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Cours de Seconde (2022), Notes de Physique

Physique

Cours de Physique-Chimie (2022) de Seconde.

Typologie: Notes

2021/2022

Téléchargé le 14/05/2022

benjamin-mequignon
benjamin-mequignon 🇫🇷

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Les objectifs de connaissance :
• Espèce chimique, corps pur, mélanges d’espèces chimiques, mélanges homogènes et hétérogènes.
• Identification d’espèces chimiques dans un échantillon de matière par des mesures physiques ou des tests
chimiques.
• Composition massique d’un mélange. Composition volumique de l’air.
Pour aller plus loin :
• https://www.youtube.com/watch?v=zK6wDXW2uZw&t=132s
• http://www.spc.ac-aix-
marseille.fr/phy_chi/Menu/Activites_pedagogiques/cap_exp/animations/masse_volume.html
• https://www.pccl.fr/physique_chimie_college_lycee/lycee/seconde/chromatographie_eluant_phase_fixe
_mobile_animation_flash_interactive_sciences_physiques_chimie.htm
• https://www.youtube.com/watch?v=IuiSfIYsMmw
I Les corps purs et les mélanges
1) Les espèces chimiques
La matière est constituée d’entités chimiques microscopiques : des molécules, des
atomes ou des ions.
Une espèce chimique est un ensemble d’entités chimiques identiques.
Chaque espèce chimique est caractérisée par :
• sa formule chimique ;
• son aspect (couleur, odeur, état physique à température ambiante, etc) ;
• ses propriétés physiques (température de fusion, d’ébullition, masse volumique, etc) ;
• ses propriétés chimiques (acidité, etc).
Exemples d’espèces chimiques : l’eau pure, l’acide acétique, le cuivre, le chlorure de
sodium.
Attention ! Ne pas confondre une entité chimique (à l’échelle microscopique) et une
espèce chimique (à notre échelle, appelée échelle macroscopique).
2) Les corps purs et les mélanges
Un corps pur est constitué d’une seule espèce chimique.
Exemple : de l’eau pure ne contient que des molécules d’eau.
Un mélange est constitué de plusieurs espèces chimiques différentes.
Exemple : l’eau sucrée contient des molécules d’eau et de sucre (saccharose).
Le thé est composé de nombreuses espèces chimiques : eau, caféine, minéraux,
etc.
Seconde Chapitre 1 : Les corps purs et les mélanges 1/6
Seconde
Thème : Constitution de la matière
Cours
Chapitre 1 : Les corps purs et les mélanges
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Télécharge Cours de Seconde (2022) et plus Notes au format PDF de Physique sur Docsity uniquement!

Les objectifs de connaissance :

  • Espèce chimique, corps pur, mélanges d’espèces chimiques, mélanges homogènes et hétérogènes.
  • Identification d’espèces chimiques dans un échantillon de matière par des mesures physiques ou des tests chimiques.
  • Composition massique d’un mélange. Composition volumique de l’air. Pour aller plus loin :
  • https://www.youtube.com/watch?v=zK6wDXW2uZw&t=132s
  • http://www.spc.ac-aix- marseille.fr/phy_chi/Menu/Activites_pedagogiques/cap_exp/animations/masse_volume.html
  • https://www.pccl.fr/physique_chimie_college_lycee/lycee/seconde/chromatographie_eluant_phase_fixe _mobile_animation_flash_interactive_sciences_physiques_chimie.htm
  • https://www.youtube.com/watch?v=IuiSfIYsMmw

I Les corps purs et les mélanges

1) Les espèces chimiques La matière est constituée d’entités chimiques microscopiques : des molécules, des atomes ou des ions. Une espèce chimique est un ensemble d’entités chimiques identiques. Chaque espèce chimique est caractérisée par :

  • sa formule chimique ;
  • son aspect (couleur, odeur, état physique à température ambiante, etc) ;
  • ses propriétés physiques (température de fusion, d’ébullition, masse volumique, etc) ;
  • ses propriétés chimiques (acidité, etc). Exemples d’espèces chimiques : l’eau pure, l’acide acétique, le cuivre, le chlorure de sodium. Attention! Ne pas confondre une entité chimique (à l’échelle microscopique) et une espèce chimique (à notre échelle, appelée échelle macroscopique). 2) Les corps purs et les mélanges Un corps pur est constitué d’une seule espèce chimique. Exemple : de l’eau pure ne contient que des molécules d’eau. Un mélange est constitué de plusieurs espèces chimiques différentes. Exemple : l’eau sucrée contient des molécules d’eau et de sucre (saccharose). Le thé est composé de nombreuses espèces chimiques : eau, caféine, minéraux, etc. Seconde Thème : Constitution de la matière Cours

Chapitre 1 : Les corps purs et les mélanges

3) Les mélanges homogènes et hétérogènes L’observation de mélanges permet de les classer en deux catégories :

  • Un mélange est homogène si on ne peut pas distinguer ses différents constituants à l’œil nu après agitation. On dit qu’il n’y a qu’une seule phase. Exemples : de l’eau avec du sirop, du thé, l’acier (mélange de fer et de carbone), l’air que nous respirons (mélange de différents gaz), de l’eau minérale (mélange d’eau et de sels minéraux).
  • Un mélange est hétérogène si on distingue au moins deux constituants à l’œil nu. On dit qu’il y a plusieurs phases. Exemples : les mélanges hétérogènes peuvent être constitués : ✓ de deux liquides comme l’eau et l’huile ; ✓ d’un liquide et d’un solide comme l’eau et de la terre ; ✓ d’un liquide et d’un gaz comme dans une eau pétillante exposée à l’air libre.
  • Deux liquides sont miscibles lorsqu’ils se mélangent ensemble pour former un mélange homogène. Exemple : l’eau et l’éthanol sont deux liquides miscibles. Ils forment un mélange homogène et il est impossible de les distinguer séparément dans le mélange.
  • Deux liquides ne sont pas miscibles lorsqu’ils forment un mélange hétérogène. Exemple : l’eau et l’huile ne sont pas miscibles. L’huile surnage (est au-dessus) car elle est moins dense que l’eau.

II Identification d’espèces chimiques

1) Par chromatographie sur couche mince (CCM) ➢ Définition : La chromatographie sur couche mince (ou CCM) est une technique d’analyse qui permet de séparer et d'identifier les espèces chimiques d'un mélange homogène. Elle est basée sur les différences d’affinité des espèces chimiques entre deux phases :

  • la phase fixe : support où l’on dépose les substances (papier ou plaque de silice) ;
  • la phase mobile : liquide appelé éluant qui entraîne les espèces à analyser en montant par capillarité sur la phase fixe.

Dioxygène

Bûchette incandescente (point rouge) Mettre en contact la buchette incandescente et le gaz à tester. La combustion de la bûchette est ravivée.

Dihydrogène

Allumette enflammée Approcher la flamme d’une allumette du gaz à tester. On entend une légère détonation. 3) Par des grandeurs physiques Chaque espèce chimique a ses propres caractéristiques physiques et qui constituent sa « carte d’identité ». L’espèce peut donc être identifiée par la mesure de certaines caractéristiques. On compare les valeurs mesurées à celle référencées (dans l’énoncé, dans le livre Handbook of Chemistry ou sur Wikipédia). ➢ Les températures de changements d’état Rappels :

  • La matière existe sous 3 états : solide, liquide, gazeux.
  • Un changement d’état est le passage de la matière d’un état à un autre. Sous une pression donnée, le changement d’état d’un corps pur se produit à une température constante qui dépend de l’espèce chimique. On observe un palier de température. En revanche, le changement d’état d’un mélange ne se produit pas à température constante. Aucun palier ne peut être observé. La température de fusion Tfus est la température à laquelle l’espèce chimique passe de l’état solide à l’état liquide. Exemples : Tfus(eau) = 0°C Tfus(or) = 1064°C La température d’ébullition Téb est la température à laquelle l’espèce chimique passe de l’état liquide à l’état gazeux, lors de la vaporisation. Exemples : Téb(eau) = 100°C Téb(or) = 2808°C La mesure de ces températures permet d’identifier la substance, par comparaison avec des valeurs connues. ➢ La masse volumique La masse volumique d'une espèce chimique se note ρ (lettre grecque rhô).

Elle s’obtient en divisant la masse m d’un échantillon par le volume V qu’il occupe : ρ =

Unités : m : masse en gramme (g) V : volume en millilitre (mL) ρ : masse volumique en gramme par millilitre (g.mL–^1 ou g/mL) Exemples : ρ éthanol = 0,790 g.mL–^1 ρ acide acétique = 1,05 g.mL–^1 ρ fer solide = 7,86 g.mL–^1

On utilise parfois d’autres unités : le g.cm-^3 (ou g/cm^3 ) ; le kg.m-^3 (ou kg/m^3 ) ; le g.L–^1 (ou g/L). « mL » et « cm^3 » sont équivalents Le « kg.m-^3 » est une unité 1000 fois plus grande que le « g/mL ». Exemple : ρ éthanol = 0,790 g.mL -^1 = 0,790 g.cm-^3 = 790 kg.m-^3 A connaître! Masse volumique de l’air à 20°C : ρair = 1, 2 g.L-^1 Masse volumique de l’eau : ρeau = 1,0 g.mL-^1 = 1 000 g.L–^1 = 1 000 kg.m-^3

Pour calculer la masse : m = ρ × V pour calculer le volume : V =

Exercices d’application :

  1. Calculer la masse volumique ρ (en g.mL–^1 ) de l’huile essentielle de menthe, sachant que 20,0 mL de cette huile ont une masse de 18,2 g. Masse volumique : ρ = 𝐦 𝐕

𝟏𝟖,𝟐 𝟐𝟎,𝟎 = 0,910 g.mL–^1.

  1. Calculer la masse m (en kg) d’un volume V = 0,650 m^3 d’éthanol. Donnée : ρ éthanol = 790 kg.m -^3 Masse : m = ρéthanol × V = 790 × 0,650 = 514 kg.
  2. L’argent a une masse volumique de 10,5 g.cm–^3. Calculer le volume d’un échantillon de 3,675 kg. Masse : m = 3,675 kg = 3 675 g Volume : V = 𝐦 𝛒

𝟑𝟔𝟕𝟓 𝟏𝟎,𝟓 = 350 cm^3. ➢ La densité La densité d’une espèce chimique se note d.

Elle s’obtient en divisant sa masse volumique ρ par celle de l’eau ρeau. d =

Unités : ρ et ρeau obligatoirement dans la même unité, peu importe laquelle d est sans unité Exemples : Par définition : d eau = 1 car d eau = ρeau ρeau d éthanol = ρéthanol ρeau

0 , 790 1 , 0

Pour calculer la masse volumique : ρ = d × ρeau Attention! Ne pas confondre la masse volumique et la densité! La masse volumique a une unité, pas la densité. Remarque : la densité d’un échantillon permet de savoir s’il coule ou s’il flotte dans l’eau. ✓ Si sa densité est supérieure à 1, il coule dans l’eau (il est plus dense que l’eau). ✓ Si sa densité est inférieure à 1, il flotte dans l’eau (il est moins dense que l’eau). Exercices d’application :

  1. Calculer la densité de l’huile d’olive de masse volumique ρ = 915 g.L –^1. Il faut utiliser ρeau en g.L–^1 : ρeau = 1000 g.L–^1 Densité : d = 𝛒 𝛒𝐞𝐚𝐮

𝟗𝟏𝟓 𝟏𝟎𝟎𝟎

  1. La masse volumique du cyclohexane est égale à 0, 78 g.mL-^1. Calculer la densité du cyclohexane. Il faut utiliser ρeau en g.mL–^1 : ρeau = 1,0 g.mL–^1 Densité : d = 𝛒 𝛒𝐞𝐚𝐮

𝟎,𝟕𝟖 𝟏,𝟎

  1. L’eau de mer a une densité de 1,03. Calculer la masse de 250 mL d’eau de mer. Masse volumique de l’eau de mer : ρ = d × ρeau = 1,03 × 1,0 = 1,03 g.mL–^1. Masse : m = ρ × V = 1,03 × 250 = 258 g. ρ d × ρeau m ρ × V