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1. Constitution et transformations de la matière
Ch. 1
Identification des espèces chimiques
Ch. 2
Composition des solutions aqueuses
Ch. 3
Dénombrer les entités
Ch. 4
Le noyau de l’atome
Ch. 5
Le cortège électronique
Ch. 6
Stabilité des entités chimiques
Ch. 7
Modélisation des transformations physiques
Ch. 8
Modélisation des transformations chimiques
Ch. 9
Synthèse de molécules naturelles
Ch. 10
Modélisation des transformations nucléaires
2. Mouvement et interactions
Ch. 11
Décrire un mouvement
Ch. 12
Modéliser une action sur un système
Ch. 13
Principe d’inertie
3. Ondes et signaux
Ch. 14
Émission et perception d’un son
Ch. 15
Analyse spectrale des ondes lumineuses
Ch. 16
Propagation des ondes lumineuses
Ch. 17
Signaux et capteurs
Méthode
Fiches méthode
Fiches méthode compétences
Annexes
Chapitre 3
Exercices
Pour aller plus loin
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27Réflexion de Dalton
✔ MATH : Utiliser la proportionnalité
Dalton (1766-1844) est sans conteste celui qui a donné à l'atome toute sa place dans la chimie. Il a fait réagir différentes espèces chimiques entre elles et il a montré qu'elles réagissent toujours dans des rapports de nombres d'entités entiers. Par exemple, Dalton a interprété ainsi la réaction entre l'hydrogène et l'oxygène : \text{H} + \text{O} \rightarrow \text{HO}.
Il a déterminé que l'hydrogène et l'oxygène réagissent dans les proportions d'1 g d'hydrogène pour 8 g d'oxygène.
1.
Déterminer le nombre d'atomes dans 1 g d'hydrogène. De même dans 8 g d'oxygène. Cela vérifie-t-il le postulat de Dalton ?
Aujourd'hui, il a été démontré que : 2 \,\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}.
2. Déterminer le nombre de molécules dans 1 g de dihydrogène pur et dans 8 g de dioxygène pur. Cela vérifie-t-il le postulat ?
3. D'après les résultats trouvés, expliquer pourquoi la deuxième équation-bilan est la bonne.
Masses :
Aujourd'hui, il a été démontré que : 2 \,\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}.
2. Déterminer le nombre de molécules dans 1 g de dihydrogène pur et dans 8 g de dioxygène pur. Cela vérifie-t-il le postulat ?
3. D'après les résultats trouvés, expliquer pourquoi la deuxième équation-bilan est la bonne.
Données
Masses :
- m(\text{H}) = 1\text{,}67 \times 10^{-27} kg ;
- m(\text{O}) = 2\text{,}66 \times 10^{-26} kg.
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28Proposition de protocolePréparation d'une solution TP
✔ ANA : Élaborer un protocoleOn souhaite préparer 50 mL d'une solution d'eau salé par dissolution de 0,10 mol de chlorure de sodium (\text{NaCl}).
1. Déterminer la masse correspondante de (\text{NaCl}).
2. Faire l'inventaire du matériel nécessaire pour préparer cette solution.
3. Décrire le protocole correspondant par des schémas légendés.
Données
Masses :
- m(\text{Na}) = 3\text{,}82 \times 10^{-26} kg ;
- m(\text{Cl}) = 5\text{,}89 \times 10^{-26} kg.
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30Ajuster une équation de réaction
✔ MOD : Utiliser le modèle de la transformation chimiqueOn trouve parfois des nombres fractionnaires dans une équation-bilan (ex. : \mathrm{H}_{2}+\dfrac{1}{2} \mathrm{O}_{2} \rightarrow \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}) alors qu'il n'existe pas de demi-molécule !
1. Une équation-bilan est-elle une interprétation microscopique ou bien macroscopique d'une transformation chimique ?
2. S'interprète-t-elle en termes de nombre de molécules ou en moles de molécules ?
3. Peut-on alors écrire ainsi une équation-bilan ?
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29Histoire des sciencesLe calcium
✔ APP : Extraire l'information de supports variés
\mathrm{Ca}^{2+}+2 \mathrm{Cl}^{-} \rightarrow \mathrm{Ca}+\mathrm{Cl}_{2}
2. À quelles quantités de matière cela correspond-il ?
3. D'après l'équation-bilan, quelle quantité de matière de calcium obtiendra-t-on à l'issue de cette électrolyse ?
4. À quelle masse de calcium cela correspond-il ?
Données
- Masses :
m(\text{Ca}) = 6\text{,}66 \times 10^{-26} kg ;
m(\text{Cl}) = 5\text{,}89 \times 10^{-26} kg ; - N_A = 6\text{,}02 \times 10^{23} mol^{-1}.
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ANombre de molécules d'eau dans un verre d'eau
✔ MATH : pratiquer le calcul numérique : puissances de 10
1. À l'aide des données, déterminer la masse d'une molécule d'eau, puis estimer le nombre de molécules d'eau contenues dans un verre d'eau de 200 mL.
2. On estime que les mers et les océans remplissent un volume de 1,3 \times 10^{21} L environ (1,3 milliard de km3). Estimer le nombre de verres d'eau que pourrait remplir l'ensemble des mers et des océans et comparer ce nombre au nombre de molécules d'eau dans un verre d'eau.
3. On estime le nombre de galaxies dans l'Univers observable à quelques centaines de milliards environ et le nombre moyen d'étoiles dans chaque galaxie à 300 milliards environ. Estimer le nombre d'étoiles dans l'Univers observable et le comparer au nombre de molécules d'eau dans un verre d'eau.
4. On estime que la croûte terrestre représente environ 1 % de son volume, et que le sable représente environ 1 % du volume de la croûte terrestre. Estimer le nombre de grains de sable sur Terre et le comparer au nombre de molécules d'eau dans un verre d'eau.
1. À l'aide des données, déterminer la masse d'une molécule d'eau, puis estimer le nombre de molécules d'eau contenues dans un verre d'eau de 200 mL.
2. On estime que les mers et les océans remplissent un volume de 1,3 \times 10^{21} L environ (1,3 milliard de km3). Estimer le nombre de verres d'eau que pourrait remplir l'ensemble des mers et des océans et comparer ce nombre au nombre de molécules d'eau dans un verre d'eau.
3. On estime le nombre de galaxies dans l'Univers observable à quelques centaines de milliards environ et le nombre moyen d'étoiles dans chaque galaxie à 300 milliards environ. Estimer le nombre d'étoiles dans l'Univers observable et le comparer au nombre de molécules d'eau dans un verre d'eau.
4. On estime que la croûte terrestre représente environ 1 % de son volume, et que le sable représente environ 1 % du volume de la croûte terrestre. Estimer le nombre de grains de sable sur Terre et le comparer au nombre de molécules d'eau dans un verre d'eau.
Données
- Masse molaire de l'eau : \text{M(H}_{2}\text{O)} = 18 g·mol−1
- Nombre d'Avogadro : \text{NA} = 6{,}02\times 10^{23}
- Masse volumique de l'eau : \rho_{\text{eau}} = 1{,}0 \times 10^{3} g·L−1
- Volume de la Terre : \text{VT} = 1{,}08 \times 10^{21} m3
- Volume d'un grain de sable : environ 1 mm3
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BIntérêt de la mole
✔ MOD : Utiliser le modèle de la transformation chimique
On s'intéresse à la production de dihydrogène (\text{H}_2) à partir de l'électrolyse de 1 kg d'eau. L'équation-bilan de la réaction est \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+1/2 \: \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g})
1. Expliquer pourquoi il est faux de dire que 1 kg d'eau permet de produire 1 kg de dihydrogène et 0,5 kg de dioxygène.
2. D'après l'équation-bilan, quelle quantité de matière d'\text{H}_2 sera formée à partir de l'électrolyse d'une mole d'eau ?
3. a. Calculer \text{n(H}_2\text{O)} la quantité de matière d'eau contenue dans 1 kg.
b. En déduire \text{n}(\text{H}_2) la quantité de matière d'\text{H}_2 formée lors de l'électrolyse de 1 kg d'eau.
c. En déduire la masse de dihydrogène formée.
On s'intéresse à la production de dihydrogène (\text{H}_2) à partir de l'électrolyse de 1 kg d'eau. L'équation-bilan de la réaction est \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+1/2 \: \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g})
1. Expliquer pourquoi il est faux de dire que 1 kg d'eau permet de produire 1 kg de dihydrogène et 0,5 kg de dioxygène.
2. D'après l'équation-bilan, quelle quantité de matière d'\text{H}_2 sera formée à partir de l'électrolyse d'une mole d'eau ?
3. a. Calculer \text{n(H}_2\text{O)} la quantité de matière d'eau contenue dans 1 kg.
b. En déduire \text{n}(\text{H}_2) la quantité de matière d'\text{H}_2 formée lors de l'électrolyse de 1 kg d'eau.
c. En déduire la masse de dihydrogène formée.
Données
- Masse molaire de l'eau : \text{M}(\text{H}_2\text{O}) = 18 g·mol−1
- Masse molaire du dihydrogène : \text{M}(\text{H}_2) = 2{,}0 g·mol−1
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