
1- Combien d’électrons renferme cet atome ?
2- Déterminer le nombre Z de protons ;
3- De quel atome s’agit-il?
On donne la charge élémentaire e = 1,6.10-19 C.
Exercice 2 :
Donner la définition du rayon atomique.
Exercice 3 :
L’électron de l’atome d’hydrogène est en mouvement incessant autour du noyau chargé
positivement.

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Quelle est sa trajectoire?
Exercice 4 :
Quelle est la structure de l’atome d’hydrogène?
Chapitre2_Leçon3 : Le noyau atomique
Déroulement
Mo1 : Identifier les particules contenues dans le III. LE NOYAU ATOMIQUE
noyau.
7. Les particules constitutives du noyau
Mo2 : Donner les caractéristiques du proton et
8. Les caractéristiques des protons et des
du neutron.
neutrons
Mo3 : définir le nombre de charge Z et le
9. Nombre de masse, nombre de charge
nombre de masse A d’un noyau atomique.
10. Nucléide
Mo4 : Définir un nucléide.
11. Isotopie
Mo5 : Définir des isotopes.
Mo6 : Définir un élément chimique.

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1. Les particules constitutives du noyau

Les particules contenues dans le noyau des atomes sont appelées nucléons : ce sont les protons et
les neutrons.
Remarque : Pour un noyau donné, ces nucléons sont en nombre défini.
2. Les caractéristiques du proton et du neutron.

Le proton est une particule élémentaire portant une charge positive égale à la charge élémentaire
+e=1,6.10-19 C.
Le neutron est une particule élémentaire électriquement neutre.
Protons et neutrons ont des masses très peu différentes.
Particule Proton Neutron
Symbole P n
Masse mp=mn=1,67.10-27 kg
Charge e=1,6.10-19 C 0
3. Nombre de masse, nombre de charge.
-Le nombre de charge (ou numéro atomique) z d’un noyau atomique est le nombre de protons que
contient ce noyau. Z est un nombre entier.
-Le nombre de masse A d’un noyau atomique est le nombre de nucléons (protons et neutrons) que
contient ce noyau. A est un nombre entier.
Conséquence des deux définitions précédentes : Le nombre de neutrons d’un noyau atomique est :
N=A-Z.
Exemple : Le noyau de l’atome de sodium Na, caractérisé par les valeurs suivantes : numéro
atomique Z=11 et nombre de masse A=23, contient 11 protons et N=23-11=12 neutrons.
Remarque : un noyau est caractérisé par le couple (Z,A).
4. Le nucléide
a) Définition
On appelle nucléide l’ensemble des noyaux possédant le même couple (Z,A).

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b) Représentation :
A : nombre de masse
Z : numéro atomique
X : symbole de l’élément.
c) Exemples
; ; sont des symboles de nucléides
; sont des symboles de nucléides.
d) Remarque
Avec cette convention, le proton sera représenté par , le neutron par , l’électron par
5. Isotopie
Deux nucléides sont dits isotopes lorsqu’ils ont le même numéro atomique Z mais des nombres de
masse A différents.
Exemples :
; ; sont des atomes isotopes de l’élément hydrogène.
; sont des atomes isotopes de l’élément chlore.
; ; sont des atomes isotopes de l’élément carbone.
; sont des atomes isotopes de l’élément oxygène.

Un élément chimique est l’ensemble des nucléides qui ont le même numéro atomique Z.
RESUME :
Un noyau est représenté par où :
-A représente le nombre de masse
-Z représente le nombre e charges
Deux noyaux ayant le même nombre de charges et des nombres de masse différents sont des
isotopes.

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Exercices_élève
Exercice 1 :
Compléter ce tableau :
Nom Symbole Charge Nombre de Nombre de Nombre

globale protons neutrons d’électrons
14 16 14
18 2-
O
Vanadium 28
Ion fluorure e- 10
25 30 23
+3 e 30 23
Ion cuivre II 35
Exercice 2 :
1. Peut-on confondre la masse d’un atome avec celle de son noyau?
2. Calculer pour l’atome suivant le rapport me/mat de la masse des électrons à la masse de
l’atome.
3. Quelle erreur relative commet-on en confondant la masse de l’atome et celle du noyau?
Donnée:
masse d’un atome 238U= 395,2953.10-27 kg
Exercice 3 :
Soit un atome de fer 3 . Calculer la masse des électrons présents dans l’atome et la comparer
à celle du noyau.
Quelle est la masse des électrons contenus dans 1 kg de fer?
Données: La masse d’un atome de fer 56 est 55,935u.
1 u=1,66055.10-27 kg.
Exercice 4 :
Indiquer le nombre de protons, de neutrons et d’électrons qui composent les atomes ou ions
suivants: 2H+ ; 40Ar ; 18O; 35Cl-; 18O2- ;
56Fe2+ ; 235U; 63 Cu+ .
Exercice 5 :
Indiquer le nombre de protons, de neutrons et d’électrons qui composent les atomes ou ions
suivants: 40Ca ; 42Ca ; 43Ca ; 40Ca2+ ; 32S2- ; 212Bi ; 27Al3+ .
Exercice 6 :
On considère les nucléides suivants caractérisés par le couple (Z, A):
(9,19) ; (26,54) ; (12,24) ; (24,54) ; (12,26) ; (16;56).
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Y a-t-il des isotopes?

Identifier les éléments concernés.

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Chapitre 3 : La classification périodique

des éléments (3h)
Apprends à :
Repérer un élément dans le tableau

Reconnaître les familles chimiques et
leurs propriétés en exploitant la
classification périodique
I. LE TABLEAU DE CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS

1. Le principe de la classification périodique des éléments.
2. La place d’un élément dans le tableau de classification périodique.
II. LES PERIODES ET LES FAMILLES

1. Les périodes
2. Les familles
a) La famille des métaux alcalins
b) La famille des métaux alcalino-terreux
c) La famille des halogènes
d) La famille des gaz rares

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Chapitre3_Leçon1 : Le tableau de
classification périodique des éléments
Déroulement
I. LE TABLEAU DE CLASSIFICATION
Mo1 : En observant la structure électronique PERIODIQUE DES ELEMENTS
des atomes d’une même colonne et d’une
même ligne, découvrir le principe de la
classification périodique des éléments. 1. Le principe de la classification
périodique des éléments.
2. La place d’un élément dans le
tableau de classification
Mo2 : A partir de la formule électronique d’un périodique.
atome, trouver la place de l’élément
correspondant dans le tableau.

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1. Le principe de la classification.
Le principe de classification est le suivant :
-Les éléments sont rangés par numéro atomique croissant.
- A chaque ligne, on remplit une couche électronique différente (Pour la 1ère ligne, on remplit la
couche K ; pour la seconde ligne, on remplit la couche L ; pour la
Troisième ligne, on remplit la couche M).
-Les éléments dont les atomes ont le même nombre d'électrons sur leur couche externe sont
disposés dans une même colonne.
2. La place d’un élément dans le tableau

Exercice: L’atome de chlore a pour numéro atomique Z=17. Préciser la ligne et la colonne du chlore
dans la classification périodique des éléments.
Réponse:
Donnons la structure électronique de l’atome de chlore : K2L8M7
Il appartient à la troisième période puisque la couche M est la couche externe.
Il appartient à la septième colonne du tableau périodique simplifié puisqu’il possède 7 électrons sur
la dernière couche.
RESUME :
Dans la classification périodique:
Les éléments sont ordonnés par numéro atomique Z croissant.
Chaque ligne du tableau appelée période correspond au remplissage progressif
du même niveau d’énergie.
Chaque colonne du tableau appelée famille contient des éléments dont les atomes
ont la même structure électronique externe.

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Exercices_élève
Exercice 1 :
Un élément chimique occupe la 7ème colonne et la 3ème ligne de la classification simplifiée. Quel est
le numéro atomique de cet élément?
Exercice 2 :
Un élément chimique est placé dans la 2ème ligne et la 3ème colonne de la classification simplifiée.
1/ Donner la répartition des électrons par niveau d’énergie.
2/ Quel est son nom et son numéro atomique?
Exercice 3 :
On considère un atome de numéro atomique 15.
1/ Etablir sa formule électronique.
2/ Dans quelle colonne et quelle période de la classification simplifiée se trouve l’élément
chimique correspondant?
3/ Identifier l’élément chimique par son nom et son symbole.
Exercice 4 :
Un élément chimique a la structure électronique suivante:
K2L8M3.
1/A quelle ligne et à quelle colonne de la classification périodique simplifiée appartient-il?
2/ Identifier l’élément par son nom et symbole.
Exercice 5 :
Le chlore a pour numéro atomique Z=17.
1/ Quel est le numéro atomique et quel est le nom de l’élément qui le précède dans le tableau de
la classification périodique simplifiée?
2/ Quel est le numéro atomique et quel est le nom de l’élément qui le suit?
Exercice 6 :
Répondre par Vrai ou Faux:
1/ L’élément béryllium est de la même famille que l’élément magnésium.
2/ Un élément situé dans la 3ème ligne et la 4ème colonne de la classification simplifiée a les
mêmes propriétés chimiques que les gaz rares.
3/ L’élément dont le numéro atomique est Z=13 est de la 4ème période de la classification
simplifiée.
4/ Un atome dont la structure électronique est K2L8M2 a pour numéro atomique Z=10.

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Chapitre3_Leçon2 : Les périodes et les

familles

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Déroulement
II. PERIODES ET FAMILLES
Mo1 : définir les périodes.
Mo2 : définir les familles.

3. Les périodes
Mo3 : découvrir les propriétés chimiques 4. Les familles
des métaux alcalins. e) La famille des métaux alcalins
f) La famille des métaux alcalino-
Mo4 : découvrir les propriétés chimiques terreux
des métaux alcalino-terreux. g) La famille des halogènes
h) La famille des gaz rares
Mo5 : découvrir les propriétés chimiques
des halogènes.
Mo6 : découvrir les propriétés chimiques

des gaz rares.
1. LES PERIODES
Tous les éléments d’une même ligne du tableau de classification périodique constituent une période.
2. LES FAMILLES
Les éléments d’une même colonne de la classification périodique forment une même famille.
En observant la structure électronique externe des éléments d’une même famille, on s’aperçoit
qu’elle est la même : C’est cela qui leur confère des propriétés chimiques semblables.
2.1. LES METAUX ALCALINS
A l’exception de l’hydrogène, les éléments de la 1ère colonne constituent la famille des alcalins :
lithium (Li), sodium (Na), potassium (K).
Ces trois éléments comptent un seul électron sur leur couche externe.
Les alcalins sont des métaux mous très oxydables à froid par le dioxygène de l’air.
Tous réagissent violemment avec l’eau en produisant du dihydrogène.

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2.2. LES METAUX ALCALINO-TERREUX
Les métaux alcalino-terreux sont le béryllium (Be), le magnésium (Mg), le calcium (Ca)…
Ces éléments comptent deux électrons sur leur couche électronique externe.
Très réactifs chimiquement, ils ont des propriétés chimiques voisines de celles des alcalins.
Ils s’oxydent facilement en donnant des oxydes MgO, CaO, etc…, qui sont des oxydes réfractaires.
2.3. LES HALOGENES.
Le fluor, le chlore, etc…, constituent la famille des halogènes.
Leur couche électronique externe compte sept électrons.
Ils réagissent avec les métaux pour donner des halogénures métalliques.
Ils forment avec l’hydrogène des halogénures d’hydrogène .
2.4. LES GAZ RARES.
Dans la colonne 8, on trouve l’hélium, le néon et l’argon.
Mis à part l’hélium qui n’a que deux électrons externes, tous les éléments de cette colonne ont en
commun de posséder huit électrons sur la couche externe.
Les gaz rares (He, Ne, Ar, Kr, Xe) sont caractérisés par une réactivité chimique quasi nulle.
Remarque : Les gaz rares existent dans l’atmosphère terrestre. L’hélium est le constituant essentiel
du soleil et des étoiles.

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RESUME :
Certaines familles ont des propriétés particulières : Les alcalins (éléments de la
colonne1) ont une grande réactivité chimique ; ils sont très oxydables par le dioxygène
de l’air et réagissent violemment avec l’eau.
Les alcalino-terreux (colonne2) sont aussi réactifs et possèdent des propriétés voisines
de celles des métaux alcalins.
Les halogènes (colonne7) réagissent facilement avec les métaux et le dihydrogène pour
donner des halogénures .
Les gaz rares (colonne8) inertes chimiquement.
La structure électronique externe détermine les propriétés chimiques des éléments.

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Exercices_élève
Exercice 1 :
1. Quel est le nombre de charge de l’élément se trouvant dans la deuxième colonne sur la
troisième ligne de la classification périodique ? quel est cet élément ?
2. Dans quelle colonne et sur quelle ligne se trouve l’élément de nombre de charge Z=7 ? quel
est cet élément ?
Exercice 2 :
1. Quelle est la structure électronique de l’atome de nombre de charge Z=12 ?
2. A quelle colonne de la Classification l’élément correspondant appartient-il ? Quel est son
symbole ?
3. Le calcium et le baryum appartiennent à la même colonne que l’élément précédent. Donner
leur représentation de Lewis.
Exercice 3 :
Un atome a pour numéro atomique Z=9.
1. Où se trouve l’élément correspondant dans la classification périodique ? quel est son nom ?
2. Quelle est la structure électronique de cet atome ? donner sa représentation de Lewis.
3. Quels sont les autres atomes ayant le même schéma de Lewis ? Quelle famille forment-ils

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Chapitre 4 : Ions et molécules (5h)
Apprends à :
Définir la liaison covalente et la liaison ionique

Définir la valence d’un atome
Interpréter l’évolution chimique des atomes avec la règle de l’octet.
Ecrire correctement la formule statistique d’un composé ionique
Donner la représentation de Lewis de quelques molécules simples
I.LA REGLE DE L’OCTET
1. Observation
a) L’inertie chimique des gaz rares
b) l’inertie chimique des ions monoatomiques.
2. L’évolution chimique des atomes vers les ions monoatomiques.
3. La règle de l’octet.
II. LA LIAISON IONIQUE
1. La réaction entre le chlore et le sodium

2. Cations et anions monoatomiques
a) Les cations monoatomiques
b) Les anions monoatomiques
3. Cations et anions poly atomiques
a) Définition
b) Exemples
4. Formule statistique d’un composé ionique
III. LA LIAISON COVALENTE
1. La liaison covalente simple

2. Un exemple : la molécule d’eau
3. La règle du duet et de l’octet
IV. LA STRUCTURE GEOMETRIQUE DE QUELQUES MOLECULES.

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Chapitre4_leçon1 : la formation des

ions monoatomiques

Cours de chimie 2T1
-Déroulement
I. LA FORMATION DES IONS
Mo1 : Rappeler la définition d’un ion MONOATOMIQUES
monoatomique.
1. Qu’est ce qu’un ion monoatomique?
Mo2 : Pourquoi un atome gagne-t-il
gagne ou perd-il 2. Pourquoi un atome gagne-t-il
gagne ou perd-il
des électrons pour devenir un ion?
un ou des électrons?
3. Les gaz inertes
Mo3 : Expliquer le comportement particulier
des atomes des gaz inertes. 4. Les autres atomes
Mo4 : Expliquer comment se forment les ions

des éléments de la:
-1ère colonne
-2ème colonne
-7ème colonne
1. Qu’est ce qu’un ion monoatomique?

Un ion monoatomique est un atome qui a perdu ou
ou gagné un ou plusieurs électrons.

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2. Pourquoi un atome gagne-t-il

gagne ou perd-ilil un ou des électrons?
Un atome a tendance à acquérir 8 électrons sur sa dernière couche afin d’acquérir la même stabilité
chimique que les gaz rares. (C’est la règle de l’octet). Pour y parvenir, il gagne ou perd quelques
électrons de sa couche externe.
2.1. Les gaz inertes

Les atomes des gaz inertes ont soit 2 soit 8 électrons sur leur dernière couche. On dit qu’ Ils ont une
structure en duet ou en octet. Cela explique leur stabilité chimique.
2.2 Les autres atomes.
Les autres atomes ont tendance à acquérir cette structure en duet ou en octet sur la dernière couche
(c’est la règle de l’octet).
afin d’acquérir la même stabilité chimique que les gaz rares. (c’est l’octet

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RESUME
Les gaz rares ou gaz inertes ne réagissent pas. Leurs atomes ont leur couche externe saturée à
huit électrons (octet), sauf pour l’hélium dont la couche externe est saturée à un duet.
Les atomes des autres éléments évoluent lors des réactions chimiques de façon à acquérir la
structure électronique du gaz rare le plus proche dans la classification périodique. C’est la règle
de l’octet.
Exercices_élève
Exercice1 :
1/ Représenter la couche électronique externe
de l’atome d’argon (Z=18)
2/ Combien d’électrons y a-t-il sur la couche
externe des atomes :
-d’hélium ?
-des autres gaz rares ?
3/ Selon quelle règle les atomes des autres
éléments évoluent-ils au cours des réactions

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chimiques?
Exercice2 :
(la valence d’un atome est le nombre d’électrons célibataires de sa couche externe).
On donne les atomes suivants : Na et Cl.
1/ Donner la représentation de LEWIS de chacun de ces atomes.
2/Préciser leur valence.
3/Quels ions ces atomes ont-ils tendance à former pour respecter la règle de l’octet ?
Exercice3 :
Repérer, dans le tableau périodique simplifié:
1. L’élément chimique dont l’atome a le même nombre d’électrons que l’ion béryllium Be2+ .
2. Expliquer la formation d’un ion béryllium Be2+ .
Exercice4:
On donne les atomes suivants: Li(Z=3) et Na(Z=11).
1. Donner la représentation de Lewis de chacun de ces atomes.
2. Préciser leur valence.
3. Donner la formule de l’ion lithium et la formule de l’ion sodium.
4. En s’inspirant du tableau de classification simplifié, en déduire la formule de l’ion
potassium.
Exercice5 :
On donne les atomes suivants: Cl(Z=17) et F (Z=9).
1. Donner la représentation de Lewis de chacun des atomes.
2. Préciser leur valence.
3. Donner la formule de l’ion chlorure et celle de l’ion fluorure.
4. En s’inspirant du tableau de classification simplifié, en déduire la formule de l’ion
bromure.

Cours de chimie 2T1
Chapitre 4_Leçon2 : La liaison ionique
Déroulement
Mo1 : Décrire la réaction entre le chlore et le II. La liaison ionique

sodium.
Mo2 : Ecrire l’équation bilan de cette réaction 2. Cations et anions monoatomiques
et l’interpréter. a) Les cations monoatomiques
Mo3 : Expliquer la formation de la liaison 3. Cations et anions poly atomiques
ionique. a) Définition
b) Exemples
4. Formule statistique d’un composé
ionique

1.1. Expérience
Du sodium, enflammé à l’air libre et introduit dans un flacon de chlore, brûle en produisant de fins
cristaux de chlorure de sodium.
Cette transformation se traduit par :
2Na → 2 (Na+ + e-)

Cl2 + 2e- → 2Cl-
__________________
2Na +Cl2 → 2 (Na+ + Cl-) (1)
sodium dichlore Chlorure de sodium
1.2. Interprétation
Lors de la combustion du sodium dans le dichlore, il ya transfert d’un électron de l’atome de sodium
à l’atome de chlore.

Cours de chimie 2T1
Il ya alors formation de deux ions Na+ et Cl- qui sont stables parce que possédant la structure
électronique du gaz rare le plus proche d’eux dans le tableau de classification périodique.
1.3. La formation de la liaison ionique
La forte attraction entre anions et cations dont les charges sont de signes opposées abouti à
la formation des liaisons ioniques.
Exemple: Na+ et Cl- forment une liaison ionique. Na+(Z=11) : K2L8 ; Cl-(Z=17) : K2L8M8
La formation de la liaison ionique peut s’expliquer à partir de la règle de l’octet.
2. Cations et anions monoatomiques
a) Les cations monoatomiques
Noms des anions Formules chimiques

Ion chlorure Cl-
Ion fluorure F-
Ion bromure Br-
Ion oxyde O2-
Ion sulfure S2-
Ion iodure I-
3. Les cations et les anions polyatomiques
Un ion poly atomique est un assemblage d’atomes portant une charge électrique.
Exemple : L’ion sulfate SO42- est un assemblage d’un atome de soufre et de quatre atomes
d’oxygène sur lequel se repartissent deux charges négatives.
a) les cations polyatomiques
H3O+ ion hydronium

Cours de chimie 2T1
NH4+ ion ammonium
b) les anions polyatomiques
Noms des anions Formules chimiques

Ion phosphate PO43-
Ion permanganate MnO4-
Ion hydroxyde OH-
Ion sulfate SO42-
Ion nitrate NO3-
Ion dichromate Cr2O72-
4. La formule statistique d’un composé ionique

Les composés ioniques sont électriquement neutres. Les cations sont donc toujours liés à des anions
dans les édifices ioniques.
Les composés ioniques sont représentés par une formule statistique.
Exemples :
Composé Chlorure de Sulfate de Carbonate

ionique sodium cuivre de sodium
Anion Cl- SO42- CO32-

Cation Na+ Cu2+ Na+
Formule (Na+ + Cl-) (Cu2++ SO42-) (2Na++CO32-)
Formule NaCl CuSO4 Na2CO3

statistique
RESUME :
Les liens qui maintiennent les atomes sont appelés liaisons chimiques.
La forte attraction entre anions et cations dont les charges sont de signes opposées abouti à la
formation des liaisons ioniques.
Il y a trois types principaux de liaisons chimiques:
-La liaison ionique
-la liaison covalente
-la liaison métallique

Cours de chimie 2T1
Exercices_élève
Exercice 1
Les oxydes de fer Fe2O3 et FeO sont des composés ioniques. Donner leur composition ionique et leurs noms.
Exercice 2
Expliquer la formation de la liaison ionique dans NaCl en utilisant le modèle de Lewis.
Exercice 3
Utiliser le modèle de Lewis pour déterminer la formule chimique du composé ionique formé lorsque du
potassium et de l’oxygène réagissent.
Exercice 4 : compléter le tableau suivant
Composé ionique Chlorure de sodium Sulfate de cuivre Carbonate de sodium

Anion Cl- SO42- CO32-
Cation Na+ Cu2+ Na+
Formule
Formule statistique
Exercice 5
En utilisant la représentation de Lewis des atomes de K et de O, expliquer la formation de l’oxyde de
potassium.
Exercice 6
Pourquoi un composé ionique est-il toujours électriquement neutre ?

Cours de chimie 2T1
Chapitre4_Leçon3: La liaison covalente

Cours de chimie 2T1
Déroulement
Mo1 : Définir la liaison de covalence simple. III. La liaison covalente

Mo2 : Expliquer la formation de la molécule
d’eau. 1. La liaison covalente
2. La formation de la molécule d’eau
Mo3 : comprendre les règles du duet et de 3. La règle du duet et de l’octet
l’octet lors de la formation de la liaison
covalente.
1. La liaison covalente
1.1. La liaison covalente simple
Elle s’établit entre deux atomes par la mise en commun de deux de leurs électrons célibataires, de
manière à former un doublet de liaison.
Exemples :
A partir de la formule brute, on obtient la représentation

de LEWIS, puis la formule développée d’une molécule

Cours de chimie 2T1
Schéma de LEWIS de l’ion hydroxyde OH- , de l’ion nitrite NO2- et de l’ion carbonate CO32-
1.2. La valence d’un atome
La valence d’un atome est le nombre d’électrons célibataires de la couche de valence engagés dans
une liaison de covalence.
L’atome d’hydrogène est monovalent,
L’atome d’oxygène divalent,
L’atome d’azote trivalent,
L’atome de carbone tétravalent

Cours de chimie 2T1
1.3. La liaison covalente par coordinence ou dative.
Une liaison de covalence dative unit deux atomes : l’un est donneur d’électrons, l’autre est accepteur
d’électrons.
Exemple : la formation de l’ion NH4+ à partir de NH3 et de H+ où N est le donneur d’électrons et H+

l’accepteur.
2. La molécule de méthane et la molécule d’éthane

On représente la molécule de méthane par sa formule brute CH4 et la molécule d’éthane par sa
formule brute C2H6
La représentation de LEWIS développée du méthane et de l’éthane

Cours de chimie 2T1
La formule développée du méthane
La formule développée de l'éthane

Les symboles des atomes sont reliés par des tirets.
3) La molécule d’éthanol et la molécule d’eau
Ethanol : C2H6O
Eau : H2O

Cours de chimie 2T1
RESUME
Une liaison covalente simple s’établit entre deux atomes par la mise en commun de deux de leurs
électrons célibataires, de manière à former un doublet de liaison.
Une liaison de covalence dative unit deux atomes : l’un est donneur d’électrons, l’autre est
accepteur d’électrons.
La valence d’un atome est le nombre d’électrons célibataires de la couche de valence engagés
dans une liaison de covalence

Cours de chimie 2T1
Exercices_élève
Exercice 1
Trouver la représentation de Lewis des atomes suivants :
Carbone C (Z=6)
Oxygène O(Z=8)
En déduire la représentation de Lewis de la molécule de monoxyde de carbone CO.
E Exercice2
1° Qu’est ce qu’une liaison covalente ?
2° Le nombre de charge de l’atome d’oxygène est Z=8. Quelle est la représentation de LEWIS de
cet atome ?
3° En déduire la représentation de LEWIS de la molécule O2.
Exercice 3
1° Qu’est ce que la valence d’un atome ?
2° Le nombre de charge de l’atome d’hydrogène est Z=1. Quelle est la représentation de LEWIS de
cet atome ? En déduire sa valence.
3° Le nombre de charge de l’atome de carbone est Z=6. Quelle est la représentation de LEWIS de
cet atome ? En déduire sa valence.
4° Donner la représentation de LEWIS de la molécule CH4.
Exercice 4
1° Trouver la représentation de Lewis des atomes suivants :
Carbone C (Z=6)
Oxygène O(Z=8)
2° En déduire la représentation de Lewis de la molécule de monoxyde de carbone CO.
Exercice 5
1° Donner la représentation de LEWIS des molécules suivantes :
N2 :
H2S :
Sachant que azote N (Z=7);
Hydrogène H(Z=1); Soufre S(Z=16)

Cours de chimie 2T1
Chapitre 4_Leçon4 : la structure

géométrique de quelques molécules
Déroulement
Mo1 : Montrer les insuffisances de la IV. LA STRUCTURE GEOMETRIQUE
représentation de Lewis.
DE QUELQUES MOLECULES
Mo2 : Prévoir la géométrie d’une
molécule
1. Les insuffisances de la représentation de Lewis

En construisant le modèle éclaté de la molécule de méthane , on se rend compte que celle-ci a une
forme tétraédrique. La molécule de méthane n’est pas plane. Ceci montre l’insuffisance du modèle
de Lewis à rendre compte de la géométrie des molécules.

Cours de chimie 2T1
La représentation de Lewis de la molécule de méthane CH4
2. Prévoir la géométrie d’une molécule

Cours de chimie 2T1

Cours de chimie 2T1
RESUME
Le schéma de LEWIS et la formule développée rendent compte des liaisons établies entre les
atomes d’une molécule. Ils ne suffisent pas pour prévoir la géométrie des molécules.

Cours de chimie 2T1
Exercices_élève
Exercice 1
Trouver la structure géométrique de la molécule de dioxyde de carbone CO2 .
Exercice 2
Prévoir la géométrie de la molécule NH3
Exercice 3
Prévoir la géométrie des molécules suivantes:
CO :
H2S :
CH4 :
Exercice 4
Comparer la géométrie des molécules suivantes:
H2O :
H2S :
Expliquer
Exercice5 :
Compléter le tableau suivant :
Nom Formule brute Formule semi- Structure

développée géométrique
Eau H2O
Méthane CH4
Sulfure H2S
d’hydrogène
Ammoniac NH3
Dioxyde de CO2
carbone

Cours de chimie 2T1
Chapitre 5 : La mole et les grandeurs

molaires (5h)
Apprends à :
Définir la mole et les grandeurs molaires

Calculer les masses molaires moléculaires
Calculer la quantité de matière que renferme un échantillon d’une espèce
chimique à partir de sa masse
Calculer la quantité de matière que renferme un échantillon d’une espèce
chimique gazeuse à partir de son volume
Calculer la masse molaire d’un gaz à partir de sa densité
I. QUANTITE DE MATIERE
1. La nécessité de définir une unité de quantité de matière

2. La mole
II. LES GRANDEURS MOLAIRES
1. La masse molaire
a) La masse molaire atomique
b) La masse molaire moléculaire
c) La masse molaire ionique
2. Le volume molaire
a) Définition
b) De quoi dépend le volume molaire
c) La loi d’Avogadro-Ampère(les gaz)
III. LES RELATIONS ENTRE LES GRANDEURS MOLAIRES
1. La relation masse -quantité de matière

2. La relation volume-quantité de matière (les gaz)
3. La relation masse molaire et densité (les gaz)

Cours de chimie 2T1
Chapitre 5 _Leçon1 : La quantité de

matière
Déroulement
I. LA QUANTITE DE
Mo1 : montrer la nécessité de définir une unité
de quantité de matière. MATIERE
Mo2 : Définir la mole comme étant l’unité 1. la nécessité de définir une unité de
internationale de quantité de matière. quantité de matière
2. La mole
1. la nécessité de définir une unité de quantité de matière

Il n’est pas possible de peser un, deux ou trois atomes, leur masse étant trop petite pour être
évaluée par les balances les plus perfectionnées.
On a donc trouvé nécessaire de définir une unité permettant d’exprimer les quantités d’atomes, de
molécules ou d’ions à l’échelle humaine : la mole (mol).
2. La mole
-La mole est la quantité de matière d’un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il ya
d’atomes dans 12 g de carbone 12.
L’expression « entité élémentaire » désigne en fait les atomes, les ions, les molécules, les particules
ou groupements.
La mole est l’unité internationale de quantité de matière. Une mole d’atomes est la quantité de
matière constituée par un nombre NA de ces atomes. NA=6,02.1023 mol-1 est appelée nombre
d’Avogadro.
Exemple :
-1 mol d’atomes de cuivre renferme 6,02.1023 atomes de cuivre.
-1 mol de molécules d’eau renferme 6,02.1023 molécules d’eau.

Cours de chimie 2T1
-1 mol d’ions sodium renferme 6,02.1023 ions sodium.
Remarque : Depuis le décret du 4-12-1975, la mole est définie à partir de l’isotope du carbone .
Exercices_élève
Exercice1
1/ Quelle est l’unité internationale de quantité de matière?
2/ Quel en est son symbole?
3/ Un enfant compte 2 grains de café en 1 seconde. Combien de temps lui faudra-t-il pour
compter une mole de grains de café ? Exprimer ce temps en année.
Exercice2
Quelle est la charge de 2 moles de protons?
Exercice3
1/Quelle est l’unité internationale de quantité de matière ?
2/ Que représente la constante d’Avogadro ? Quelle est sa valeur approchée ?
Exercice4
Combien y a-t-il de moles d’électrons, de protons, de neutrons dans une mole d’atomes de
carbone 12 ?

Cours de chimie 2T1
Chapitre 5_Leçon2 : Les grandeurs

molaires
Déroulement
II. LES GRANDEURS MOLAIRES
Mo1 : définir la masse molaire M d’une espèce
chimique (atomes, molécules, ions).
3. La masse molaire
a. Définition
Mo2 : définir le volume molaire Vm d’une
b. La masse molaire atomique
espèce chimique (atomes, molécules, ions).
c. La masse molaire moléculaire
d. La masse molaire ionique
2.1. Définition
2.2. De quoi dépend le volume molaire
2.3. la loi d’Avogadro-Ampère (gaz)
2.4. Le volume molaire normal (gaz)
1. La masse molaire
1.1. Définition
La masse molaire M d’une espèce chimique est la masse d’une mole d’entités de cette espèce.
L’unité de masse molaire est le g.mol-1.
1.2. La masse molaire atomique
La masse molaire atomique MX est la masse d’une mole d’atomes de l’espèce X considérée.
Exemple :MC=12 g.mol-1 ; MCu=63 g.mol-1 ; MS=32 g.mol-1 .
Remarque : on pourra écrire C=12 g.mol-1 pour MC=12 g.mol-1 . Les masses molaires sont dans le
tableau de classification périodique des éléments.
1.3. La masse molaire moléculaire
La masse molaire moléculaire M est la masse d’une mole de molécules considérées. Elle s’obtient en
faisant la somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent la molécule.

Cours de chimie 2T1
Exemple : -Molécule de dioxygène O2 : MO2=2.MO=2*16=32 g.mol-1.
- Molécule d’éthanol C2H6O : M C2H6O =2Mc+6MH+MO=46 g.mol-1.
1.4. La masse molaire ionique
La masse molaire ionique est la masse d’une mole d’ions de l’espèce considérée. Elle s’obtient en
faisant la somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent l’édifice ionique (on
néglige la masse des électrons).
Cas d’un ion monoatomique : MNa+=MNa=23 g.mol-1
Cas d’un ion polyatomique : 456789 =MS+4MO=32+4*16=96 g.mol-1.
2.1. Définition
On appelle volume molaire Vm, le volume d’une mole d’une espèce chimique.
2.2. De quoi dépend le volume molaire ?
Les solides, les liquides et les gaz ont des volumes molaires qui dépendent des conditions de
température et de pression.
2.3. La loi d’Avogadro-Ampère
-Pris dans les mêmes conditions de température et de pression, tous les gaz parfaits ont le même
volume molaire Vm.
-Des volumes égaux de gaz parfaits différents (mesurés dans les mêmes conditions) renferment le
même nombre de molécules (ou le même nombre de moles).
2.4. Le volume molaire normal
On appelle volume molaire normal, le volume molaire dans les conditions normales de température
et de pression (: =0°c ; p=1 atm) : Vm=22,4 L.mol-1 ).
RESUME
- La masse molaire M d’une espèce chimique est la masse d’une mole d’entités de cette
espèce. Elle est indépendante de la température et de la pression.
- On appelle volume molaire Vm, le volume d’une mole d’une espèce chimique. Il dépend
de la température et de la pression .
--Pris dans les mêmes conditions de température et de pression, tous les gaz parfaits ont
le même volume molaire Vm.
- On appelle volume molaire normal Vm, le volume molaire dans les conditions normales
de température et de pression . Vm=22,4 L.mol-1

Cours de chimie 2T1
Exercices_élève
1. La masse molaire
Exercice1
Calculer la masse molaire des composés suivants : Na2CO3 ; NaOH.
Exercice 2
Calculer la masse molaire de la chlorophylle de formule chimique C55H72N4O5Mg.
Exercice 3
Calculer la masse d’une molécule d’eau, sachant que la masse molaire moléculaire de l’eau est
MH2O = 18 g. mol-1. On donne le nombre d’Avogadro NA =6,02.1023 mol-1.
Exercice 4
Calculer les masses molaires moléculaires des corps suivants:
H2O; NH3; C3H8; SiO2; O3
Données:
H:1 g.mol-1.
O:16 g.mol-1.
N:14 g.mol-1.
C:12 g.mol-1.
Si:28,1 g.mol-1.
Exercice 5
1/ Définir la masse molaire atomique.
2/ Calculer la masse molaire de la molécule de saccharose de formule chimique C12 H22 O11.
On donne MC=12 g.mol-1
MH=1 g.mol-1
MO=16 g.mol-1

Cours de chimie 2T1
Exercices _élève
2. Le volume molaire (gaz)
Exercice 1
Dans des conditions particulières, du carbone brûle en produisant 448 cm3 de monoxyde de
carbone (CO), le volume étant mesuré dans les CNTP.
Quelle est la quantité de matière de monoxyde de carbone ainsi produite? Quelle est sa masse?
Exercice 2
Sachant que cette combustion est traduite par l’équation suivante: 2C+O2⟶2CO, déterminer la
quantité de matière de dioxygène nécessaire à cette réaction.
Exercice 3
On effectue, dans les conditions où le volume molaire vaut 28 L.mol-1, la combustion de 8 g de
soufre dans du dioxygène.
On admettra qu’il ne se forme que du dioxyde de soufre.
Quelle quantité de matière de dioxyde de soufre obtient-on?
Exercice4
Compléter les cases vides ci-dessous.
Données: MH=1 g.mol-1 , MC=12g.mol-1, MO=16g.mol-1, MCl=35.5g.mol-1, Vmol=22.4L.mol-1.
⥥
Formule CO2 CHCl3
Nom Dichlore Méthane
Masse
molaire M
(g.mol-1)
Masse m 24 2.94
(g)
n
(mol)
Volume de 3.6
gaz V (L)

Cours de chimie 2T1
Chapitre 5_Leçon3 : Les relations entre

les grandeurs molaires
Déroulement
Mo1 : Déduire la relation masse -quantité de III. LES RELATIONS ENTRE LES
matière de la définition de la masse molaire. GRANDEURS MOLAIRES
1. La relation masse -quantité de matière
Mo2 : Déduire la relation Volume -quantité de
2. La relation volume-quantité de matière
matière de la définition du Volume molaire.
(les gaz)
Mo3 : Déduire la relation masse molaire et 3. La relation masse molaire et densité (les
densité de la définition du Volume molaire des gaz)
gaz et de la loi d’Avogadro-Ampère.
1. Relation masse-quantité de matière.

Exercice:
Un échantillon de poudre de fer pèse 5,6 g . Quelle quantité de matière de fer exprimée en mole
renferme-t-il? la masse molaire atomique du fer est de 56 g.mol-1.
Solution:
1 mole d’atomes de fer ……pèse ………56 g
n moles d’atomes de fer …….pèsent……..5,6 g.
Calculons la valeur de n ?.
> M : masse molaire en g.mol-1

= avec m : masse de l’échantillon en g
?
n : quantité de matière de
,
= = 0,1 C l’échantillon en mol
2. La relation volume d’un gaz parfait –quantité de matière

Cours de chimie 2T1
Exercice :
On dispose d’un volume VO2=0,224 L de dioxygène pris dans les CNTP. Combien de moles de
dioxygène renferme ce volume?
Solution :
Le volume molaire des gaz parfaits dans les CNTP est de 22,4 L.mol-1.
1 mole de dioxygène ⟶ a un volume de ⟶22,4 L
n moles de dioxygène ⟶ont un volume de ⟶0,224L.
Calculons la valeur de n ?
0,224 ∗ 1
= = 0,1 C
22,4
G
Pour les corps gazeux, on peut écrire : =
GH
avec
V : volume de gaz considéré en L ou
en m3
Vm : volume molaire en L.mol-1 ou

en m3.mol-1
n : quantité de matière du gaz en

mol.

Cours de chimie 2T1
3/ la relation masse molaire – densité d’un gaz

Exercice
Considérons une mole d’une espèce chimique gazeuse de masse molaire M prise dans les CNTP.
Quelle est sa densité par rapport à l’air.
>JKKL M N OP QRSO>L ML TJU

Solution : Sa densité par rapport à l’air est par définition: I =
>JKKL M N OP >ê>L QRSO>L MWJXY
Z Z
Soit d = = .
Z[\] ^[\]_[\]
or dans les CNTP, e> = 22,4f. C . et gJXY = 1,3 i. f
?jkl
On trouve I= ⟹ M=29.d avec M en g.mol-1
RESUME
Nous avons 3 relations importantes :
>
la relation masse-quantité de matière : = ?.
G
la relation volume d’un gaz parfait-quantité de matière : =G .
H
La densité d’un gaz est indépendante des Conditions de Température et de Pression dans
lesquelles le gaz est recueilli.
Mopq
d=
29

Cours de chimie 2T1
Exercices_élève
1. Relation masse-quantité de matière.
Exercice1
Déterminer la quantité de matière contenue dans 100 g des corps suivants : dihydrogène H2,
bromure de potassium KBr.
Exercice 2
Un échantillon de Nickel a une masse de 1,5 g.
1° Quelle quantité de matière de nickel renferme-t-il?
2° Quel nombre d’atomes renferme-t-il?
MNi=58,7 g. mol-1 ; NA=6,02.1023 mol-1.
Exercice 3
Un dromadaire, animal du désert, peut absorber jusqu’à 20 L d’eau en une prise.
1° Quelle quantité de matière d’eau cela représente-t-il?
2° Quel est le nombre de molécules d’eau ainsi absorbé?
MH2O=18 g. mol-1 ; NA=6,02.1023 mol-1 .
Masse volumique de l’eau: ρ=1kg/L
Exercice 4
Un échantillon de Nickel a une masse m= 5,87 g.
1° Quelle quantité n de matière de nickel renferme-t-il?
2° Quel nombre n’ d’atomes renferme-t-il?
MNi=58,7 g. mol-1 ; NA=6,02.1023 mol-1.

Cours de chimie 2T1
Exercices _élève
2. La relation volume-quantité de matière (cas des gaz)
Exo1
Quelle est la quantité de matière de monoxyde de carbone ainsi produite? Quelle est sa masse?
Exo2
Sachant que cette combustion est traduite par l’équation suivante: 2C+O2⟶2CO, déterminer la
quantité de matière de dioxygène nécessaire à cette réaction.
Exo3
On effectue, dans les conditions où le volume molaire vaut 28 L.mol-1, la combustion de 8 g de
soufre dans du dioxygène.
On admettra qu’il ne se forme que du dioxyde de soufre.
Quelle quantité de matière de dioxyde de soufre obtient-on?
Exo4
Compléter les cases vides ci-dessous.
Données: MH=1 g.mol-1 , MC=12g.mol-1, MO=16g.mol-1, MCl=35.5g.mol-1, Vmol=22.4L.mol-1.
⥥
Formule CO2 CHCl3
Nom Dichlore Méthane
Masse
molaire M
(g.mol-1)
Masse m 24 2.94
(g)
n
(mol)
Volume de 3.6
gaz V (L)

Cours de chimie 2T1
Chapitre 6 : Equation-bilan d’une

réaction chimique (5h)
Apprends à :
Déterminer des quantités de matière et des volumes à partir

d’une équation
Ecrire correctement l’équation-bilan d’une réaction
chimique
Distinguer, dans une réaction chimique, les réactifs des
produits
I. LA REACTION CHIMIQUE
1. Définition
2. Exemples :
II. LE BILAN D’UNE REACTION CHIMIQUE
1. Signification de l’équation-bilan
a) Sur le plan microscopique
b) Sur le plan macroscopique
2. La loi de conservation de la matière

Cours de chimie 2T1
Chapitre 6_Leçon1 : La réaction

chimique
Déroulement
Mo1 : Donner quelques exemples de I. LA REACTION CHIMIQUE
réactions chimiques. 1. Exemples de réactions chimiques.
1.1. L’Action du fer sur le soufre
1.2. La combustion du méthane dans le dioxygène
1.3. La combustion du dihydrogène
Mo2 : Définir la réaction chimique.

2. Qu’est ce qu’une réaction chimique?
1. Exemples de réaction chimique
1.1. Action du fer sur le soufre

Un mélange intime de poudre de fer et de soufre brûle en formant un solide gris de sulfure de fer.
1.2. La combustion du méthane dans le dioxygène

Le méthane (CH4) est un hydrocarbure. Il brûle dans le dioxygène de l’air.
On observe la production d’un gaz qui trouble l’eau de chaux : le dioxyde de carbone (CO2) et la
production d’eau (H2O).
1.2. Combustion du carbone dans le dioxygène

Un morceau de charbon porté à l’incandescence à l’air et introduit dans un flacon contenant du
dioxygène brûle vivement. On observe la production d’un gaz qui trouble l’eau de chaux : le dioxyde
de carbone.
1.3. La combustion du dihydrogène

Le gaz dihydrogène brûle dans le dioxygène de l’air.
On observe la production d’eau et une détonation

Cours de chimie 2T1
2. La réaction chimique
Une réaction chimique est la transformation d’espèces chimiques appelées réactifs en d’autres
espèces appelées produits.
Exercices_élève
Exercice1
Réaction chimique ou transformation physique?

Coche la case lorsqu’une réaction chimique a lieu.
1-On abandonne une pointe en fer à l’air libre.
Quelques jours plus tard, elle se couvre de rouille.
2-On met un morceau de sucre dans un verre d’eau.
Il se dissout et l’eau devient sucrée.
3-On laisse évaporer l’eau sucrée en l’exposant à l’air.
On retrouve des grains de sucre dans le verre.
4-Lors de l’électrolyse de l’eau, le dioxygène se dégage à l’anode.
Exercice2
a) ……………. C4H10 + ……….. O2 → ………….. CO2 + ………………. H2O
b) …………….. Ag+ + …………… Cu → …………….. Ag + ………….. Cu2+
c) C5H12 + …………… O2 → ………………. CO2 + ………………. H2O
d) C….H…. + ………. O2 → 5 CO2 + 4 H2O
e) C….H…. + 12 O2 → ………………. CO2 + 8 H2O
f) C….H…. + 11 O2 → 7 CO2 + ……………….
g) ………. Cu2+ + ………… Al → …….. Al3+ + …………. Cu
h) ……….. S2O82- + …….. I- → …………… SO42- + ………… I2
i) ………….. Fe3+ + ……… I- → …………… Fe2+ + ………… I2
Exercice3
II- Dans chaque cas, écrire l'équation bilan
1) L’acétylène C2H2 est préparé en faisant agir de l’eau sur du carbure de
calcium CaC2 . Il se forme simultanément de l’hydroxyde de calcium Ca(OH)2 .
2) Combustion complète de l’acétylène dans le dioxygène.
Exercice4
III- 1) Lors de la photosynthèse, les plantes absorbent du dioxyde de carbone et
de l'eau pour produire du dioxygène et, par exemple, du glucose C6H1206.
Exercice5
1) L‘élimination du cholestérol, de formule C27H460, par l'organisme peut, en
première approximation, être assimilée a sa combustion lente, mais complète.
2) La fermentation des sucres, de formule C6H1206 , présents dans le mout de
raisin fournit de l‘éthanol C2H60 et du dioxyde de carbone. Les sucres sont les
seuls réactifs.

Cours de chimie 2T1
Chapitre 6_Leçon2 : le bilan d’une

réaction chimique.
Déroulement
II. BILAN D’UNE REACTION CHIMIQUE
Mo1 : Ecrire le bilan d’une transformation
chimique.
3. La signification de l’équation-bilan
a. Sur le plan microscopique
Mo2 : Donner la signification de l’équation-
b. Sur le plan macroscopique
bilan
4. La loi de conservation de la matière
Mo3 : Enoncer la loi de conservation de la

matière.
1. Signification de l’équation-bilan
1.1/ Sur le plan microscopique
Avec l’exemple de la combustion du méthane dans le dioxygène, on peut écrire :
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2H2O
1 molécule 2 molécules 1 molécule 2 molécules
Sur le plan microscopique, l’équation signifie qu’une molécule de méthane réagit avec 2 molécules
de dioxygène pour donner une molécule de dioxyde de carbone et 2 molécules d’eau.
1.2/ Sur le plan macroscopique

Sur le plan macroscopique, l’équation signifie qu’une mole de molécules de méthane réagit avec 2
moles de molécules de dioxygène pour donner une mole de molécules de dioxyde de carbone et 2
moles de molécules d’eau.
C’est-à-dire :
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol

Cours de chimie 2T1
Généralisation :
αA + βB → γC + δD
-A et B sont les réactifs ;
-C et D sont les produits ;
-α, β, γ et δ, coefficients placés devant les formules des réactifs et des produits sont appelés
coefficients stœchiométriques.
Ils permettent de respecter la conservation des atomes.
2/ La loi de conservation de la matière
La somme des masses des produits d’une réaction est égale à la somme des masses des réactifs
transformés.
RESUME
Au cours d’une réaction chimique, un ou des corps purs (réactifs) se transforment en d’autres
corps purs (produits).
Au cours d’une réaction chimique, il y a conservation des atomes et de la masse.
On fait correspondre à toute réaction chimique une équation-bilan.
L’équation-bilan traduit une relation de proportionnalité entre les quantités de matière des
réactifs et des produits effectivement mises en jeu.
Les réactifs sont en proportions stœchiométriques s’ils sont utilisés dans les proportions indiquées
par l’équation-bilan.

Cours de chimie 2T1
Exercices_élève
Exercice 1
On réalise la réaction entre le fer et le soufre. Pour cela, on utilise 7,0 g de fer en poudre.
1. Ecris l’équation-bilan de la réaction.
2. Calcule la quantité de matière de soufre juste nécessaire pour que tout le fer réagisse
3. Utilise le résultat de la question précédente pour Calculer la masse de soufre à utiliser.
Exercice 2
Le sucre est un composé bien défini : le saccharose de formule C12H22O11. Par chauffage
en vase clos, il donne du carbone et de la vapeur d’eau. Ecrire l’équation bilan de la
réaction et calculer la masse de carbone obtenue à partir de 50 g de sucre.
Exercice 3
Quelle masse de fleur de soufre faut-il mélanger à 4,2 g de limaille de fer pour obtenir un
mélange stœchiométrique ? Quelle masse de sulfure de fer II obtient-on ?
Exercice 4
Quel volume de dioxygène faut-il théoriquement apporter pour faire brûler totalement 1L de
dihydrogène, pris dans les conditions expérimentales du laboratoire.
Exercice 5
On réalise la synthèse du chlorure d’hydrogène, de formule HCl, à partir de chlore et
d’hydrogène gazeux. On dispose de 10 cm3 de dichlore et de 50 cm3 de dihydrogène. Est-on
dans les proportions stœchiométriques ? Justifier votre réponse.

2T1 - Cours de Chimie - Chap1 - Chap6

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Cours de chimie 2T1

CHAPITRE 1 : LA NOTION D’ELEMENT CHIMIQUE

Définir par une approche expérimentale la notion d’élément

I. LA MISE EN EVIDENCE EXPERIMENTALE DE L’ELEMENT CHIMIQUE

II. LES CORPS SIMPLES ET LES CORPS COMPOSES

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 1

Pourcentage en masse des éléments dans le globe terrestre

Pourcentage en masse des éléments sur la terre

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 2

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 3

L'action de l'acide nitrique HNO3 sur le cuivre Cu ; On obtient du monoxyde d’azote NO

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 4

Le gaz obtenu est l'oxyde d'azote qui se transforme

Le test qui permet d'identifier les ions Cu2+

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 5

L'action du carbone C sur l'oxyde de cuivre CuO ; On obtient du cuivre Cu et du dioxyde

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 6

L'action du fer Fe sur l'ion Cu2+; On obtient l'ion Fe2+ de couleur

Diagramme des différentes transformations du cuivre et de ses composés

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 7

O2 Fer métal (Fe)

Sulfure Sulfure de fer

Diagramme des différentes transformations du soufre et de ses composés.

3. Notion d’élément chimique

Exemples : H, O, C, N , Cu, S, et Fe sont des symboles d’éléments chimiques.

On trouve dans la nature une centaine d’éléments chimiques environ.

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 8

Exo2 : Compléter ce tableau

Formule Couleur État Métal, Obtenu dans quelle

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 9

Chapitre1_Leçon2 : Les corps purs

Mo2 : Distinguer un corps simple et un corps

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 10

II. Corps simples et corps composés

1. corps pur simple

Un corps pur simple est constitué d’un seul élément chimique.

Exemples : H2, Ne, O3, O2.

2. corps pur composé

Un corps pur composé est constitué d’éléments chimiques différents.

Exemples : H2O, NH3, CH4.

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 11

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 12

Chapitre2 : La structure de l’atome

Décrire la structure de l’atome

I. L’ATOME : QUELQUES RAPPELS

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 13

CHAPITRE 2_Leçon1 : Rappels

Mo1 : Rappeler les constituants de

1. Les constituants de l’atome.

(1 électron= 1 charge négative)

(1 proton= 1 charge positive)

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 14

2. La structure lacunaire de l’atome.

Il est essentiellement constitué de vide: on dit qu’il a une structure lacunaire.

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 15

Chapitre2_Leçon2 : Les électrons

Mo1 : Décrire le mouvement des électrons II. LES ELECTRONS

On ne peut les localiser individuellement.

Coulibaly Sina [Lycée Technique d’Abidjan] Page 16