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de

Cours • Méthode • Exercices • Corrigés

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Seconde

mon annéePhysique Chimie

2de

Physique Chimie

rédigé par des professeursde l’Éducation Nationale

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© Copyright Cours Legendre – tous droits réservés

Ce cours a été rédigé par :

Madame Laurent,

professeur de physique-chimie

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Le cours de révision est composé de quatre dossiers. 1. Un bilan-test de début de cours qui permet de repérer les éventuelles difficultés et de mieux

orienter ses révisions. Il ne faut pas l’adresser à la correction car vous trouverez les corrigés juste après.

2. Le cours. 4 séries de travail avec des leçons et des exercices d’application. Ceux-ci sont

autocorrectifs et servent d’entraînement aux devoirs. Il ne faut pas les adresser à la correction. 3. Corrigé des exercices. Ce sont les corrigés des exercices du cours. 4. Devoirs à adresser à la correction. 4 devoirs à réaliser après l’étude de chaque série + 2

devoirs facultatifs (devoir rattrapage et devoir bilan). Étudiez une série de travail par semaine en faisant tous les exercices d’application, en vérifiant leur exactitude avant de commencer le devoir correspondant. Pour chaque série, un devoir vous est proposé. Exemples : Après l’étude de la première série de travail, faites votre devoir 1. Après l’étude de la deuxième série de travail, faites votre devoir 2… Après avoir rédigé les 4 devoirs, nous vous proposons deux devoirs facultatifs : un devoir de rattrapage et un devoir bilan, avec des exercices récapitulatifs sur toutes les séries. La durée d’étude de ce cours de révision est de quatre à six semaines selon les capacités de l’élève. Travaillez régulièrement chaque jour. Envoyez chaque devoir dès qu’il est terminé pour bénéficier ainsi des conseils des correcteurs. N’attendez pas le retour du devoir corrigé pour continuer à travailler.

Bon Travail !

COURS DE RÉVISION

COMMENT ÉTUDIER SON COURS ?

COURS DE RATTRAPAGE CONSEILS Reprod

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Les questions suivantes ont pour but de vous permettre d'évaluer vos connaissances avant de commencer le cours. Questions : Réponses :

1. La structure de Lewis de l’eau est : a) H – O – H b) H – H - O

2. La formule brute du glucose est C6H12O6. Quelle est sa masse molaire sachant que MC = 12 g . mol-1, MH = 1 g . mol-1 et MO = 16 g . mol-1.

a) 180 g . mol-1 b) 194 g . mol-1 c) 178 g . mol-1

3. Une molécule est électriquement : a) positive b) négative c) neutre

4. Lorsqu’un corps passé d’un état solide à un état liquide il y a :

a) fusion b) sublimation c) solidification

5. Si un corps A exerce sur un corps B une force 𝑭𝑭��⃗ , le corps B exerce sur A une force 𝑭𝑭��⃗ :

a) opposé à 𝑭𝑭��⃗ b) non opposé à 𝑭𝑭��⃗ c) Cette phrase est fausse.

6. Le noyau d'un atome est constitué : a) de protons + neutrons b) d’électrons c) de protons essentiellement

7. La formule CH4 est la molécule du méthane. a) Vrai b) Faux

8. Le principe d'inertie implique qu'un objet en mouvement rectiligne uniforme est soumis à un ensemble de forces dont la somme est nulle.

a) Vrai b) Faux

9. La pression atmosphérique est de 760 MMHg. a) Vrai b) Faux

10. La composition de l'air est de : a) 90% d’azote b) 21% de dioxygène c) Ne comporte pas d’azote.

BILAN TEST

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11. Si la pression atmosphérique de l'air est de 760 MMHg, quelle est la pression de l'azote ?

a) 162 MMHg b) 592,8 MMHg c) 124 MMHg

12. Le pH du sang humain compris entre 7,36 et 7,42 est :

a) acide b) basique c) proche du neutre

13. On appelle puissance d'un moteur le travail qu'il faudrait fournir par unité de temps :

a) Vrai b) Faux

14. L'appareil qui mesure une intensité se nomme un :

a) voltmètre b) cardiomètre c) ampèremètre

15. La face d'une lentille est convexe lorsqu'elle est :

a) bombée b) creuse c) plate

16. Le monoxyde de carbone est un poison violent :

a) Vrai b) Faux

17. La formule du dioxyde de carbone est : a) CO2 b) CO c) CO4

18. La liaison covalente est le partage : a) d’électrons b) entre deux atomes c) n’est pas un partage

19. L'effet de serre est une forte élévation de la température lorsqu'un excès de CO2 dans l'air retient l'énergie solaire à l'intérieur de l'atmosphère :

a) Vrai b) Faux

20. Le becquerel est une unité de : a) la radioactivité b) d’une force c) d’un poids

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20 bonnes réponses : Bravo ! Entre 15 et 19 bonnes réponses : Vous avez de bonnes connaissances qui ne demandent qu'à être approfondies. Entre 10 et 14 bonnes réponses : Trop de trous de mémoire ! Ce livre est fait pour vous ! Entre 6 et 9 bonnes réponses : L'été sera studieux et ce livre un précieux compagnon ! Entre 0 et 5 bonnes réponses : Au boulot ! Et rassurez-vous, vous allez vite progresser !

BONNES RÉVISIONS ET BON COURAGE !

QUESTIONS RÉPONSES

1 a

2 a

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10 B

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BILAN TEST - CORRIGÉ

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SOMMAIRE 2NDE

SCIENCES PHYSIQUES SÉRIE 1

1ère leçon Outils diagnostique médical 2ème leçon Ondes électromagnétiques au service de la médecine 3ème leçon De l’atome à l’élément chimique 4ème leçon Les molécules

SÉRIE 2

1ère leçon Extraction 2ème leçon Hydrodistillation 3ème leçon Synthèse et réactions chimiques 4ème leçon La relativité du mouvement

SÉRIE 3

1ère leçon Notion de vitesse et étude du mouvement 2ème leçon Les forces 3ème leçon Le principe d’inertie 4ème leçon Propriété des gaz, la pression

SÉRIE 4

1ère leçon Quantité de matière, la mole 2ème leçon Concentration d’une solution 3ème leçon De l’infiniment petit à l’infiniment grand 4ème leçon Réfraction de la lumière 5ème leçon Spectres

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10 1ère Série


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11 1ère Série


1ère Série

2nde Sciences physiques

PREMIÈRE LEÇON Outils de diagnostique médical

DEUXIÈME LEÇON Ondes électromagnétique au service de la médecine

TROISIÈME LEÇON De l’atome à l’élément chimique

QUATRIÈME LEÇON Les molécules

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1ère leçon 12 1ère Série


PREMIÈRE LEÇON Outils du diagnostique médical

L’application de la physique a fourni aux médecins des outils tels que l’électrocardiogramme, l’imagerie médicale… Nous étudierons les principes physiques qui ont permis d’élaborer ces outils du diagnostic médical. L’électroencéphalogramme et l’électrocardiogramme sont les tracés obtenus par enregistrement des signaux périodiques émis respectivement par le cerveau et par le cœur.

I - Signal périodique 1. Période Un phénomène périodique se reproduit identique à lui-même, à intervalle de temps égaux. La période, notée T, est la durée de l’intervalle de temps au bout duquel le phénomène se répète. T s’exprime en seconde (s) Ex : Toutes les 24 h, une nouvelle journée commence. Dans cet exemple, le phénomène périodique est la journée. La période est 24 heures. On ne peut conclure de la périodicité d’un signal que sur la durée de l’enregistrement. Un signal est périodique si son enregistrement présente la répétition régulière d’un même motif. La période correspond à la durée du motif.

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2. Fréquence La fréquence correspond au nombre de phénomènes périodiques pendant 1 seconde. (T est donc en seconde). Elle se note f, s’exprime en Hz et se calcule en cherchant l’inverse de la période.

f =

1T

Par conséquent T = f1

3. Tension maximale : Tension maximale Umax est la valeur la plus élevée du signal périodique. Son unité est le volt (V) L’amplitude « crête à crête » d’un signal électrique est l’écart entre la valeur maximale de la tension et sa valeur minimale. Elle s’exprime en volt (V), millivolt (mV) ou microvolt (µV). Pour mémoire : 1 mV = 10-3 V et 1 µV = 10-6 V 4. Cas de l’oscilloscope L’oscilloscope permet de visualiser une tension variable au cours du temps. L’axe horizontale correspond à l’axe des temps, t en s ou ms. L’axe vertical correspond à l’axe des tensions, U. Les réglages des sensibilités verticale Sv (en V/div) et horizontale Sh (en ms/div) permettent de mesurer la tension maximale Umax et la période T de la tension. La tension minimale Umin est la valeur la plus petite d’une tension périodique. La sensibilité horizontale peut aussi être appelée base de temps ou durée de balayage. Ex : sur l’oscillogramme ci-dessous : SH = 2ms/div SV = 0,5 V/div

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La période occupe 7,6 divisions (Nx) Donc T = 7,6 × SH= 7,6 × 2= 15,2 ms =0,0152 s = 15,2.10-3s

Le sommet de la courbe a monté de 3 divisions (Ny) Donc Um= 3 × 0,5 V/div.= 3 × 0,5= 1,5 V Calcul de la fréquence :

f =

1T

=

10,0152

= 65,8Hz

5.- Utiliser un oscilloscope

Vérifications initiales a) Appuyez sur « on » sur le bouton « POWER » (1). b) Aucun bouton gris n’est enfoncé. c) Les boutons orange sont en butée vers la gauche. Réglage de la luminosité du faisceau a) Réglez la luminosité du faisceau avec le bouton « INTENS.» (2). b) Focalisez le faisceau lumineux pour que son diamètre soit minimum avec le bouton « FOCUS » (3). Réglage de la voie 1 (VOLTS / DIV) a) Placez le sélecteur DC/AC/GD sur la position GD pour « ground » (absence de signal) (4). b) À l’aide du sélecteur « Y – POS. I » (5), réglez verticalement la position du faisceau sur l’axe horizontal placé au centre. Réglage de la base de temps (TIME / DIV) a) Placez le sélecteur « TRIG » (6) en AC.

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b) À l’aide du sélecteur « X – POS. I » (7), réglez horizontalement la position du faisceau sur l’axe vertical en butée à gauche.

5. Branchement générateur basses fréquences

Fréquence GBF Un câble coaxial part de l’oscilloscope et se partage en 2 câbles à brancher au GBF aux endroits indiqués par les flèches. Sur le GBF, les boutons enfoncés sont 1 kHz, 1, amplitude du bouton « SORTIE » à mi-course. Réglage des calibres (VOLTS / DIV et TIME / DIV) a) Placez le sélecteur (4) sur la position AC. b) Tournez le sélecteur VOLTS/DIV (8) de telle façon que la courbe soit bien équilibrée (assez haute vers le haut et le bas). c) Réalisez la lecture de la sensibilité en V ou mV par division grâce au curseur blanc du bouton. d) Tournez le sélecteur TIME/DIV (9) de telle façon que la courbe ne soit ni trop serrée, ni trop étalée (3 à 4 motifs sur l’écran). e) Réalisez la lecture de la sensibilité en s, ms ou μs par division grâce au curseur blanc du bouton.

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II - ECG : Électrocardiogramme et électroencéphalogramme L’étude des signaux périodiques peut permettre l’établissement d’un diagnostique médical :

Un électrocardiogramme enregistre la stimulation électrique que le cœur reçoit pour pouvoir se contracter. Chaque « grand pic » correspond à un battement de cœur. La courbe au niveau de P indique les contractions des oreillettes du cœur. L’onde associée à QRS indique celles des ventricules. C’est au cours de la contraction des ventricules (systole) que le sang est expulsé vers le système artériel. « L’onde » T indique le moment où les ventricules reviennent au repos (diastole) et se remplissent de sang. L’étude des signaux électriques du cœur permet de déceler des troubles du rythme cardiaque : une accélération (tachycardie), un ralentissement (bradycardie), une désorganisation du rythme cardiaque (fibrillation). L’électroencéphalographie enregistre les signaux électriques du cerveau et permet de localiser des zones du cerveau à l’origine de certains dysfonctionnement du système nerveux, come l’épilepsie.

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Exercice 1 1. Calculer la période, en secondes, de la rotation de la Terre sur elle même. 2. Calculer la fréquence correspondante Exercice 2 1. Déterminer la fréquence d’oscillation d’un cristal de quartz sachant qu’il oscille 18 458 fois par seconde. 2. Une balançoire réalise un cycle d’oscillation en 2s, calculer sa fréquence. 3. Un moteur tourne à 3 000 tours par minute, quelle est sa fréquence ? Exercice 3

Déterminer la période, la fréquence et la valeur maximale de la tension visualisée sur l’oscillogramme. Sensibilité verticale Sv= 1 V/div Sensibilité horizontale Sh= 2 ms/div

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III – Les ondes sonores et ultrasonores Une onde est une perturbation qui se déplace, sans transport de matière. Exemple : on agite l’extrémité d’une corde. Chaque point de la corde va, l’un après l’autre, monter et descendre : la déformation de la corde s’est déplacée d’une extrémité à l’autre. Si on entretient l’agitation de la corde (on continue d’agiter l’extrémité), la fréquence serait le nombre de « montée descente » d’un point de la corde, en 1s (puisque chaque point va osciller : monter et descendre au cours du temps). Il en va de même pour le son qui se propage en onde sonore. 1. Nature de l’onde sonore Une onde sonore est produite par un objet (la source) qui vibre. Ex : diapason, corde d’une guitare, peau d’un tambour… La source transmet ses vibrations au milieu matériel dans lequel elle se trouve (par exemple : l’air) ; Lorsqu’un son traverse l’air, on peut observer des zones où la pression de l’air est plus importante que lorsqu’il n’y a pas de son ; dans ces zones, l’air est plus comprimé. On observe aussi des zones où l’air est plus dilaté : zones de dépression. Ces perturbations de la pression de l’air se déplacent : c’est l’onde sonore.

On peut schématiser une onde sonore de la manière suivante : les points noirs représentent les grains d’air. On remarque les compressions et les dilatations. Une onde sonore (c’est-à-dire un son) est une onde mécanique se propageant dans les gaz, les liquides et les solides.

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2. Fréquence L’oreille humaine est sensible aux ondes sonores entre 20 Hz et 20 kHz. Au delà de 20 kHz, ce sont des ondes ultrasonores, inaudibles par l’homme. En dessous de 20 Hz on parle d’ondes infrasonores.

3. Vitesse de propagation Les ondes sonores ne se propagent pas dans le vide. Elles se propagent en ligne droite dans tout milieu matériel (air, eau, solide…) La vitesse dépend du milieu dans lequel l’onde se propage.

À savoir : La vitesse du son dans l’air est de 340 m.s-1. Cette vitesse est nettement supérieure dans les liquides et les solides.

4. Réflexion des ultrasons Les ultrasons sont rapidement atténués dans l’air alors qu’ils le sont beaucoup moins dans les liquides : le corps humain étant constitué d’eau à 70 %, ils sont utilisés pour réaliser des échographies. Sur les obstacles ou à chaque changement de milieu, les ultrasons se réfléchissent. Ce phénomène de réflexion est utilisé pour réaliser l’échographie. Un émetteur d’ultra-sons joue également le rôle de récepteur. Ex : Les ultrasons sont réfléchis par un écran (de la même façon que lorsqu’on crie en montagne et que l’on entend l’écho). L’onde ultrasonore a donc parcouru un aller et un retour donc une distance égale à 2d.

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écran Emetteur/ Recepteur d

Or la vitesse v est celle du son dans l’air (340 m.s-1) et v =t

ℓ = 2d et t = durée pour effectuer un aller retour. De même, on peut déduire la distance d à laquelle se trouve un obstacle réfléchissant, il suffit de mesurer le temps mis par l’onde pour effectuer le chemin aller-retour, et de calculer ℓ = v × t

Or ℓ =2d donc d= 2

V - L’échographie médicale Une sonde échographique est à la fois émettrice et réceptrice d’ultrasons. Lorsqu’ils se propagent dans le corps, les ultrasons sont plus ou moins réfléchis par les parois séparant 2 milieux différents. Si la vitesse de propagation ν est connue, la mesure de la durée ∆t du parcours aller-retour entre l’émetteur-récepteur permet d’en déduire la distance d. Les fréquences utilisées varient de 2 MHz à 15 MHz. muscle

os u.s. ayant traversé

u.s : ultra-sons

u.s

u.s. réfléchis

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La distance parcourue par l’onde pendant ∆t est de 2d donc la vitesse ν s’exprime :

V = parcoursdudurée

parcouruedistance = td

∆2

d= 2

tv∆ (v en m.s -1 ; ∆t en s ; d en m)

Remarque : Afin de mieux transmettre les ultrasons dans le corps, un gel est placé entre la sonde et la peau du patient. Exercice 4 Pour localiser les obstacles et les proies, une chauve souris émet de brefs signaux ultrasonores périodiques de fréquence égale à 30,5 kHz. 1. Quelle est la vitesse de ces ondes dans l’air. 2. Un insecte est à 3,4 m, quelle durée sépare l’émission de l’onde et sa réception par la chauve souris après réflexion sur l’insecte ? Exercice 5 Un émetteur produit brièvement une onde ultrasonore périodique de fréquence 60 kHz. L’onde est reçue par 2 récepteurs distant de 2,00 m et alignés avec l’émetteur. Le signal reçu par le récepteur le plus éloigné présente un retard ∆t = 1,28 ms par rapport à l’autre récepteur.

L’ensemble est immergé dans l’eau d’une piscine. 1. L’onde est elle audible dans l’eau par l’oreille humaine ?

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2. Calculer la vitesse de l’onde ultrasonore dans l’eau. 3. Est-elle différente de sa vitesse dans l’air ?

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2ème leçon 23 1ère Série


DEUXIÈME LEÇON Physique : ondes électromagnétiques au service de la médecine

Les ondes électromagnétiques sont utilisées dans les examens médicaux comme la radiographie et la fibroscopie.

I - Les ondes électromagnétiques La lumière est une onde électromagnétique visible. Mais il existe d’autres catégories d’ondes électromagnétiques, comme les rayons X, les ondes radio et les rayons gamma, caractérisées par leur domaine de longueur d’onde 1. Fréquence

La première radiographie a été réalisée par le physicien allemand Wilhem Röntgen en 1895 lorsqu’il découvrit les rayons X (dont la longueur d’ondes dans le vide est comprise entre 10-12 m et 10-9 m). En 1973, le chimiste américain, Paul Lauterbur, obtint le premier cliché d’imagerie par résonance magnétique (IRM) en utilisant des ondes radio. Les rayons gamma, émis par des éléments radioactifs introduits dans le corps, ont permis les images scintigraphiques du corps humains.

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2. Propagation Toutes les ondes électromagnétiques se propagent dans le vide ( et dans l’air) à la même vitesse notée c :

C = 3,00 . 108 m.s- 1 = 300 000 km.s-1

- La vitesse de la lumière dans l’air vaut également c. - Dans les milieux matériels (solides, liquides) la vitesse des ondes est inferieure à c. - Dans un milieu transparent comme l’air ou le verre, la lumière se propage de façon rectiligne. On modélise cette propagation par des rayons lumineux.

II - Radiographie : les rayons X Des rayons X se propagent en ligne droite et traversent le corps humain. Les os absorbent davantage les rayons X que les chairs. Sur le film sensible aux rayons X, les os apparaissent plus clairs que les tissus. Fréquence des rayons X : de l’ordre de 1018 Hz

III - Réfraction de la lumière À la découverte du phénomène de réfraction

Sachant que la tasse 1 est vide et que la tasse 2 est pleine d’eau. Que pouvez dire de la visibilité des deux pièces au fond des tasses ? Quelle hypothèse pouvez-vous émettre ? ________________________________________________________________

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Expliquez le schéma, qui représente l’expérience __________________________________________________________________________________ 1. Définition Lorsque l’on envoie un rayon lumineux dans l’eau, on constate que celui-ci change de direction quand il passe de l’air dans l’eau.

On appelle réfraction de la lumière le changement de direction que la lumière subit à la traversée de la surface de séparation entre deux milieux transparents.

Le rayon n’est pas dévié s’il arrive perpendiculairement à la surface de séparation. 2. Vocabulaire et schéma - Le rayon lumineux qui arrive sur la surface de séparation entre les deux milieux est le rayon incident. - Le point où le rayon incident arrive sur la surface est le point d’incidence. - Le rayon lumineux qui se propage dans le deuxième milieu après réfraction, est le rayon réfracté. - La droite perpendiculaire en I à la surface de séparation est la normale à la surface de séparation

au point d’incidence I. - L’angle entre le rayon incident et la normale est l’angle d’incidence.

L’angle entre le rayon réfracté et la normale est l’angle de réfraction. - Le plan contenant le rayon incident et la normale à la surface de séparation au point d’incidence I

est le plan d’incidence. Reprod

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Exercice 6 Un rayon lumineux arrive sur une surface plane séparant deux milieux : l’air et l’eau. L’angle d’incidence pour un rayon arrivant au point I est i=20°. L’angle réfracté r mesure 15°. 1. Tracer la normale en I. 2. Tracer le rayon incident arrivant en I et le rayon réfracté. 3. Si on s’intéresse à un rayon lumineux qui passe de l’eau à l’air, le rayon réfracté à la sortie de l’eau va-t-il s’écarter ou se rapprocher de la normale ? (on peut s’aider des valeurs d’angle données précédemment).

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IV - Réflexion de la lumière Refléxion et réfraction Les reflets à la surface de l’eau, les miroirs, sont des phénomènes de réflexion de la lumière. Le rayon réfléchi est symétrique du rayon incident par rapport à la normale : L’angle de réflexion r est égal à l’angle d’incidence i. (Rappel : les angles sont mesurés par rapport à la normale à la surface). Tracé d’un rayon de lumière lors d’une réflexion (sur un miroir par exemple) Onde incidence Onde réfléchie La réfraction est toujours associée à une réflexion du rayon sur la surface de séparation. Le phénomène de réfraction implique une déviation du faisceau de lumière en changeant de milieu. Milieu 1 i Milieu 2 r r

r i

Reprod

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n inte

rdite



2. Passage air –verre La lumière se propage plus rapidement dans le premier milieu (air) que dans le deuxième milieu (verre), on observe que le rayon réfracté se rapproche de la normale. Si v1 > v 2 alors i > r Exemple du schéma de la leçon 1 (réfraction) Dans ce cas, la lumière pénètre toujours dans le second milieu (verre), quelle que soit la valeur de l’angle d’incidence i. 3. Passage verre-air La lumière se propage plus lentement dans le verre (premier milieu) que dans l’air, on observe alors que le rayon réfracté s’éloigne de la normale. Si v1 < v 2 alors i < r Il existe un angle d’incidence limite iL, si i est inférieur à l’angle limite, la lumière pénètre dans le second milieu. Si i est supérieur à l’angle limite iL, la lumière ne peut pas passer dans le second milieu (air). Elle reste totalement réfléchie dans le premier milieu = c’est la réflexion totale.

verre

air

Normale

i

r Reprod

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V - Fibroscopie Un fibroscope permet l’exploration de nombreux organes : intestin, estomac… Le fibroscope est constitué par un faisceau de fibres optiques, des petits cylindres de verre souple. Ce « cordon » souple est muni à son extrémité d’une caméra et d’un système d’éclairage. Les fibres transportent l’image de la zone à observer. Pour que la lumière soit transmise sans perte par les fibres, il est nécessaire que la condition de réflexion totale y soit satisfaite. Exercice 7 Un rayon lumineux pénètre dans un prisme en verre perpendiculairement à l’une de ses faces. La section du prisme est un triangle rectangle isocèle. 1. Pourquoi le rayon n’est il pas dévié en entrant dans le prisme ? 2. Identifier l’angle d’incidence au point I et donner sa valeur. 3. Il y a réflexion totale du point I, à partir d’un angle égal à 42°, la lumière est elle totalement réfléchie en I ? 4. Tracer le rayon lumineux jusqu’à sa sortie du prisme.

i>iL r = i

I Rep

roduc

tion i

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te



TROISIÈME LEÇON

De l’atome à l’élément chimique L’atome est le constituant fondamental de la matière, c’est la « brique » de base de la matière solide, liquide ou gazeuse. À partir d’atomes, peuvent se former les ions et molécules.

I - Modèle de l’atome 1. Composition Un atome est constitué d’un noyau entouré de vide dans lequel des électrons, tous identiques, sont en mouvement rapide et désordonné. Un atome peut être représenté simplement par une boule de rayon de l’ordre de 10-10 m. Le noyau situé au centre de l’atome, est de l’ordre de 10-15 m (un million de fois plus petit que l’atome). Entre le noyau et les électrons se trouvent un espace vide : on dit que l’atome a une structure lacunaire. - le noyau est constitué lui-même de nucléons (protons et neutrons). - Il existe environ une centaine d’atomes différents dont la taille varie avec le nombre de nucléons et d’électrons. Attention : Le schéma ci dessous ne respecte pas les proportions réelles. Il s’agit d’une illustration.

Électron lié au noyau

10-10 m 10-15 m

Noyau constitué de nucléons (neutrons et protons)

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2. La structure électronique des atomes Les électrons d’un noyau ne sont pas tous liés à leur noyau de la même façon. Plus ils sont proches du noyau plus ils lui sont liés. Ils se répartissent en couches plus ou moins lointaines du noyau. On note K la couche la plus proche du noyau, son nombre d’électrons est limité à 2. On note L la seconde couche, son nombre d’électrons est limité à 8. On note M, la troisième couche avec un nombre d’électrons limité à 18. Exemple : La couche K, correspond à n = 1, peut contenir au maximum 2 n2 électrons. La répartition des électrons dans les différentes couches s’appelle structure électronique. Nombre maximal d’électrons sur chaque couche : K : n = 1 donc 2n2=2 L : n=2 donc 2n2= 8 M : n=3 donc 2n2 = 18 La couche contenant les électrons les plus éloignée du noyau s’appelle couche externe. Les électrons de cette couche sont appelés électrons périphériques. 3. Neutralité et masse de l’atome

Particules Charges Masses

Électrons qe- = -e = -1,6.10 -19 C me- = 9,1.10 -31 kg

Neutrons qn = 0 C mn = 1,67.10 -27 kg

Protons qp = +e = +1,6.10 -19 C mp = 1,67.10 -27 kg

C = coulomb : unité de charge électrique ayant pour symbole C. On remarque que le proton (+) et l’électron (-) ont des charges électriques opposés. -le proton et le neutron, ont la même masse. -l’électron est environ 2 000 fois plus léger qu’un nucléon. On peut donc considérer que la masse d’un atome est concentrée dans son noyau. L’atome est électriquement neutre : il contient toujours autant de protons que d’électrons, dont les charges électriques s’annulent.

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La charge électrique d’un atome est nulle. 4. Représentation symbolique du noyau atomique

X est le symbole de l’atome. A est le nombre de nucléons de l’atome X (on l’appelle aussi nombre de masse). Z est le nombre de charge de l’atome X également appelé numéro atomique représentant le nombre de protons. On peut connaître le nombre de particules présentes dans un atome X de la façon suivante : Ne- = Np = Z Nn = A - Z

- Ne- est le nombre d’électrons présents dans l’atome X - Np est le nombre de protons présents dans l’atome X - Nn est le nombre neutrons présents dans l’atome X

Exemple : L’atome de carbone a pour notation symbolique :

Ainsi l’atome de carbone possède : Ne- = Z = 6 (6 électrons) Np = Z = 6 (6 protons) Nn = A – Z = 12 – 6 = 6 (6 neutrons)

A X Z

12 C 6

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5. Règle du duet et de l’octet : la molécule. Dans la nature, tous les éléments tentent à devenir stables. Pour y parvenir, il leur faut perdre ou gagner des électrons pour acquérir une structure électronique externe où chaque couche des électrons est remplie. Par exemple, les atomes avec 1 ou 4 électrons vont perdre ou gagner un électron afin de stabiliser la première couche à 2 électrons (la couche K) ; les atomes avec plus de 4 électrons vont se stabiliser en remplissant la première couche et la seconde (la couche L) etc. Ainsi, afin de respecter la règle de l’octet (remplissage de la couche L) et de la règle du duet (remplissage de la couche K), les atomes s’associent dans les molécules. Le nombre de liaisons qu’un atome forme dans une molécule correspond au nombre d’électrons qu’il doit gagner pour satisfaire à la règle de l’octet (ou du duet). Ce nombre est déduit de la structure électronique de l’atome. Remarque : Cette partie 5 est utile pour le chapitre II de la quatrième leçon ( les molécukes =, liaisons covalentes).

II - Les ions 1. Cation et anion Les ions monoatomiques : Un ion monoatomique est un atome ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Si l’atome (X) perd des électrons (n e-), il se charge positivement et devient un ion positif appelé cation (Xn+).

X Xn+ + n e- Exemple : Na Na+ + e-

L’atome de sodium perd n électron et donne un cation possédant une charge positive. Si l’atome (X) gagne n électrons (n e-), il se charge négativement et devient un ion négatif appelé anion (X n-).

X + n e- Xn- Exemple : Cl + e- Cl- L’atome de chlore gagne un électron et donne un anion possédant une charge négative.

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2. Les composés ioniques Un composé ionique solide est constitué d’un agencement ordonné de cation et d’anion. Un composé ionique est électriquement neutre : les charges du cation et de l’anion s’annulent. Exemple : Le sel ou chlorure de sodium est un composé ionique constitué d’ion sodium Na+ et d’ion chlorure Cl-. Ces ions sont disposés suivant un ordre précis. Il y a autant d’ion Na+ que d’ion Cl–, d’ou la neutralité électrique du chlorure de sodium NaCl.

Un composé ionique peut se dissoudre dans l’eau, les ions sont alors dispersés dans l’eau. Exemple : On dissout du chlorure de sodium NaCl solide dans l’eau, on obtient une solution de chlorure de sodium (Na+, Cl-), qui contient des ions Na+ et Cl- dispersés dans l’eau. Autre exemple : chlorure de fer :

Solide FeCl2

Dissous dans l’eau : (Fe2+, 2 Cl-) Exercice 8 On donne le numéro atomique est le nombre de nucléons d’un atome de Bore, de symbole B : Z = 4 ; A = 9 1. Donner le nombre de protons, d’électrons et de neutrons composant un atome de bore. 2. Donner la représentation symbolique du noyau de l’atome de bore.

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Exercice 9 Donner la composition en particules des ions suivants en complétant le tableau ci-dessous:

ions

Nombre de protons

Nombre de neutrons

Nombre d’électrons

Charge

III - Mise en évidence d’ions monoatomiques Rappel : Un ion est un atome qui a perdu ou gagné plusieurs électrons. Il porte une charge électrique : un cation porte une charge positive et un anion une charge négative. 1. Quelques ions courants a) Les cations

Ag+ H+ K+ Na+ H3O+ NH4+

Ion argent Ion hydrogène Ion potassium Ion sodium Ion oxonium Ion ammonium

Ca2+ Cu2+ Fe2+ Mg2+ Pb2+ Zn2+

Ion calcium Ion cuivre II Ion fer II Ion magnésium Ion plomb Ion zinc

Al3+ Fe3+

Ion aluminium Ion fer III

65 Zn2+ 30

23 Na+ 11

16 O2- 8

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b) Les anions

Cl- HO- MnO4- NO3

-

Ion chlorure Ion hydroxyde Ion permanganate Ion nitrate

CO32- O2- SO4

2- S2-

Ion carbonate Ion oxyde Ion sulfate Ion sulfure

PO43-

Ion phosphate

À la différence d’un atome, un ion n’a pas le même nombre d’électrons que de protons. 2. Test d’identification des ions Des ions monoatomiques courants peuvent être mis en évidence par ajout d’un réactif. Dans de nombreux cas, l’ajout d’un réactif provoque la formation d’un précipité (= solide), qui permet de mettre en évidence la présence d’un ion dans la solution testée. À connaître :

Ion Formule Couleur de la solution Réactif Test positif

Fer (II) Fe2+ Vert pâle Solution de soude Na+,HO-

Précipité vert

Fer (III) Fe3+ Orange/rouille Solution de soude Précipité rouille

Cuivre Cu2+ bleu Solution de soude Précipité bleu

Chlorure Cl- incolore Solution de nitrate d’argent Ag+, NO3

- Précipité blanc qui noircit à la lumière

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Tests respectifs des ions Cuivre, Fer II, Fer III Pour doser les ions sodium, potassium, calcium, chlorures, contenus dans les urines et permettre ainsi de déceler un dysfonctionnement des reins, on utilise un ionogramme. Cet examen consiste à doser les ions contenus dans une solution organique comme le sang ou les urines. Un diagnostique médical peut également être posé en comparant des quantités de deux isotopes dans un échantillon (autrement appelé rapport isotopique). On peut ainsi en comparant la quantité de carbone dans les urines, détecter les dopages.

Rep

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tion i

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IV - L’élément chimique 1. Définition Un élément chimique est l’ensemble des atomes et des ions qui ont le même nombre de protons dans leur noyau. Un élément chimique est donc caractérisé par son numéro atomique Z et est représenté par son symbole chimique. Exemple : L’élément potassium est l’ensemble des atomes et des ions de numéro atomique Z = 19, et de symbole K. Soit 19K, l’ion 19K+ 2. Isotope Les isotopes sont des atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différents. Ils ont le même numéro atomique Z mais un nombre de nucléons A différent. Exemple : 12

6C et 146C

Carbone 12 et carbone 14, qui existe naturellement en plus petite quantité que le carbone 12. Le carbone 14 est radioactif

V - Application médicale : la scintigraphie

On fait absorber au malade une substance contenant des atomes ou des ions dont les noyaux sont radioactifs, c’est à dire instables. Par exemple une solution ionique d’iodure de sodium, contenant de l’iode 123, isotope radioactif de l’iode est injecté à un patient souffrant de la thyroïde. À l’aide d’une caméra spécifique, on étudie l’image de la thyroïde. S’il y a des nodules, ils seront repérés par leur couleur sur l’image, car un nodule ne fixe pas l’iode comme le reste de la glande et apparaitra d’une couleur différente.

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Exercice 10 1. Quelle est la couleur d’une solution contenant des ions Fer (II) ? 2. Comment peut-on mettre en évidence la présence de ces ions ? 3. On ajoute de la soude à la solution, on observe un mélange de précipités : un précipité vert et un précipité de couleur rouille. Que peut-on conclure ? Exercice 11 Soient les 4 atomes ci-dessous :

Atomes A B C D

Nombre de protons 9 10 10 11

Nombre de neutrons 10 10 11 12

1. Quels sont les atomes isotopes ? 2. Quels sont les atomes correspondants sachant les numéros atomiques suivants : Z = 9 pour le fluor (symbole F) Z = 10 pour le néon (symbole Ne) Z = 11 pour le sodium (symbole Na)

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QUATRIÈME LEÇON

Les molécules

I - Définition

Une molécule est un édifice électriquement neutre formé d’atomes.

Exemple : La molécule d’eau est constituée à partir d’un atome d’oxygène et de deux atomes d’hydrogène liés entre eux. La formule brute d’une molécule indique la nature des atomes qui la constituent et le nombre de chacun de ces atomes. Ce nombre est précisé en indice, à droite du symbole des atomes. Exemple : La molécule d’eau s’écrit donc H2O.

II – Liaison covalentes Une liaison assemble deux atomes d’une même molécule, puisque, comme nous l’avons vu dans la série précédente, les atomes mettent en commun des électrons de leur couche externe. Les électrons, mis en commun par deux atomes sont considérés comme appartenant à ces deux atomes. . Une liaison simple entre deux atomes A et B est symbolisée par un tiret : A-B. Elle correspond à la mise en commun de deux électrons par deux atomes, chaque atome fournissant un électron. Les liaisons covalentes permettent donc aux atomes de gagner le nombre d’électrons dont ils ont besoin pour satisfaire à la règle du duet ou de l’octet.

Représentation de liaison ici de deux atomes d’oxygène.

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Les atomes d’un élément chimique forment toujours le même nombre de tirets : - 1 tiret représente une liaison simple - 2 tirets représentent une liaison double (deux électrons par atome sont mis en commun) - 3 tirets représentent une liaison triple (trois électrons par atome sont mis en commun) Exemple : Hydrogène n’a qu’un électron. Sa liaison sera donc simple. Le carbone a 6 électrons. Deux électrons vont donc remplir la deuxième couche. 4 électrons vont remplir la seconde couche, la couche L. Or cette couche a besoin de 8 électrons pour être remplie. Le carbone a donc 4 électrons manquant. Il va donc chercher ces 4 électrons en s’unissant à un autre

atome. Il accepte donc 4 liaisons vacantes. Les électrons de la couche la plus externe sont appelés

« électrons externes » ou « de valence » et permettent de connaitre le nombre de liaison. Les électrons des autres couches sont appelés « électrons internes » ou « de cœur ».

Atomes Nombre de tirets

H 1

C 4

O 2

N 3

Cl, F, I 1

III - Les différentes formules d’une molécule - Formule brute : elle indique le type d’atomes qui la compose et le nombre de chacun de ces

atomes. Exemple : C2H6O - Formule développée : toutes les liaisons entre atomes sont écrites.

H H

H - C - C - O - H

H H - Formule semi-développée : les liaisons concernant l’hydrogène ne sont pas représentées CH3-CH2-OH

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IV - Les isomères

Des isomères sont des molécules ayant la même formule brute mais des atomes liés différemment entre eux.

Des isomères ont des noms différents ; ils n’ont pas les mêmes propriétés. Exemple : C4H10O ( même formule brute)

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH et CH3 - CH2 – O - CH2 -CH3

butane-1-ol éthoxyethane Le butan-1-ol est un solvant des peintures et vernis L’éthoxyéthane est l’éther, anesthésique…

V - Application Soit la molécule de formule brute :

C4H10O (butanol) Une formule semi-développée possible :

Formule développée :

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On remarque qu’il existe en tout 4 formules semi-développées possibles :

Ces différentes molécules sont des isomères. Exercice 12 1. Proposer une formule semi-développée de la molécule C3H8O 2. Préciser le nombre de liaisons (de tirets) d’un atome de carbone. Exercice 13 Soit les molécules d’éthanol (CH3 – CH2 – OH) et d’oxyde de diméthyle (CH2 – O - CH3) 1. Déterminer les formules brutes de ces molécules. 2. Que peut-on alors dire de ces deux molécules ?

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VI - Constitution Les molécules organiques (présentes dans le domaine du vivant) sont en général constituées : - d’une chaîne carbonée : atomes de carbone reliés entre eux - d’autres atomes ou groupes d’atomes appelés groupes caractéristiques

VII - Groupes caractéristiques Un groupe caractéristique est un groupe d’atomes qui confère à la molécule qui le contient des propriétés chimiques particulières.

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Exercice 14 Voici la formule de l’acide lactique, donner sa formule brute, repérer les fonctions caractéristiques et les nommer.

Exercice 15 Voici la formule de l’éthanal.

1. Préciser le type de représentation de la formule utilisée ci-dessous. 2. Donner la formule brute. 3. Repérer la fonction caractéristique et la nommer.

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SCIENCES PHYSIQUES

2nde 2ème SÉRIE

PREMIÈRE LEÇON Extraction

DEUXIÈME LEÇON Hydrodistillation

TROISIÈME LEÇON Synthèse et réactions chimiques

QUATRIÈME LEÇON La relativité du mouvement

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