Fasicule #1 - Rappels

Mise à niveau I de chimie pour soins infirmiers Stéphane Roberge Hiver-2013
Fascicule #1
Module 1 : Rappels
Référence : Chimie-option science - Introduction
Numéros suggérés : # 1-2-3-4-5-6-7-8-9-10-11-12-13-16-17-18-19-20-21-22-23
Thématiques :
• Notions fondamentales (Tableau périodique, particules subatomiques (p, n, e - ), isotope, e - de valence et
couche électronique, Notation de Lewis, liaison ionique et covalente, nomenclature, électrolytes, etc.)
o Théorie (p-2 à 12)
o # 1-2-3-4-5-6-7-8-9-10-11-12-13-16
• Quantité de matière (Masse molaire, Nombre de moles)
o Théorie (p-13 et 14)
o # 17-18
• La concentration
o Théorie (p-14 à 16)
o # 19-20-21
• Les transformations (physique, chimiques, équilibrage d’équations)
o Théorie (p-16 à 19 et méthodologie p-441)
o # 22-23
Symboles des principaux éléments chimiques présents dans le corps humain
%(p/p)
Symbole chimique Élément chimique
Pourcentage de la masse
corporelle totale
O Oxygène 65,0
C Carbone 18,5
H Hydrogène 9,5
N Azote 3,2
Ca Calcium 1,5
P Phosphore 1,0
K Potassium 0,4
S Soufre 0,3
Na Sodium 0,2
Cl Chlore 0,2
Mg Magnésium 0,1
I Iode 0,1
Fe Fer 0,1
Al Aluminium
B Bore
Cr Chrome
Co Cobalt
Cu Cuivre
F Fluor
I Iode
OLIGOÉLÉMENTS
Mn Manganèse
Moins de 0,01%
Mo Molybdène
Se Sélénium
Si Silicium
Sn Étain
V Vanadium
Zn Zinc
1

Les particules subatomiques
Informations pertinentes tirées du tableau périodique :
(A) Nombre de masse = Nombre de protons et de neutrons (Chiffre le plus gros)
(Z) Numéro atomique = Nombre de protons
6 12
C => 6 protons, 6 neutrons et 6 électrons.
Charge neutre : (+6) + (-6) = 0
Pourquoi la masse est de 12,011?
Il y a présence de plusieurs isotopes du carbone dans la nature.
Définition : ISOTOPE
Masse Charge
Proton 1 +1
Neutron 1 Neutre (0)
Électron infime -1
Atomes avec le même numéro atomique (Z) mais un nombre de masse (A) différent. DIFFÉRENCE => nbr de
neutrons.
6 12 6 13
C C 13
Différence C a un neutron de plus pour un total de 7 neutrons.
(6p, 6n et 6 e - ) (6p, 7n et 6 e - )
Z
A
C
Carbone
Nbr
d’oxydation
2

Exercice #1
Le Technétium 99 est l’isotope radioactif le plus utilisé en imagerie médicale nucléaire. Répondre aux questions
suivantes :
A) Pour le
43 99
Tc , faire le décompte des particules subatomiques.
Nombre de neutrons :_____56_
Nombre de protons :____43_
Nombre d’électrons :____43____
B) Nommer un autre isotope possible du technétium et expliquer la différence au niveau des particules
subatomiques.
Autre possibilité d’isotope :_____Tc 100 _________
Nombre de neutrons :_____57___
Nombre de protons :______43_____
Nombre d’électrons :_____43____
Explications
Même nombre de protons et électrons. Changement au niveau du nombre de neutrons. Donc,
changement au niveau du nombre de masse également
3

Tableau périodique et valence des atomes
Groupes
(Colonnes)
Périodes
(Rangées)
Familles 1 à 18
A) Éléments représentatifs
B) Éléments de transition
Propriétés physiques et chimiques similaires.
7 périodes
La première n’a que deux éléments (H et He)
Observe une périodicité des propriétés
IA => Alcalins (1 électron de valence)
IIA => Alcalino-terreux (2 électrons de valence)
VIIA => Halogènes (7 électrons de valence)
VIIIA => Gaz rares (8 électrons de valence)
Tableau périodique des éléments
+1 +2 +3 ±4 -3 -2 -1
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Éléments de transition
(Nombre d’oxydation variable sauf les 4 exceptions)
Métaux de transition (Plusieurs possibilités sauf : Ag +1 , Zn +2 , Cd +2 et Al 3+ )
Période Nbr d’e - valence
1 ère
2 e
3 e
4 e
5 e
6 e
7 e
Voir tableau 1.1 (p-8)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
2 e -
8 e -
8 e -
18 e -
18 e -
32 e -
32 e -
4

L’organisation des atomes en molécules et la nature des liaisons
Les atomes sont « contents » s’ils respectent la RÈGLE DE L’OCTET
Noyau
Mg veut se débarrasser de 2 e -
Période Nbr d’e -
Total
1 2 2
2 8 10
3 8 18
Si la dernière couche est pleine => STABILITÉ dons l’atome est « CONTENT »
Mg(s)
Décompte des particules subatomiques :
Protons : 12
Neutrons : 12
Électrons : 10
Charge : (+12)+(-10)= +2
9 F 1 ère => 2e - 2 e => 7 e -
8e -
2e -
perted 'e
−
⎯⎯⎯⎯→ Mg 2+ (aq) + 2 e -
F2(g) + 2 e -
CATION
gaind 'e
−
⎯⎯⎯⎯→ 2 F - (aq)
ANIONS
Décompte des particules subatomiques : 9p, 10n et 10e - Charge (+9)+(-10)=-1
2e -
Dernière couche
(Électrons de valence)
Nbr d’oxydation
Configuration des gaz
rares
5

L’électronégativité (χχχχ)
Définitions :
• Capacité à « aimer » les électrons. (Valeur entre 0,7 et 4,0)
L’électronégativité ___diminue ↓__ dans un groupe.
L’électronégativité ___augmente ↑___ dans une période.
Plus le ∆χ augmente ↑, plus le caractère ionique de la liaison chimique augmente ↑.
Une liaison intramoléculaire est covalente lorsque la ∆E< 1,7 et ionique lorsque la ∆E ≥ 1,7.
IONIQUE => TRANSFERT d’électrons (Majoritairement)
COVALENT => PARTAGE d’électrons
∆χ
(différence d’électronégativité)
% caractère ionique du lien
Liaison ionique
(transfert d’e - )
Liaison covalente
(partage d’e - )
NaCl Cl2
∆χ=3,16-0,93=2,23 ∆χ=3,16-3,16=0,00
71 % 0 %
• Métal / non-métal
• Liaison où % caractère ionique liaison > 50%.
• 2 non-métaux
• Liaison où % caractère covalent liaison > 50%.
Petit atome
de fluor très
vorace
6

Nomenclature traditionnelle *(Différent de la page 10 de votre volume option science)
Nomenclature (Nom -> Formule chimique ou Formule chimique -> Nom)
• Déterminer si le composé est un acide. (Règle différente)
• Déterminer si le composé est ionique ou covalent
o Ionique (Ne pas utiliser de préfixes…. di, tri, tétra)
Chiffre romain (Regarder le cation, s’il se retrouve dans les métaux de transition et
attention, il y a des exceptions)
• Charge +2 donne (II) entre parenthèse. La somme des charges de tous les
cations doit être égale à la somme des charges des anions.
Pas de chiffre romain (Regarder le cation. Il n’y a pas qu’une seule possibilité)
o Covalent (Utiliser les préfixes, di,tri, tétra…)
Composés ioniques : Métal + Non-métal
Métal : donneur d’e -
Non-métal : accepteur d’e -
NOMENCLATURE TRADITIONNELLE
Transfert d’e - Partage d’e -
Nomenclature (Cation avec toujours la même
charge)
1Non-métal en premier Ajouter « ure »
2Nommer le métal
Ionique
Cation : Métal
Anion :Non-métal ou ion polyatomique
Composés covalents ou moléculaires: Deux nonmétaux
Composé chimique
Nomenclature (Cation pouvant avoir des
charges différentes)
1Non-métal en premier Ajouter « ure »
2Nommer le métal en spécifiant sa charge par
un chiffre romain entre parenthèse
covalent
2 non-métaux
Nomenclature covalent
1Utiliser des préfixes pour l’un et l’autre des
deux éléments
2Nommer le 2 e élément en ajoutant « ure »
7

Tableau #1
Anions monoatomiques
Aide-mémoire (Nomenclature)
Tableau #2
Anions et cations polyatomiques
Tableau #3a
Préfixes
H - Hydrure Hg2 +2
Mercure (I) NCS -
Thiocyanate 1 Mono
F -
Fluorure NH4 +
Ammonium CO3 -2
Carbonate 2 Di
Cl -
Chlorure
NO2 -
Nitrite HCO3 -
Hydrogénocarbonate
bicarbonate
3 Tri
Br -
Bromure NO3 - Nitrate ClO - Hypochlorite 4 Tétra
I - Iodure SO3 -2
Sulfite ClO2 - Chlorite 5 Penta
S -2
Sulfure SO4 -2
Sulfate ClO3 - Chlorate 6 Hexa
N -3
Nitrure HSO4 -
Hydrogénosulfate ClO4 - Perchlorate 7 Hepta
P -3
Phosphure OH -
Hydroxyde CH3COO - Acétate 8 Octa
O -2
Oxyde CN -
Cyanure MnO4 - Permanganate 9 Nona
PO4 -3 Phosphate Cr2O7 -2
Dichromate 10 déca
HPO4 -2 Hydrogénophosphate CrO4 -2 Chromate
Tableau #3b
Cations (Nbr d’oxydation
varie)
Fe +3
Fe +2
Cu +2
Cu +
Sn +4
Sn +2
H2PO4 - Dihydrogénophosphate O2 -2
HSO3 - Hydrogénosulfite C2O4 -2
Tableau #4
Acides (Sans oxygène)
Peroxyde
Oxalate
BrO3 - Bromate
Tableau #4
Acides (Avec oxygène)
Fer(III) HF Acide fluorhydrique HNO3 Acide nitrique
Fer(II) HCl Acide chlorhydrique HNO2 Acide nitreux
Cu(II) HBr Acide bromhydrique H2SO4 Acide sulfurique
Cu(I) HI Acide iodhydrique H2SO3 Acide sulfureux
Sn(IV) HCN Acide cyanhydrique H3PO4 Acide phosphorique
Sn(II) H2S Acide sulfhydrique CH3COOH Acide acétique
8

Exercices :
Formule chimique
Composé ionique (I)
Composé covalent (C)
Nomenclature
NaCl I Chlorure de sodium
CO2 C Dioxyde de carbone
Fe2O3 I Oxyde de fer (III)
N2F4 C Tétrafluorure de diazote
CO C Monoxyde de carbone
Numéro #14 Nommez chacune des substances suivantes :
a) Na2O _____Oxyde de sodium____________________
b) BaS _____Sulfure de baryum_____________________________
c) CaI2 ______Iodure de calcium_____________________________
d) N2O5 ______Pentoxyde de diazote______________________________
e) LiOH ______Hydroxyde de lithium__________________________
f) CaCO3 ______Carbonate de calcium_________________________
g) Al2(SO4)3
______Sulfate d’aluminium_________________________
Numéro #15 Indiquez la formule chimique des substances suivantes
a) Acétate de sodium _______NaCH3COO________
b) Oxyde de potassium ________K2O_________________
c) Nitrate de calcium _______Ca(NO3)2_____________________
d) Tétrabromure de carbone ________CBr4___________________
e) Phosphate de manganèse (II) _______Mn3(PO4)2__________________
f) Hydrogénocarbonate de magnésium ______Mg(HCO3)2_________________
9

Représentation des molécules avec la structure de Lewis
Dessiner les structures de Lewis adéquates pour les formules chimiques suivantes :
Les électrolytes :
H2O N2 CH3OH
••
Substances qui se dissocient à 100% dans l’eau. (Présences d’anions et cations qui permettent le passage d’un
courant électrique)
Catégories :
Acides : H – Non-métal HCl(aq) 2
Bases : Métal – OH NaOH 2
Sel : Métal- Non-métal (Liaison ionique) NaCl 2
H O
⎯⎯⎯→ H + (aq) + Cl - (aq)
H O
⎯⎯⎯→ Na + (aq) + OH - (aq)
H O
⎯⎯⎯→ Na + (aq) + Cl - (aq)
10

Quantité de matière (nombre de moles et masse molaire)
Voir méthodologie de résolution p-438 et 439 au besoin.
Solide
mA g
nA = = = mole
M g
A
mole
Nombre d’avogadro : 6,022X10 23 entités/mole
Liquide
g
VA • ρ mL •
A n mL
A = = = mole
M g
A
mole
Solution
Quantité = C •V
mole
• L = mole
L
g
• L = g
L
#1 Déterminer le nombre de moles et le nombre de molécules dans 10,45g de carbonate de calcium.
M
CaCO
3
= 100,09
g
mole
m 10,45g
M CaCO3
100,09
g
mole
CaCO3
nCaCO = = = 0,1044moledeCaCO
3
Règle de trois :
1mole = 100,09g
X mole = 10,45 g x = 0,1044 mole de CaCO3
Nombre de molécules
23
6,022 X10 molécules
22
0,1044mole • = 6,287 X10 molécules deCaCO
mole
Règle de trois :
1mole = 6,022 X10 23 molécules
0,1044 mole = x molécules x = 6,287X10 22 molécules de CaCO3
Nbr de moles :____0,1044 mole_
Nbr de molécules :__6,287X10 22 molécules de CaCO3__
#2 Déterminer le nombre de moles d’éthanol (CH3CH2OH) dans 10,0 mL. La masse volumique de l’éthanol pur
est de 0,789 g/mL.
M C2H 6O
= 46,08
g
mole
0,789g
méthanol = véthanol • ρéthanol
= 10,0mL • = 7,89g d 'éthanol
mL
méthanol néthanol =
M éthanol
7,89g
= =
0,171mole
46,08
g
mole
3
3
11

Les unités de concentrations
Noms / symbole Formule Unités de concentrations
g/L
Concentration molaire volumique
(Molarité)
mole
L
ou M ou molaire
% volumique % (v/v)
%(p/v) ou %(m/v)
% massique
% (p/p) ou % (m/m)
ppm
msoluté
V ( L )
solution
nsoluté
V ( L )
solution
Vsoluté
100
Vsolution ( mL) •
msoluté
100
V ( mL) •
solution
m
m
A
totale
• 100
1
1000000
mg
L
g soluté
L solution
molesoluté
L sln
mL soluté
100mL
solution
g soluté
100mL
solution
g soluté
100g
solution
solide/ liquide
L
Attention : M a deux significations 1) M = molarité = concentration molaire volumique = mole L
2) M = masse molaire = g mole
#3 Déterminer la masse de NaCl dans une 500 mL d’une solution saline 9,0 %(m/v).
( )
9,0
9,0% m gramme NaCl
=
v 100mL
solution
9,0 grammes NaCl = 100 mL
X gramme = 500 mL x= 45 grammes NaCL
µ
gaz
L
12

Calcul de dilution
Solution concentrée => solution diluée (DILUTION)
C V = C V
1 1 2 2
Trois valeurs connues et une valeur inconnue
V1 et V2 doivent avoir la même unité (mL ou L)
C1 et C2 doivent avoir la même unité (M, %(p/v), ppm,
%(p/p) etc.)
On veut préparer 1 litre d’une solution de [NaCl]=0,92%(p/v) à partir d’une solution 10%(p/v) en NaCl.
Expliquer la procédure
C = 0,92%( p / v)
1
1
V = 1000mL
C = 10%( p / v)
2
2
V = ____ mL
C •V 1000mL • 0,92%( p / v)
= = = + =
1 1 V2 92mL conc 908mL d 'eau 1000mL
C2 10%( p / v)
Les transformations de la matière (physique, chimiques, équilibrage d’équations)
Transformations
Physique
Chimique
L’identité de la substance est préservée (mêmes propriétés physiques).
Exemples : Changements de phases
Changement de la substance (Rx chimique)
La composition change. Les propriétés physiques sont différentes par la suite.
Indices : dégagement gaz, couleur, lumière, changement couleur, formation d’un
précipité.
Exemples de transformations chimiques :
• Rx de synthèse
• Rx de décomposition
• Rx de précipitation
• Rx de neutralisation acidobasique
• Rx d’oxydation
• Rx de combustion
13

Équation
#
1
2
3
4
Le balancement d’une équation chimique
A + B
100%
⎯⎯⎯→ C + D
Réactifs Produits
- Bien balancer l’équation (Équilibrage) => Bons coefficients stœchiométriques
o Méthode par tâtonnement
o Métho p-441
- Bien identifier l’état des substances (en indice)
o (s) solide
o (l) liquide
o (aq) en solution aqueuse
o (g) gaz
Balancement par la méthode par tâtonnement
1) Repère la formule la plus complexe et l’élément qui ne figure que dans un seul réactif ou un seul produit
2) Assigne coefficient pour la formule plus complexe
3) On complète
4) Vérification
Équations à équilibrer
___1__N2(g) + __3__ H2(g) __2___ NH3(g)
___4___Fe(s) + ___3___ O2(g) ___2____ Fe2O3(s)
___1___C2H5OH(l) + __3__O2(g) __2___CO2(g) + __3__H2O(l)
___2__C2H2(g) + __5___O2(g) __4___CO2(g)
Équilibrage par la méthode (p-441)
+ ___2__H2O(l)
______N2(g) + 3 H2(g) → __2___ NH3(g)
N H
N H
H
H
H
H
Nbr
d’atomes
(Réactifs)
2N
6H
4Fe
6O
7O
2C
6H
4C
4H
10O
Nbr
d’atomes
(Produits)
14
2N
6H
4Fe
6O
7O
2C
6H
4C
4H
10O

COMPLÉMENT D’INFORMATION POUR LES SÉANCES DE LABORATOIRE
Les chiffres significatifs et l’incertitude sur une mesure
ASSIGNATION D’UNE INCERTITUDE
Type d’instrument Exemples
Règle, thermomètre, cylindre
L’incertitude absolue est
égale à …
Instruments à graduations
gradué, balance à plateau
supérieur du labo
± la ½ de la plus petite
division
Instruments à affichage
numérique
Balance analytique du labo, pH
mètre
Affichage balance analytique : 2,965 g
± 1 sur le chiffre le plus précis
(à condition que la lecture soit
stable)
CHIFFRES SIGNIFICATIFS => 3 chiffres certains + 1 chiffre incertain => 4 C.S.
(Chiffres certains + un incertain)
Voir méthodologie p-432 à 434 au besoin.
DONC
Nbr Inc Absolue Unité
2,965 ± 0,001 g
Important : toujours le même nombre de chiffres après la virgule que l’incertitude
Exercice #1
Exemple de
mesure
Nombre de
chiffres
significatifs
(C.S.)
0,0020 m 1,30 µm 5000 g 5 x 10 3 g
2 3 4 1
PRÉCISION d’une mesure
Plus il y a de chiffres significatifs C.S. plus la mesure est précise. (Même unité)
EXACTITUDE d’une mesure
Évaluation avec un % d’écart (Étalonnage d’un appareil = valeur de référence)
±1 sur le dernier chiffre (peut être un 4 ou un 6)
15

Exercice #2
Deux appareils mesurent la pression à un même endroit. Les mesures de pression sont stables. Voici les deux
affichages :
A) Indiquer le nombre de chiffres significatifs (C.S.) pour chaque appareil.
Appareil #1
20,543 kPa
Appareil #2
21,0 kPa
Nbr de C.S. 5 C.S. 3 C.S.
Choix de réponse pour B et C (Appareil #1, Appareil #2 et impossible de répondre)
B) Indiquer quel appareil est le plus précis et expliquer brièvement pourquoi?
Appareil #1 (Il y a plus de chiffres significatifs).
Comparaison effectuée avec le même type d’unité (kPa)
C) Indiquer quel appareil est le plus exact et expliquer brièvement pourquoi?
Impossible de répondre.
Il n’y a pas de rapport d’étalonnage ou de % d’écart dans les données. A vérifier.
16

Convention d’arrondissement
Ne s’applique QUE lorsqu’il n’y a qu’une opération associée à un calcul.
NE PAS UTILISER AU LABORATOIRE (toujours 4 C.S. dans les calculs et tableaux)
Addition / soustraction
Multiplication / division
• La réponse a le même nombre de décimale (chiffres après la virgule) que la
donnée la moins précise.
• La réponse doit contenir le même nombre de chiffres significatifs (C.S.) que la
donnée qui en contient le moins.
Exemple avec des calculs de conversion d’échelles de température
⎛ 9 ⎞
° F = ⎜ • ___ ° C ⎟ + 32
⎝ 5 ⎠
Transformer la température du corps de 37°C en Fahrenheit?
⎛ 9 ⎞
⎜37 • ⎟ + 32 = 98,6°
F
⎝ 5 ⎠
devient 99°F
( ) et 5
° C = ° F − 32 •
9
17

Équivalences :
RAPPEL Les unités du système international (SI)
Grandeur Unité de mesure Symbole
Longueur mètre m
Volume litre L
Masse gramme g
Température
Celcius
Kelvin
Quantité de matière mole mole
TKelvin = TCelcius
+
Pression pascal Pa
Énergie joule J
273
Préfixe Symbole Valeur
°C
K
Notation
scientifique
Giga G 1 000 000 000 10 9
Méga M 1 000 000 10 6
Kilo k 1 000 10 3
Hecto h 100 10 2
Déca da 10 10 1
Déci d 0,1 10 -1
Centi c 0,01 10 -2
Milli m 0,001 10 -3
Micro µ 0,000 001 10 -6
Nano n 0,000 000 001 10 -9
Pico p 0,000 000 000 001 10 -12
1
18

SHARP EL-W516
B) L’antilog
Ex : Le calcul de la [H + ] en partant d’un pH
pH log[ H ]
+
= −
10 10
− pH −2,3
Utilisation de la calculatrice - RAPPEL
A) La notation scientifique
Toujours remplacer X10 par la touche
Exemple (Navogadro)
6,022 (touche Exp) 23 = 6,022 X 10 23
Autre possibilité
6,022 X 10 (touche y x ) 23 = 6,022 X 10 23
ERREUR (NE PAS FAIRE)
6,022 (touche y x ) 23 = 8,59 X 10 17 ≠ 6,022 X 10 23
= 10 (touche y x ) 2,3 (touche +/-) (touche =) Rép :5,01 X 10 -3 M
C) Les notations FIX, SCI et ENG
10 2,3
Transformer 0,055 moles en notation
• FIX Notation standard (fixe)
• SCI Notation scientifique
• ENG Notation ingénierie (X10 -3 , X10 -6 , X10 -9 , etc.)
1) Entrer la valeur et la touche ÉGAL
0,055 (touche =)
2) (touche 2ndF - SET UP)
3) (touche FSE)
4) Sélectionner la notation désirée
Fixed Tab Setting Tab (0-9) = Nombre de chiffres
désirés (Choisir un nombre approprié : Ex : 9 le
maximum)
Réponses :
FIX 0,055 moles
SCI 5,5 X 10 -2 moles
ENG 55 X 10 -3 moles = 55 mmoles
19

Exercices
A) LA NOTATION SCIENTIFIQUE
Déterminer le nombre d’atomes dans 0,275 moles d’atomes
Navogadro= 6,022 X10 23
23
6,022 X10 atomes
23
Nombre d’atomes :____ 0,275mole • = 1,66 X10 atomes
mole
B) L’ANTILOG
Soit un pH de 2,3 calculer la [H + ]
pH=-log[H + ] et 10 -pH =[H + ]
[H + ]=10 -2,3 = 5,01X10 -3 M = 5,01 mM
C) Les notations FIX, SCI et ENG
Transformer les quantités suivantes en notation scientifique. Transformer ensuite ces valeurs en utilisant le
préfixe du système international approprié (m, µ ou n)
Notation scientifique Préfixe approprié du SI
0,0000792 Litre 7,92 X 10 -5 L 79,2 µL
0,0027 moles 2,7 X 10 -3 mole 2,7 mmoles
0,000 000 000 254 3 gramme 2,543 X 10 -10 g 0,2543 ng
20