Cours complet de physique-chimie 2nd

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Publié le : jeudi 16 janvier 2014
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2 La santé 2.1 Le diagnostic médical
2.1.1 Signaux périodiques Un signal est périodique s’il se répète au bout d’un intervalle de temps nommé période (notée T).
Exemple
tension maximale
0
tension minimale
tension (V)
T
temps
Un cycle est la partie d’un phénomène périodique qui s’effectue durant une période T. C’est aussi le plus petit motif qui se répète dans une représentation temporelle.
La fréquence est le nombre de cycles effectués en une seconde.
f cycles1 s 1 cycleT s
f . T = 1 . 1
1 f = T
2.1.2 Les ondes Lors d’une « ola » dans un stade, les spectateurs se mettent debout, lèvent les bras puis reprennent leur position assise initiale.
Ainsi, un événement se transmet de proche en proche, à travers toute la foule, telle une onde.
Uneondeestlapropagationd'uneperturbationproduisantsursonpassage des effets réversibles. Elle transporte de l'énergie sans transporter de matière.
Les perturbations capables de se propager sont très nombreuses.
Exemples Une surface qui vibre dans l’air déplace une couche d’air qui transmet son mouvement à la couche adjacente et ainsi de suite ... C’est une onde sonore. Une perturbation électrique ou magnétique peut se propager sans support matériel. C’est une onde électromagnétique.
A Domaines de fréquences
Ondes sonores sons (20 Hz - 20 000 Hz)
infra-sons
1
10
ultra-sons
4 5 100 1000 10 10
6 10
7 10
échographie
f (Hz)
Ondes électromagnétiques
ondes radio
6 10
IRM
micro-ondes
9 10
I.R.
12 10
U.V.
15 10
fibroscopie
rayons X
18 10
radiographie et scanner
rayons
21 10
f (Hz)
scintigraphie
19 tube radiogène au tungstène (émission générale) 50 keV (1,2.10 Hz) 19 scintigraphie au technétium 99m raie unique à 140 keV (3,4.10 Hz) résonance du proton à 42 MHz dans un champ de 1,0 T et 63 MHz dans un champ de 1,5 T. B Propagation dans l’air La valeur approchée de la vitesse du son dans l’air est : -1 v = 340 m.s.
La lumière se propage rectilignement dans le vide (ou dans l’air) à la vitesse (ou célérité) : 8 –1 c = 3 .10 m.s
2.1.3 Réfraction et réflexion totale
2.1.4 Espèces chimiques, corps purs et mélanges Extraire et exploiter des informations concernant la nature des espèces chimiques citées dans des contextes variés.
2.1.5
Un modèle de l’atome
électron
neutron
L’atome est constitué de deux parties distinctes : - le nuage électronique est une zone où évoluent les électrons. - le noyau est une zone centrale de dimension très faible où se répartissent les neutrons et les protons.
A Le noyau Les neutrons et les protons appartiennent à la famille des nucléons.
Exemple Le noyau de l’atome de carbone 14 possède Z = 6 protons et N = 8 neutrons. Donc ce noyau est formé de A = Z + N = 6 + 8 = 14 nucléons.
nombre de nucléons A = 14
nombre de protons Z = 6
B
14 C 6
Masses, charges et dimensions des constituants de l’atome
Nom électron proton neutron
charge - e + e 0
masse -31 9.10 kg -27 1,673.10 kg -27 1,675.10 kg
dimension -15 5,6.10 m -15 2,4.10 m -15 2,4.10 m
« e » représente la charge élémentaire (la plus petite qui puisse -19 exister). e = 1,6.10 Coulomb de symbole C.
Masse de l’atome + masse des électrons noyau. masse
masse d’un nucléon 1800 massedunélectron
99,97 % de la masse d'un atome est dans son noyau.
diamètre de l’atome diamètre du noyau
100 000
Le noyau est 100 000 plus petit que l’atome.
Anecdote Le noyau est donc fait d’une matière très dense. Le contenu d'une cuillère à café pèserait environ cent millions de tonnes.
C Electroneutralité de l’atome. L’électron a une charge électrique négative. Le proton a une charge électrique positive (de même valeur absolue que celle de l'électron). Ilyaexactementlemêmenombred'électronsetdeprotonsdansunatome, un atome est donc électriquement neutre.
Exemple L'atome de carbone 14 (Z = 6) possède 6 protons et 6 électrons.
2.1.6 Eléments chimiques Mettre en oeuvre un protocole pour identifier des ions. Pratiquer une démarche expérimentale pour vérifier la conservation des éléments au cours d’une réaction chimique.
A Les isotopes Ce sont des espèces qui ont le même nombre de protons et un nombre de neutrons différents.
Exemples 63 Cunoyau de l’atome de cuivre qui possède 29 protons et 34 29 neutrons 65 Cunoyau isotope du précédent qui possède 2 29 neutrons
B Les ions monoatomiques Unionmonoatomiqueestissudunatomequiaperduougagnéun(ou plusieurs) électron(s)
Exemple 2+ Cu est un ion monoatomique issu d’un atome de cuivre qui a perdu 2 électrons.
C Caractérisation de l’élément chimique L’élément chimique désigne ce qui est commun entre un atome, ses ions monoatomiques et ses isotopes. Cet élément commun est le nombre de protons du noyau (ou n° atomique ou Z) 63 65 2+ Exemples Cu CuCuCu 29 29
Remarque La réaction chimique ne fait intervenir que les électrons. Ainsi au cours d’une telle réaction, l’élément chimique est conservé.
D Répartition des électrons dans le nuage électronique Au sein du nuage électronique, les électrons sont répartis en couches. Les électrons d’une même couche ont même niveau d’énergie
Exemple l’atome de sodium Na possède 11 électrons
9
0
-18 -4,0.10
-18 -8,0.10 -18 -12,0.10
-18 -16,0.10
Energie (J)
M L
K
couche périphérique ou externe
couches
Chaque couche d’énergie est désignée par une lettre majuscule : K, L, M, …
La répartition des électrons dans chaque couche obéit à des règles précises :
Le nombre d’électrons dans une couche est limité :
n (entier) 1 2 3
couche K L M
nb max d’e- ( = 2.n²) 2 8 18
Les couches se remplissent d’électrons dans l’ordre K, L, M, …
Exemples
structure électronique de l’atome ...
2 5  K L... d’azote qui possède 7 électrons : 2 8 7  L M K... de chlore qui possède 17 électrons : 1  K d’hydrogène qui possède 1 électron : ...
E Les règles du « duet » et de l’octet Au cours de leurs transformations, les atomes tendent à remplir leur couche électronique externe avec 2 ou 8 électrons.
F Application à la formation des ions monoatomiques Les règles du « duet » et de l’octet s’applique à la formation des ions monoatomiques. Les atomes peuvent gagner ou perdre un ou des électrons et parvenir ainsi à posséder 2 ou 8 électrons sur leur couche électronique externe.
Exemples 2 8 1  L ML’atome de sodium Na (K va perdre un électron pour ) + 2 8 former le cation Na (K L ). 2 8 7 L’atome de chlore Cl (K L M ) va gagner un électron pour former - 2 8 8 l’anion Cl (K L M ). 2.1.7 Formules et modèles moléculaires Utiliser des modèles moléculaires et des logiciels de représentation. A Les molécules Les molécules sont des assemblages d’atomes liés entre eux par des liaisons. B Formules développée et semi-développée Dans la formule développée tous les atomes sont écrits et chaque liaison est représentée par un segment. Exemple butane de formule brute C4H10 H H H H H - C - C - C - C - H
H H H H La formule semi-développéeest une forme condensée de la formule développée pour laquelle on ne représente plus les liaisons avec l’atome d’hydrogène. ExempleCH3- CH2- CH2- CH3
Il existe des molécules qui possèdent des liaisons double ou des liaisons triple.
Exemples
CH2= CH2
CHC - CH3
C Isomérie Des molécules peuvent avoir la même formule brute mais des formules semi-développées différentes. On dit que se sont des isomères.
Exemples
le butane et le méthylpropane sont des isomères
CH3- CH2- CH2- CH3
CH3- CH - CH3 CH3
D La classification périodique des éléments
Démarche de Mendeleïev (1869)(voir poly)
Les critères actuels de la classification simplifiée Localiser, dans la classification périodique, les familles des alcalins, des halogènes et des gaz nobles.
sur une ligne : sur une colonne :
Groupe des métaux alcalins
1H 3Li 11Na
4Be 12Mg
Z croissant mêmes propriétés chimiques (même nombre d'électrons de la couche externe) Groupe Groupe des des gaz halogènes nobles
5B 13Al
6C 14Si
7N 15P
8O 16S
9F 17Cl
2He 10Ne 18Ar
2.1.8 La mole La matière est constituée d’atomes, de molécules ou d’ions que l’on nomme des particules. Le nombre de particules contenues dans des quantités modestes de matière est extrêmement grand.
Exemple 1 L d’eau contient 34000000000000000000000000 25 molécules d’eau (c’est à dire 3,4.10 molécules d’eau).
Par commodité, on convient qu’une quantité de matière contenant 23 6.10 particules représente une mole de particules.
Exemple Un litre d’eau contient 56 moles de molécules d’eau
23 -1 N = 6.10 mol est appelée la constante d’Avogadro. Elle exprime le nombre de particules par mol.
2.1.9 Masse molaire La masse molaire d’un corps pur (corps purmélange) est la masse -1 d’une mol. de particules de ce corps. [ M ] = g.mol.
Exemple
-1 M (Fe) = 55,8 g.mol.
La masse molaire d’une espèce chimique est égale à la somme des masses molaires des éléments chimiques qui la constituent.
Exemple
M (H2O) = 2 * M (H) + M (O) -1 = 2 * 1,00 + 16,0 = 18,0 g.mol.
2.1.10 Relation entre masse et quantité de matière -1 Le fer a une masse molaire égale à 55,8 g.mol . C’est à dire qu’1 mol. d’atomes de fer a une masse égale à 55,8 g.
55,8 g de fer« m (Fe) » g de fer
1 mol. d’atomes de fer « n (Fe) » mol. d’atomes de fer
55,8 * n (Fe) = 1 * m (Fe)
On en déduit mn * M
=>
55,8 g mFenFe. 1 mol.
M (Fe)
(formule utilisable pour les solides, les liquides et les gaz) 2.1.11 Les solutions On obtient une solution en dissolvant un soluté (constituant minoritaire) dans un solvant (constituant majoritaire). Une solution est aqueuse si le solvant est de l’eau ; elle peut contenir des ions ou des molécules.
2.1.12 Concentration massique et molaire d’une solution La concentration massique « cm» d’un soluté exprime la masse de cette espèce contenue dans un litre de solvant. -1 Unité [ cm] = g . L Exemple L’eau de mer a une concentration massique en chlorure -1 de sodium égale à environ 35 g.L cm(NaCl) m 35 g V 1 L
35 g de soluté 1 L de solvant « m » g de soluté « V » L de solvant m On en déduitcm V
La concentration molaire « c » d’un soluté exprime le nombre de mol. de particules de cette espèce contenues dans un litre de solvant.
Unité
-1 [ c ] = mol . L
Les commentaires (2)
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H.A.C

CEOs exercises sont trops bonnes pour les travaillers

samedi 6 février 2016 - 18:44
bafodecamara2012

merci

jeudi 21 août 2014 - 05:09