Chapitre 3. Univers Matériel

1. Chapitre 3. Univers Matériel Section 2. Les propriétés de la matière (Manuel p. 229-249) Section 3. Les transformations de la matière (Manuel p. 253-274) Propriétés caractéristiques (physiques et chimiques) Propriétés des solutions (concentration/dilution) Transformations chimiques/Énergie

2. Propriétés caractéristiques vs non-caractéristiques Physiques vs chimiques Propriétés caractéristiques : Propriétés qui permettent d’identifier précisément une substance. Propriétés non-caractéristiques : Propriétés qui ne permettent pas d’identifier précisément une substance. Propriétés physiques : On peut l’observer ou la mesurer sans modifier la nature d’une substance Propriétés chimiques : Décrivent la façon dont deux substances réagissent au contact l’une de l’autre.

3. Propriétés caractéristiques vs non-caractéristiques Physiques vs chimiques Propriétés Physiques Chimiques • Couleur • Texture • Goût • État (gazeux, liquide, solide) • Ductilité • Malléabilité • Point de fusion • Point d’ébullition • Masse volumique • Conductibilité électrique • Solubilité • Dilatation thermique • Etc. • Couleur • Texture • Goût • État (gazeux, liquide, solide) • Ductilité • Malléabilité • Point de fusion • Point d’ébullition • Masse volumique • Conductibilité électrique • Solubilité • Dilatation thermique • Etc. • Combustibilité • Réaction au contact de l’eau • Réaction au contact d’un acide • Réaction à la corrosion • Réaction au contact d’une flamme • Etc.

4. Propriétés physiques caractéristiques Point de fusion Point d’ébullition Masse volumique Solubilité Point d’ébullition Exemples : Les ailes d’une navette spatiale recouvertes de tuiles de silice (point de fusion de 1260 ⁰C) . Le fil de plomb dans les fusibles (point de fusion de 327 ⁰C) . L’huile pour frire les aliments a un point d’ébullition de 200 ⁰C, ce qui permet de cuire à une température plus élevée que dans l’eau. Point de fusion

5. Propriétés physiques caractéristiques Point de fusion Point d’ébullition Masse volumique Solubilité Pour un même volume, deux substances pure différentes n’ont pas un poids identique. Ex : Un cm3 de plomb et un cm3 de paraffine. Pa 0,9 g 11,4 g Pb

6. Masse volumique Calcul : ρ = m/v où - ρ = masse volumique (g/mL ou g/ cm3) - m = masse de substance - v = volume de substance (mL ou cm3) Exemple : Calculez la masse volumique de l’acétone en vous basant sur les données de laboratoire suivantes. ρ = m/v où m = 48,98 g v = 62 mL ρ = 48,98 g / 62 mL ρ = 0,79 g/mL Donc, la masse volumique de l’acétone est de 0,79 g/mL 62 mL d’acétone 48,98 g d’acétone

7. Mesures de volumes • On utilise les millilitres (mL) pour les mesures de volumes de liquides ou de gaz. • On utilise les cm3pour les mesures de volumes de solides. • 1 mL = 1 cm3 • ATTENTION : Les grammes (g) sont des mesures de masse et non de volumes.

8. Propriétés caractéristiques Propriétés caractéristiques Propriétés non caractéristiques Propriétés physiques Propriétés chimiques • Le fait qu’une substance ou un groupe de substances réagisse chimiquement avec une substance donnée. • Papier tournesol rouge ou bleu • Indicateurs chimiques (ADN p. 228) • conductibilité électrique • conductibilité thermique • magnétisme • point de fusion • point d’ébullition • masse volumique (g/mL ou g/cm3) • Les propriétés caractéristiques, qu’elles soient physiques ou chimiques, caractérisent une substance donnée et, la plupart du temps, en permettent l’identification.

9. Propriétés chimiques caractéristiques • Propriété caractéristique chimique : Décrivent la façon dont deux substances réagissent au contact l’une de l’autre. • Indicateurs : Substances qui réagissent chimiquement en présence d’une substance donnée. • Un indicateur provoque une réaction facilement détectable (effervescence, précipité, variation d’énergie, etc.). • Les réactions à des indicateurs sont caractéristiques de la présence d’une substance en particulier. Elles permettent donc de l’identifier (propriété caractéristique). • Liste des indicateurs utilisés au secondaire : MANUEL P. 243-244 • ADN P. 228

10. Propriétés chimiques caractéristiques Exemples d’indicateurs : Indicateur : Papier tournesol bleu Papier devenu rouge : Détection de la présence d’un acide Réaction chimique (acide avec papier tournesol)

11. Propriétés chimiques caractéristiques Indicateur : Phénolphtaléine Solution inconnue La réaction chimique a changé la couleur de la solution Détection d’une base Ajout de gouttes de phénolphtaléine : réaction chimique

12. Propriétés chimiques caractéristiques Indicateur : Lugol Sirop de maïs La réaction chimique a changé la couleur de la solution Détection d’amidon Ajout de gouttes de lugol : réaction chimique

13. Réactions chimiques Exemple : combustion du méthane CH4 + O2 → CO2 + H2O Réactifs Produits

14. Équilibre d’une réaction chimique • La quantité des réactifs doit être exactement la même que chez les produits. CH4 + O2 → CO2 + H2O →→ Cette réaction n’est pas équilibrée, puisque les quantités d’hydrogène (H) et d’oxygène (O) ne sont pas les mêmes dans les réactifs et les produits.

15. Équilibre d’une réaction chimique CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O →→ Cette réaction est équilibrée, puisque les quantités de carbone (C), d’hydrogène (H) et d’oxygène (O) sont les mêmes dans les réactifs et les produits.

16. Équilibre d’une réaction chimique (méthode) CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O CH4 + 2O2 → CO2 + H2O CH4 + O2 → CO2 + H2O Identifier les différents types d’atomes des deux côtés de l’équation chimique (réactifs et produits). Déterminer le nombre de chaque atome des deux côtés de la réaction. Débuter l’attribution de coefficients devant la molécule la plus simple de l’équation (contenant le moins d’atomes différents). Continuer l’attribution de coefficients en tentant de toujours équilibrer le nombre d’atomes des deux côtés de l’équation.

17. Équilibrez l’équation chimique suivante Fe + O2→ Fe2O3 4Fe + 3O2→ 2Fe2O3

18. Propriétés des solutions **Rappel : Une solution est un mélange homogène formé de un ou plusieurs solutés et d’un solvant. Dissolution + = Eau salée Eau Sel Solution Solvant Soluté Soluté : La substance qui est dissoute par le solvant. Solvant : La substance dans laquelle le soluté est dissous.

19. La concentration d’une solution (manuel p. 245 à 263) Soluté Solvant Concentration faible Concentration élevée • La concentration est le rapport entre la quantité de soluté utilisée et la quantité totale de solution. • Exemples : • Jus très sucré vs peu sucré : Il y a moins de sucre (soluté) dissous dans le jus peu sucré. • Eau très salée vs eau peu salée : Plus il y a de sel (soluté)dissous dans l’eau, plus elle sera salée.

20. La concentration et les changements de phases • L’ajout d’un soluté dans un solvant a un effet sur les températures de fusion et d’ébullition des solutions crées. • Exemples : • Plus on ajoute de particules de soluté dans l’eau, plus sa température d’ébullition augmentera. L’eau pure bout à 100⁰C, mais en y ajoutant un soluté (du sel par exemple), sa température d’ébullition sera supérieure à 100⁰C. • L’ajout de soluté dans l’eau (du sel par exemple) fait diminuer sa température de fusion. L’eau pure gèle à 0⁰C, mais l’eau de mer (eau salée) gèle à -2⁰C.C’est d’ailleurs pour cette raison que l’on épand du sel sur nos routes l’hiver (l’ajout s’un soluté dans l’eau diminue sa température de fusion ce qui l’empêche de geler à nos froides températures d’hiver).

21. Le calcul des concentrations Il est possible de quantifier la quantité de soluté dissous dans une solution : on dit alors qu’on calcule la concentration de la solution. Soluté Solvant (1L) Concentration faible Concentration élevée

22. Le calcul des concentrations • Il existe deux façons d’exprimer la concentration de solutions : • Concentration exprimée en unités de masse et de volume. • Unité utilisée : g/L (gramme de soluté par litre de solution) • 2. Concentration exprimée en pourcentage. • Unités utilisées : - % V/V (pourcentage volume/volume) • - % m/V (pourcentage masse/volume)

23. Le calcul des concentrations en unités de masse et de volume (g/L) Exemple : On dissout 75g de MgCl2 dans 500 mL d’eau pour la préparation d’une solution de dichlorure de magnésium. Quelle est la concentration de cette solution en g/L? Équation Données Calculs

24. Le calcul des concentrations en pourcentage (% V/V) ***N.B. : Il est important de s’assurer que les deux volumes utilisés (soluté et solution totale) soient exprimés sous la même unité (mL et mL ; L et L ; etc.). Exemple : On verse 50 mL d’acide acétique dans 200 mL d’eau pour la préparation d’un vinaigre. Quelle est la concentration finale en % V/V de cette solution d’acide acétique? Équation Données Calculs

25. Le calcul des concentrations en pourcentage (% m/V) Exemple : On dissout 15g de CaCl2 dans 325 mL d’eau pour la préparation d’une solution de dichlorure de calcium. Quelle est la concentration finale en % m/V de cette solution ? Équation Données Calculs

26. La dissolution Dissolution : L’action de mélanger complètement un ou plusieurs solutés avec un solvant afin de former une solution. Exemple : Dissolution de 351g de sel dans 1000 mLd’eau • Masse de la solution = • masse du soluté + • masse du solvant • Volume de la solution : • N’égale pas la somme des deux volumes (soluté et solvant) • *** pourquoi?? = + 351 g 162.5 mL 1000 mL = 1000 g (dans le cas de l’eau) Eau salée • masse = 1351g • volume = 1129 mL

27. La dissolution • À l’état solide, les particules de sel (Na et Cl) s’attirent l’une-l’autre. • Lorsqu’on met le sel en présence d’eau, l’attirance des particules de sel devient plus forte envers les molécules d’eau qu’entre elles. • Ceci a alors pour effet de dissoudre le sel dans l’eau. • Les particules de sel se retrouvent alors toutes entourées de molécules d’eau (dans les espaces entre les particules d’eau). Ce qui explique pourquoi le volume total de la solution n’égale pas la somme soluté + solvant. • C’est quand toutes les particules d’eau disponibles sont occupées par des particules de sel que celui-ci précipite (formation de particules solides). • *** solution saturée

28. Phénomènes liés à la dissolution • Certaines substances sont insolubles dans des solvants. • L’huile est insoluble dans l’eau, parce que l’attirance de ses particules entre elles-mêmes est plus forte que l’attirance qu’elles ont envers les molécules d’eau. • Solution saturée : Solution dans laquelle un soluté ne plus se dissoudre (à une température précise). Solution non saturée Solution saturée Précipité (particules de sel solides)

29. Phénomènes liés à la dissolution • On peut augmenter le taux de dissolution d’un soluté de trois façons : • Augmenter la surface de contact du soluté (un gros bloc de sel se dissous moins rapidement que du sel en poudre) • Agiter la solution (augmentation des contacts solvant-soluté) • Augmenter la température su solvant (plus de mouvement des particules = plus de contacts solvant-soluté)

30. La solubilité • Solubilité : La quantité maximale de soluté pouvant être dissoute dans un volume donné de solvant, ce qui permet l’obtention d’une solution saturée. (Tableau des solubilités de plusieurs substances : Manuel p. 239). • L’augmentation de la température augmente la solubilité d’une substance. • Soluble: Se dit d’une substance qui peut être dissoute dans un solvant. • Insoluble: Si dit d’une substance qui ne peut être dissoute dans un solvant. • Substance hydrosoluble : Substance qui se dissous dans l’eau. • Ex : sel, sucre, vitamine C, etc. • Substance liposoluble : Substance qui se dissous dans des solvants gras (lipides). • Ex : huile, vitamine D, certains pesticides, métaux lourds, etc.

31. Préparation d’une solution à concentration donnée. • Exemple : Vous devez préparer 300 mL d’une solution de CaCl2 dont la concentration est de 3 g/L (votre solvant est l’eau). • Questionnement : • Combien de soluté dois-je dissoudre dans 300 mL de solvant ? • Comment précéder quand je sais quelle quantité de solvant dissoudre? ou ??

32. Préparation d’une solution à concentration donnée. Étapes à suivre : Calculer la quantité de soluté à ajouter à la solution selon la concentration demandée. Équation Données Calculs

33. Préparation d’une solution à concentration donnée. Étapes à suivre : Calculer la quantité de soluté à ajouter à la solution selon la concentration demandée. 0,9g À l’aide d’une balance, peser 0,9g de CaCl2. Déposer le CaCl2 dans un ballon jaugé de 300 mL Ajouter environ 150 mL (la moitié du total) d’eau dans le ballon jaugé. Agiter jusqu’à dissolution complète du CaCl2. Compléter la solution jusqu’à 300 mL avec de l’eau. Mélanger. 2 3 4 5 6

34. La Dilution • La dilution est un procédé qui permet d’obtenir une solution finale d’une concentration inférieure à celle de la solution de départ. • Exemple : Une canne de concentré (250 mL) de jus de pomme contenant 40 g/L de sucres : • En mélangeant le contenu de cette canne à trois cannes d’eau (3 X 250mL = 750 mL), on fait passer le volume final de la solution de jus à 1000 mL. • On se retrouve alors avec une concentration finale de sucres à 10 g/L. JUS JUS 40 g/L de sucre 250 mL 10 g/L de sucre 1000 mL

35. La Dilution Solution diluée : Dans 2 L total Solution de départ : Dans 1 L total Concentration = 4 g/L Concentration = 2 g/L

36. Le calcul de quantités recherchées lors de dilutions Exemple : On mélange 200 mL de solution de NaCl de concentration initiale 50g/L à 800 mL d’eau. Nous avons donc dilué notre solution de NaCl, puisqu’en ajoutant de l’eau, la concentration sera diminuée. ***Quelle est la concentration finale de la solution produite? 200 mL Comme j’ai dilué ma solution initiale dans un volume final 5 fois plus grand, j’ai diminué ma concentration de NaCl de 5 fois. Donc, la concentration finale de NaCl est de 10 g/L. 50 g/L Volume total : 200 mL + 800 mL d’eau = 1000 mL

37. Le calcul de quantités recherchées lors de dilutions Formule : C1V1 = C2v2 Où : C1 = Concentration de la solution initiale V1 = Volume à prélever de la solution initiale C2 = Concentration de la solution finale V2 = Volume de la solution finale Exemple : On mélange 200 mL de solution de NaCl de concentration initiale 50g/L à 800 mL d’eau. Nous avons donc dilué notre solution de NaCl, puisqu’en ajoutant de l’eau, la concentration sera diminuée. ***Quelle est la concentration finale de la solution produite? Équation Données Calculs

38. ***Attention : Les unités de concentration (C1 et C2) doivent être les mêmes ainsi que les unités de volumes (V1 et V2).*** Exemple : C1 et C2 sont exprimées les deux en % m/V et V1 et V2 sont exprimés les deux en mL. Si, par exemple, C1 est exprimée en g/L et C2 est en % m/V, on doit transformer l’une des deux équations pour les obtenir les deux dans la même unité (les deux en g/L ou les deux en % m/V).

39. Le calcul de quantités recherchées lors de dilutions Exemple : On veut préparer 600 mL d’une solution à concentration finale de 30 g/L de NaCl. Quel volume de NaCl de concentration initiale 100 g/L devrez vous utiliser et quel volume d’eau aurez-vous à ajouter? Équation Données Calculs Réponse : - Je dois utiliser 180 mL de la solution de départ de NaCl. - Je complète alors ma solution avec 420 mL d’eau pour obtenir ma solution finale à 30 g/L de NaCl (420 mL d’eau + 180 mLde NaCl = 600 mL final) .