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Sciences Physiques, Cours de Physique-Chimie, Terminale S, Trimestre 1 Année scolaire 2016 / 2017

ENSEIGNEMENT À DISTANCE

76-78 rue Saint-Lazare 75009 Paris

Tél. : 01 42 71 92 57

COURS

(LEÇONS ET EXERCICES)

1 E R T R I M E S T R E Classe de

Terminale S

Sciences physiques

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SOMMAIRE

TERMINALE S

SCIENCES PHYSIQUES

1er Trimestre Série 1

1ère Leçon Rappels de seconde et première en physique

2ème Leçon Rappels de seconde et première en chimie

Série 2

1ère Leçon Rayonnement dans l ’univers

2ème Leçon Caractérist iques des ondes

Série 3

1ère Leçon Les ondes sonores

2ème Leçon La diffraction

Série 4

1ère Leçon Interférences

2ème Leçon L’effet Doppler

Série 5

1ère Leçon Spectres UV-visible

2ème Leçon Spectres IR

3ème Leçon Spectres RMN du proton



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Série 6

1ère Leçon Acides et bases en solution aqueuse, mesure du pH

2ème Leçon Réactions entre un acide fort et une base forte

Série 7

1ère Leçon Notion de couples acide-base

2ème Leçon Dosage d’un acide faible

Série 8

Leçon Épreuve blanche n°1



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1. Notations, unités et valeurs a

vecteur accélération. [ a ] = m.s-²

B

champ magnétique. [ B ] = tesla de symbole T d distance entre les armatures d’un condensateur plan. [ d ] = m

E

champ électrique. [ E ] = V.m-1 Ec énergie cinétique. [ Ec ] = J

f

force de frottement. [ f ] = N

F

vecteur force. [ F ] = N g

champ de pesanteur. [ g ] = m.s-²

g0 valeur du champ de pesanteur de la Terre au niveau du sol. [ g0 ] = m.s-²

G

champ de gravitation. [ G ] = m.s-² G constante de gravitation. G = 6,67.10-11 N.m².kg-² I intensité d’un courant constant. [ I ] = A

l

vecteur déplacement. [ l ] = m

L longueur du périmètre d’une orbite. [ L ] = m m masse. [ m ] = kg n nombre de spires par mètre d’un solénoïde. [ n ] = m-1

N

vecteur unitaire normal à la trajectoire. [ N ] = sans unité

P

vecteur poids. [ P ] = N q charge d’une particule. [ q ] = coulomb de symbole C Q quantité d’électricité (charge due à une accumulation de particules). [ Q ] = C R rayon d’une spire. [ R ] = m rT rayon de la Terre. [ rT ] = m

s abscisse curviligne. [ s ] = m

S surface. [ S ] = m²

t temps. [ t ] = s

T période de révolution. [ T ] = s

T

vecteur unitaire tangent à la trajectoire. [ T ] = sans unité

U tension (ou différence de potentiel). [ U ] = V

v

vecteur vitesse. [ v ] = m.s-1

V potentiel électrique. [ V ] = V

W travail. [ W ] = J

z altitude par rapport au sol. [ z ] = m

perméabilité électrique (0 pour le vide) 0 . 4

1

ε9.109 SI

perméabilité magnétique (0 pour le vide) 0= 4..10-7

SI. variation d’une quantité physique. = quantité finale – quantité initiale



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SCIENCES PHYSIQUES

TERMINALE S

1ère SÉRIE

RAPPELS DE SECONDE ET DE PREMIÈRE

PREMIÈRE LEÇON

Rappels de seconde et de première en physique

DEUXIÈME LEÇON

Rappels de seconde et de première en chimie



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1ère Série

RAPPELS DE SECONDE ET DE PREMIÈRE

PREMIÈRE LEÇON

Rappels de seconde et de première en physique

I - Optique, vision, lumière, couleurs

1. La vision

La lumière issue des objets observés pénètre dans l'œil par la pupille en traversant plusieurs milieux

transparents : la cornée, l'humeur aqueuse, le cristallin et l'humeur vitrée.

Un corps est visible quand la lumière issue de lui atteint l’œil de l’observateur. La lumière que le corps

envoie peut être soit directement produite par lui (source primaire), soit renvoyée par le corps du

fait qu’il est éclairé (source secondaire). Par exemple, le Soleil est une source primaire de lumière et

la Lune une source secondaire.

2. La lumière

Un objet paraît blanc car celui-ci renvoie toutes les radiations visibles de la lumière incidente qu’il

reçoit. Si l’objet absorbe quasiment toutes les radiations qu’il reçoit, alors il apparaît noir.

Eclairé en lumière blanche, un objet coloré absorbe une partie des radiations composant la lumière

blanche et diffuse la partie complémentaire donnant la sensation de la couleur observée.



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1ère Série

En éclairant un prisme avec un faisceau parallèle de lumière blanche (lumière solaire ou d’une lampe à

incandescence), on constate que :

- le faisceau est dévié vers la base du prisme ; la lumière subit une réfraction ;

- en recueillant le faisceau à la sortie du prisme sur un écran, on y observe les couleurs de l’arc en

ciel. Cette succession de couleurs constitue le spectre continu de la lumière blanche.

D’après l’expérience précédente, on constate que la lumière blanche est constituée d’un ensemble de

radiations colorées allant du rouge au violet. Chaque radiation est caractérisée par sa longueur

d’onde. Le domaine correspondant aux radiations visibles varie de 380 nm (violet) à environ 780 nm

(rouge). De part et d’autre de ce domaine existent les radiations infrarouges (au-delà de 800 nm) et

ultraviolettes (en deçà de 400 nm) invisibles à l’œil humain.

3. Les couleurs

Synthèse additive

On peut reproduire une infinité de lumières colorées à partir de trois faisceaux de lumières de

couleurs rouge, vert et bleu.

- Si on superpose ces trois lumières avec une même intensité lumineuse, elles donnent naissance à de

la lumière blanche.

On peut donc écrire : rouge + vert + bleu = blanc

Ces trois couleurs sont dites primaires.

- Si on ne superpose que deux lumières primaires, on obtient des lumières, dites secondaires, à

savoir :

Rouge + vert = jaune

Rouge + bleu = magenta

Bleu + vert = cyan



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1ère Série

En variant l’intensité de chacune des lumières primaires, on peut obtenir l’ensemble des couleurs.

C’est ce principe ; dit de la trichromie, qu’utilisent les écrans des smartphones, ordinateurs,

téléviseurs.

Illustration de la synthèse additive des couleurs

Synthèse soustractive

La synthèse soustractive est réalisée en superposant des filtres colorés entre la lumière blanche

incidente et l’observateur.

Par exemple, le filtre magenta ne laisse passer que les lumières rouge et bleue et absorbe la lumière

verte.

Les couleurs de base sont à présent le magenta, le jaune et le cyan. Elles constituent les couleurs

primaires pour la synthèse soustractive.

Ce procédé est utilisé en peinture et en imprimerie. Ici, ce sont les pigments qui jouent le rôle de

filtres.

Illustration de la synthèse soustractive des couleurs



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1ère Série

4. Les ondes électromagnétiques

La lumière est constituée d’un champ électrique et d’un champ magnétique vibrant périodiquement.

Ces deux champs de nature vectorielle vibrent dans des plans perpendiculaires. De ce fait, on parle de

rayonnement ou d’onde électromagnétique. Dans le vide, une onde électromagnétique se propage à la

vitesse (ou célérité) de la lumière, notée c :

c = 3 105 km . s-1 = 3 108 m . s-1

Étant de nature périodique, une onde électromagnétique est caractérisée par sa période T et sa

fréquence .

On définit la période T comme l’inverse de la fréquence :

T = 1

T en seconde (s), et en Hertz (Hz)

Définition de la longueur d’onde

La longueur d’onde d’une onde électromagnétique dans le vide est la distance en mètre parcourue par

l’onde pendant la durée d’une période T.

Si on note (lambda) la longueur d’onde, on a la relation :

= c . T = 𝑐

en mètre (m) ; T en s ; c en m.s-1

La lumière est une onde électromagnétique visible par l’œil humain.

Les longueurs d’onde des ondes lumineuses appartenant au domaine visible sont comprises entre

380 nm (violet) et 780 nm (rouge). En deçà de 380 nm on trouve les ultra-violets (U . V) et au-delà de

780 nm existent les infra-rouges (I. R)



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1ère Série

5. Le photon : corpuscule de la lumière

Alors qu’on pensait la lumière être une onde, suite à l’expérience du l’effet photoélectrique du

physicien Hertz en 1887, le modèle ondulatoire de la lumière fut mis à mal. Suite aux travaux de Max

Planck en 1900 et Albert Einstein en 1905, les physiciens décidèrent que la lumière était aussi

constituée d’un ensemble de corpuscules lumineux appelés photons et transportant chacun un

quantum d’énergie. Les photons, des sortes de particules de lumières, ont une masse nulle et se

propagent à la vitesse de la lumière.

Jusqu’à la fin du XIXe siècle, on pensait que la lumière était de nature exclusivement ondulatoire. Or,

dès 1900, les travaux de Max Planck puis plus tard en 1905 ceux d’Albert Einstein montrèrent que la

lumière peut se manifester sous forme de corpuscules appelés photons et transportant chacun un

quantum d’énergie.

Les photons, sortes de particules de lumière ont une masse nulle et se propagent à la vitesse c dans

le vide.

On peut donc énoncer :

Chaque photon transporte un quantum d’énergie E tel que :

E = h = ℎ 𝑐

où et la fréquence et la longueur d’onde de la radiation monochromatique.

en Hz

en m

E en Joules (J)

Le joule représente l’unité de l’énergie dans le système international (S.I)

h est une constante nommée constante de Planck et a pour valeur :

h = 6,63 . 10-34 J . s



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1ère Série

II - Champs, forces, conservation de l’énergie

1. Champ de gravitation

Loi de Newton

Deux corps homogènes à symétrie sphérique A et B, de masses mA et mB et dont les centres sont

éloignés d’une distance d, exercent l’un sur l’autre des forces d’attraction gravitationnelle.

- de direction : la droite joignant leur centre ;

- de sens : orienté vers le corps qui exercent la force ;

- de valeur commune :

FA/B = FB/A = G mA× mB

d²

mA et mB en kg

d en mètre

G : constante de gravitation universelle : G = 6,67 . 10-11 N.m2.kg-2

FA/B et FB/A en Newton (N)

Les forces d’attraction gravitationnelle entre les corps A et B peuvent se représenter par des vecteurs.

Par analogie avec les champs magnétique et électrostatique, tout objet massique crée autour de lui un

champ de gravitation �⃗� .

Le champ de gravitation est un champ vectoriel. Les lignes de champ sont orientées vers le centre

de l’objet massique créant ce champ.

Tout autre corps de masse m, placé dans le champ �⃗� y subit une force �⃗� telle que : �⃗� = m . �⃗�

On en déduit :

�⃗� = 𝐹

𝑚

Source de champ

M

�⃗� �⃗�

m



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1ère Série

Exemple : Représentation des lignes de champ gravitationnel créé par la Terre.

2. Champ de pesanteur

Le poids

Tout objet de masse m, situé au voisinage de la Terre est soumis à une force d’attraction

gravitationnelle exercée par la Terre. Cette force caractérise le poids �⃗� de cet objet.

Cette force est due à l’existence d’un champ de pesanteur, noté �⃗� , présent à l’endroit où l’objet se

trouve.

Le champ de pesanteur est défini par la relation :

�⃗� = �⃗�

𝑚 ou �⃗� = m . �⃗�

Les caractéristiques de �⃗� sont :

-direction : verticale du lieu

-sens : vers la Terre

-norme : s’exprime en N ;kg-1 ou m.s-2

La valeur de �⃗� est appelée intensité de la pesanteur

Remarque : Sur une faible étendue d’espace ou voisinage de la Terre, le champ �⃗� est pratiquement

uniforme

�⃗�

sol

Exemple :

A la surface de la Terre, l’intensité de la pesanteur vaut en moyenne : g = 9,80 N . kg-1.



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1ère Série

Comparaison entre champ de pesanteur et champ de gravitation

En première approximation, on peut identifier le champ de pesanteur au champ de gravitation et ainsi

écrire �⃗� = �⃗�

Ainsi, un objet de masse m, possède un poids �⃗� dont l’intensité est P = mg. Cet objet subit la force

gravitationnelle �⃗� exercée par la Terre de valeur : F = G 𝑚 . 𝑀𝑇

𝑑²

où MT est la masse de la Terre et d la distance entre le centre de la Terre et le centre de l’objet.

Si l’objet est situé à une altitude h, alors en appelant RT le rayon de la terre : d = RT + h

En écrivant que P = F on a : mg = G . 𝑚 . 𝑀𝑇

(𝑅𝑇+ ℎ)²

Soit :

g = G . 𝑀𝑇

(𝑅𝑇+ ℎ)²

Ainsi, on constate que g est une fonction décroissante de h. L’intensité de la pesanteur diminue avec

l’altitude.

Exemple : Calculons l’intensité de la pesanteur au voisinage du niveau de la mer (h = 0).

En appelant go l’intensité de la pesanteur au niveau de la mer on a

go = G . 𝑀𝑇

(𝑅𝑇+ ℎ)² = G

𝑀𝑇

𝑅𝑇² car l’altitude est ici h = 0m.. Avec MT 6 . 1024 kg et RT = 6,39.103 km, il

vient : go = 6,67 × 10-11 × 6×1024

(6,39×106)² ≅ 9,80 N.kg-1.

3. Interaction électromagnétique

Loi de Coulomb

Deux charges électriques ponctuelles qA et qB exercent l’une sur l’autre des forces d’interaction

électrostatique, dont la valeur commune est donnée par la relation suivante :

FA/B = FB/A = k |qA|×|qB|

d²



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1ère Série

qA et qB en coulomb (C)

d en m

FA/B et FB/A en N

k est une constante caractéristique du milieu où se trouvent les charges.

Pour le vide ou l’air : k = 9,0 109 N.m2.c-2.

Exercice 1

On considère que les centres du Soleil, de la Terre et de la Lune sont alignés et que les astres sont

positionnés suivant cet alignement :

Soleil Terre Lune

1. Calculer la valeur de la force gravitationnelle exercée par le Soleil sur la Terre FS/T.

2. Calculer la valeur de la force gravitationnelle exercée par le Soleil sur la Lune FS/L.



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1ère Série

3. Calculer FT/L

Représenter cette force par un vecteur sur un schéma.

On prendra l’échelle 1 cm 1020 N.

4. On estime qu’une force F1 est négligeable devant une force F2 si le rapport est tel que 𝐹1

𝐹2 < 0,01

Comparer FT/L avec FS/L. Conclure.

Données : Masse de la Terre MT = 6 1021 t

Masse du Soleil MS = 2 1027 t

Masse de la Lune ML = 7,23 1019 t

Distance Terre - Soleil : dT/S = 150 millions de km

Distance Terre - Lune : dT/L = 380 000 km

Exercice 2

On donne le rayon de la Terre RT=6390km. Sachant qu’au niveau de la mer, l’intensité de la

pesanteur est go = G. 𝑀𝑇

𝑅𝑇² et qu’à une altitude h l’intensité de la pesanteur est g = G

𝑀𝑇

(𝑅𝑇+ ℎ)², MT

étant la masse de la Terre, déterminer l’altitude où g vaut un dixième de l’intensité de pesanteur go.



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1ère Série

III - Énergies cinétique, potentielle et mécanique

1. Expression de l’énergie cinétique

Un solide qui se déplace d’un mouvement de translation possède une énergie de mouvement. Cette

énergie dépend de sa vitesse et de sa masse. Elle est nommée énergie cinétique. Elle est donnée

par la relation :

EC = 1

2 m v2 avec m : masse en kg

v= vitesse en m.s-1

EC : énergie cinétique de translation (en J)

Remarque : Un solide est en translation si tous ses points possèdent à chaque instant la même

vitesse.

Exemple : Une voiture ayant une masse de 1,0 tonne roule à 36 km.h-1.

L’énergie cinétique correspondante est :

Ec = 1

2 mv

2 = 1

2 × 1,0 × 103 (

36

3,6)2

= 5,0 . 104J

2. Energie potentielle de pesanteur

Soit un solide maintenu au-dessus du sol, il forme avec la Terre un système déformable. Ce solide

peut prendre différentes positions par rapport à la Terre.

On définit alors l’énergie potentielle de pesanteur de ce solide comme l’énergie de sa position au

voisinage de la Terre, dans un domaine où le champ de pesanteur �⃗� peut-être considéré comme

uniforme.

L’énergie potentielle de pesanteur a pour expression :

Epp = m g z

Avec :

m : masse du corps en kg

g : intensité de la pesanteur en N.kg-1 ou m.s-2

z : altitude du corps (en m) par rapport à un niveau de référence arbitraire tel que zref = 0

Epp : énergie potentielle de pesanteur en J



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1ère Série

Remarque : L’altitude est repérée à partir d’une origine choisie de façon arbitraire, par conséquent

l’énergie potentielle de pesanteur dépend de l’origine du repère, si on prend l’origine O à une altitude

z=0, alors Epp(0) = 0.

3. Énergie mécanique

Définition : L’énergie mécanique d’un objet est la somme de son énergie cinétique et de son énergie

potentielle de pesanteur

Em = EC + Epp = 1

2 mv² + m g z

Conservation de l’énergie mécanique

Premier exemple

Un satellite tournant autour de la Terre et se déplaçant à une vitesse constante décrit un mouvement

circulaire uniforme car il ne subit aucun frottement du fait qu’il évolue dans l’espace vide de matière.

Le mouvement étant circulaire, son énergie potentielle de pesanteur est constante car l’altitude ne

varie pas.

Par ailleurs, la vitesse du satellites étant constante, son énergie cinétique l’est également.

Il en résulte que sont énergie mécanique Em=Ec+EPP demeure constante au cours du mouvement.

Deuxième exemple

- Si on lâche une bille, sans vitesse initiale, au-dessus du sol, celle-ci tombe en chute libre dans le cas

où on néglige la résistance de l’air. Ainsi, la bille n’est soumise qu’à son poids. Un enregistrement du

mouvement de la bille par chronophotographie permet d’obtenir à chaque instant les valeurs des

énergies cinétique, potentielle de pesanteur et mécanique permettant de construire le graphique des

énergies en fonction du temps.

= Em



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1ère Série

On constate que :

- L’énergie cinétique augmente quand l’énergie potentielle diminue.

- L’énergie mécanique reste constante.

Ainsi, cette dernière constatation indique que la variation de l’énergie mécanique est nulle, soit

∆Em = ∆Ec + ∆Epp = 0 d’où ∆Ec = -∆Epp .

Au cours d’une chute libre, il y a conversion totale de l’énergie potentielle de pesanteur en énergie

cinétique (transfert d’énergie).

Exercice 3

Une bille d’acier d’une masse m = 20,5 g tombe d’un avion volant à une vitesse V = 972 km/h

par rapport au référentiel terrestre. Au moment de la chute, la bille se trouvait au point A d’altitude

4 000 m et sa vitesse par rapport à l’avion était nulle.

L’origine z = 0 est située au niveau de sol (point B).

1. Calculer l’énergie mécanique de la bille d’acier au début de sa chute au point A.

2. On néglige les frottements de l’air au cours de la chute.

Calculer l’énergie mécanique au moment où la bille d’acier heurte le sol au point B.

3. Quelle est la vitesse de la bille d’acier au moment de l’impact au point B.

4. En réalité, la bille d’acier touche le sol avec une vitesse vB = 200 km.h-1. Donner une explication sur

la différence des vitesses observées.

Donnée :g = 9,8 m . s-2



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1ère Série

0

z z

Exercice 4

Un petit solide (s) que l’on assimilera à un point matériel glisse sans frottement sur une piste

rectiligne horizontale HA. Il aborde au point A un tronçon de piste plane(AB) inclinée d’un angle

= 20° par rapport à l’horizontale avec une vitesse v0. La piste (HA) est choisie comme niveau de

référence des énergies potentielles de pesanteur (z = 0)

1. Donner l’expression littérale de l’énergie mécanique au point A.

2. Donner l’expression littérale de l’énergie mécanique au point C, le point où le solide s’arrête.

3. Sachant que v0=8,00 m . s-1, déterminer la longueur L = AC parcouru par l’objet S quand il remonte

la piste AB.

On prendra g = 9,81 m . s-2.

Exercice 5

Une petite bille S quasi ponctuelle, de masse m = 200 g, est accrochée à un point fixe O par un fil

inextensible, de masse négligeable, de longueur L = 80,0 cm. L’ensemble constitue un pendule

simple. On néglige tous les frottements.

On repère sa position par l’angle que fait le fil avec la verticale passant par O. Le fil est écarté vers

la gauche d’un angle 1 (position S1) et lancé vers la droite avec une vitesse initiale v1.

(S)

(S)

C



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1ère Série

z

0

S1

S0

Lorsque 1=30°, la vitesse initiale vaut v1 = 1,50 m . s-1, le fil étant tendu.

On prendra g = 9,81 N/Kg

La position S0 sera prise comme niveau de référence des énergies potentielles de pesanteur (z = 0)

1. Donner l’expression littérale de l’énergie mécanique à l’instant initial (position S1)et calculer sa valeur.

2. En appliquant le principe de conservation de l’énergie mécanique, déterminer l’angle maximum m

de remontée. Quel sera le mouvement ultérieur du pendule ?

L



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1ère Série

DEUXIÈME LEÇON

Rappels de seconde et de première en chimie

I - Représentations des molécules organiques

1. Représentations

Une molécule organique est une molécule contenant principalement les éléments carbone (C) et

hydrogène (H). On y trouve également de l’oxygène de l’azote, du soufre, etc.

Exemples : Méthane CH4, Éthanol C2 H6O, Glucose C6H12O6.

Les groupes d’atomes caractéristiques permettent de regrouper les molécules en familles selon leurs

propriétés chimiques (on parle aussi de fonctions ou groupes fonctionnels).

Exemples :

Groupe

caractéristique

Hydroxyle Carbonyle Amine Carboxyle Ester

Représentation

- C - OH

C = O

- C - NH2

O

- C

OH

O

- C = C

O - O -

Famille Alcool Aldéhyde,

cétone

Amine Acide

carboxylique

Alcène

Pour représenter les molécules, plusieurs possibilités :

Formule brute

La formule brute d’une molécule indique la nature et le nombre des atomes constituant cette

molécule.

Exemple : L’éthanol C2H6O est une molécule constituée de 2 atomes de carbone, de 6 atomes

d’hydrogène et d’un atome d’oxygène.



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1ère Série

Formule développée

La formule développée représente l’ensemble des liaisons existant entre tous les atomes de la

molécule.

Exemple : la formule développée de l’éthanol est représentée par :

H H

H - C - C - O - H

H H

Formule semi-développée

Dans une formule semi-développée, on ne représente plus les liaisons avec l’atome d’hydrogène.

Ainsi la molécule d’éthanol utilisée comme exemple, a pour formule semi-développée :

CH3 - CH2 - OH

2. Structure électronique de l’atome

Dans l’atome, les électrons sont dispersés en couches successives autour de son noyau, chaque

couche possédant une énergie spécifique (énergie qu’il faut fournir pour arracher un électron de la

couche).

1ère couche couche K (la plus proche du noyau)

2ème couche couche L

3ème couche couche M

4ème couche couche N

Chaque couche électronique admet un nombre maximum d’électrons.

Pour les éléments tels que Z 18 on peut résumer :

Nom de la couche Nombre maximum d’électrons

K 2

L 8

M 8



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1ère Série

Exemple

L’atome d’oxygène possède au total 8 électrons.

2 électrons remplissent la couche K, les 6 autres sont sur la couche L.

On obtient la formule électronique pour l’atome d’oxygène

(K)² (L)6

3. Représentation de Lewis des atomes

Dans la représentation de Lewis, un atome est caractérisé par deux parties :

- le noyau et les électrons des couches internes dont l’ensemble est représentée par le symbole de

l’élément ;

- les électrons de la couche externe, figurés par un point () s’ils sont célibataires ou par un tiret (-)

s’ils forment un doublet, l’ensemble entourant le symbole de l’élément.

Méthode de construction de la représentation de Lewis d’un atome

- Jusqu’à 4 électrons périphériques (exception faite de l’hélium) les électrons restent célibataires.

Pour les éléments tels que Z 3, on écrit autour du symbole, les électrons célibataires jusqu’au

nombre de 4, puis au-delà de 4, les électrons s’associent en doublet.

- Au-delà de 4 électrons périphériques, les électrons supplémentaires s’associent pour former des doublets.

Exemples :

Atomes Schéma de Lewis

Lithium Li

(K)² (L)1 Li

Béryllium Be

(K)² (L)2 Be

Bore B (K)² (L)3

B

Carbone C

(K)² (L)4

C

Azote N (K)² (L)5 N̅

Oxygène O

(K)² (L)6

O

Fluor F (K)² (L)7 F̅



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1ère Série

4. Règle de l’octet

Au cours des réactions chimiques, les atomes réagissent pour obtenir une structure électronique plus

stable que la leur : celle du gaz noble le plus proche dans la classification périodique, c’est-à-dire celle

où la dernière couche électronique est saturée avec 8 électrons (octet).

Pour cela, ils peuvent gagner ou perdre des électrons et se transformer en ions.

Les éléments des premières colonnes de la classification périodique des éléments auront tendance à

perdre des électrons pour donner des cations ; ceux des dernières colonnes auront tendance à gagner

des électrons pour donner des anions.

Exemples :

Sodium

Z = 11 et schéma de Lewis Na (un seul électrons sur la couche externe M car (K)² (L)6 (L)1).

Na Na+ + e-

+

et le schéma de Lewis de l’ion Na+ est Na avec 8 électrons sur la couche externe L (structure

analogue au gaz noble néon : Ne )

a) Application aux molécules : la liaison covalente

Une liaison covalente entre deux atomes correspond à la mise en commun de deux électrons de leurs

couches externes pour former un doublet d’électrons appelé doublet liant.

Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d’électrons qu’il doit

acquérir pour saturer sa couche externe à un octet d’électrons (à l’exception de l’atome d’hydrogène

qui forme une liaison covalente grâce à un duet d’électrons).

La représentation de Lewis d’une molécule met en évidence les doublets liants entre les atomes

(liaisons covalentes) et les doublets non liants portés par certains d’entre eux.

Exemple : Formation de la molécule de dioxygène

La molécule de dioxygène est constituée de deux atomes d’oxygène. Chaque atome d’oxygène va

mettre en commun les deux électrons célibataires dont il dispose pour aboutir à une liaison covalente

double.

|O + O| O = O

dioxygène O2



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

b) Méthodologie pour la construction de schémas de Lewis de molécules

Tableau représentant le nombre de doublets liants et non liants de quelques atomes usuels à connaître.

Atome Nombre de liaisons covalentes Nombre de doublets non liants

H

1 0

C

4

0

N̅

3

1

O̅

2

2

Cl̅ 1 3

Exemple : Construction de la représentation de Lewis de la molécule d’éthanol (C2 H4O)

Formule semi-développée : CH3 - CHO

On représente les atomes de telle sorte que chacun forme le bon nombre de liaisons (voir tableau

précédent)

H

H - C - C = O

H H

On représente les doublets non liants des atomes en respectant la règle de l’octet, chaque atome

devant avoir 8 électrons (2 pour l’atome d’hydrogène).

H

H - C - C = O

H H

Exercice 6

Construire les représentations de Lewis des molécules suivantes :

. diazote N2

. eau H2O

. ammoniac NH3

. Chloroforme CH Cl3

. urée CO(NH2)2



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

Exercice 7

Le phosgène est une molécule ayant pour formule brute : CO Cl2

Donner le schéma de Lewis de cette molécule.

II - Les alcanes

1. Définition

Les alcanes sont des hydrocarbures saturés, c'est-à-dire, des molécules composés uniquement de

carbone et d’hydrogène avec des liaisons simples.

Leur formule générale s’écrit : Cn H2n+2

Il existe différentes catégories d’alcanes en fonction de la nature de la chaîne carbonée.

−Les alcanes linéaires qui possèdent une chaîne carbonée linéaire :

Exemple : CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

−Les alcanes ramifiés qui sont constitués d’une chaîne carbonée linéaire où viennent se fixer des

ramifications nommées groupes alkyles :

Exemple: CH3 – CH – CH2 – CH3 |

CH3



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

Le nom des ramifications est constitué du préfixe associé au nombre d’atomes qu’elles comportent

suivi du suffixe – yle.

−Les alcanes cycliques où les atomes de carbone se lient entre eux pour former un cycle (dans ce

cas la formule générale devient Cn H2n )

CH2

Exemple :

H2C CH2

CH2

2. Nomenclature

a) Alcanes à chaîne linéaire

Les quatre premiers alcanes portent des noms consacrés par l’usage.

Formule brute Nombre de carbone Nom

CH4

C2 H6

C3 H8

C4 H10

1

2

3

4

Méthane

Éthane

Propane

Butane

Le nom d’un alcane à chaîne linéaire possédant un nombre de carbone supérieur ou égal à cinq est

constitué d’un préfixe (d’origine grecque) indiquant le nombre d’atome de carbone constituant la

chaîne carbonée suivi de la terminaison ane caractéristique des alcanes.



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

Formule brute Nombre de carbone Préfixe Nom

C5 H12

C6 H14

C7 H16

C8 H18

C9 H20

C10 H22

5

6

7

8

9

10

pent

hex

hept

oct

non

déc

Pentane

Hexane

Heptane

Octane

Nonane

Décane

b) Alcanes à chaîne ramifiée

▪ On identifie la chaîne carbonée la plus longue de la molécule.

Le nombre d’atomes de carbone contenus dans cette chaîne détermine le nom de l’alcane.

▪ On identifie les différentes ramifications alkyles.

▪ On attribut à chaque ramification alkyle un indice de position sur la chaîne principale.

La chaîne principale est numérotée de telle sorte que la somme des indices soit la plus petite possible

Exemples : Soit l’alcane de formule :

La chaîne la plus longue correspond au butane. Il ya un groupe méthyle -CH3 en position 2. Cet alcane

se nomme 2- méthylbutane.

▪ Dans le cas où la chaîne principale porte plusieurs ramifications alkyles identiques, leur nombre est

indiqué à l’aide d’un préfixe : di, tri….



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

Soit l’alcane de formule :

La chaîne la plus longue correspond au pentane.

Deux groupes méthyle sont présents en position 2 et 3.

Cet alcane se nomme 2, 3 – diméthylpentane.

▪ Si l’alcane est cyclique, on fait précéder le nom de l’alcane du préfixe cyclo.

Exemple : Le cyclohexane

III - Composés organiques oxygénés : alcools, aldéhydes, cétones, acides

carboxyliques

Les molécules organiques sont constituées d’une chaîne carbonée portant souvent des groupes

fonctionnels (ou groupes caractéristiques) conférant à celles-ci des propriétés physiques et

chimiques particulières.

Dans une molécule organique, les groupes fonctionnels contiennent au moins un atome autre que C

et H (exemples : oxygène, azote, chlore…).

Voici quelques exemples de groupes fonctionnels :

*groupe hydroxyle : -OH

*groupe carbonyle : C = O

*groupe amine : -NH2

Le groupe caractéristique d’une molécule donne à l’espèce chimique correspondante des propriétés

chimiques et physiques particulières.

- L’atome de carbone qui porte le groupe fonctionnel particulier est appelé carbone fonctionnel.



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

1. Les alcools

Un alcool est un composé organique dans lequel un groupe hydroxyle -OH est fixé sur un atome de

carbone tétragonal. La formule générale d’un alcool à chaîne carbonée saturée non cyclique est

Cn H2n+1 OH que l’on note R - OH.

a) Nomenclature

Le nom d’un alcool dérive de celui de l’alcane de même squelette carboné, en remplaçant le -e final

par la terminaison -ol, précédé de l’indice de position du groupe hydroxyle sur la chaîne carbonée

principale.

Exemples : . CH3OH (méthanol) . C2H5OH (éthanol) . C3H7OH (propanol)

b) Les différentes classes d’alcool

Un alcool est dit :

Primaire, si le carbone fonctionnel est lié à un (ou zéro) atome de carbone ;

Secondaire, si le carbone fonctionnel est lié à deux atomes de carbone,

Tertiaire, si le carbone fonctionnel est lié à trois atomes de carbone,

H R’ R’

| | | R - C - H R - C - H R - C - R’’

| | |

OH OH OH

alcool primaire alcool secondaire alcool tertiaire

2. Les composés carbonylés : aldéhydes, cétones

Les composés carbonylés sont des espèces chimiques comportant la fonction carbonyle (C = O)

On distingue deux types de composés carbonylés : les aldéhydes et les cétones.



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

a) Aldéhydes

Un aldéhyde comporte un groupe carbonyle C = O lié à un atome d’hydrogène et à un atome de carbone.

La formule générale d’un aldéhyde est de la forme R - CHO

R

C = O

H

Nomenclature

Le nom d’un aldéhyde dérive de celui de l’alcane de même squelette carboné, en remplaçant le -e

final par la terminaison -al.

Remarque

La chaîne carbonée principale est toujours numérotée à partir du groupe -CHO, l’indice de position de

ce groupe est donc toujours 1 ; il est donc inutile de le mentionner et seule la position des éventuelles

ramifications est précisée.

Exemple : le 3-méthylbutanal

O

4 3 2 1

CH3 - CH - CH2 - C

|

CH3 H

b) Cétones

Une cétone comporte un groupe carbonyle lié à deux atomes de carbone. La formule générale d’une

cétone est :

R - C - R’

||

O

Nomenclature

Le nom d’une cétone dérive de celui de l’alcane de même squelette carboné, en remplaçant le -e final

par la terminaison -one précédée généralement de l’indice de position du groupe carbonyle dans la

chaîne principale.



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

Exemple : la pentan - 2 - one

1 2 3 4 5

CH3 - C - CH2 - CH2 - CH3

|| O

3. Les acides carboxyliques

O

Un acide carboxylique est une molécule possédant le groupe caractéristique carboxyle -C

OH

La formule générale des acides carboxyliques s’écrit :

O R - C

OH

a) Nomenclature

Le nom d’un acide carboxylique dérive de celui de l’alcane de même squelette carboné en remplaçant

le -e final par la terminaison -oïque, l’ensemble étant précédé du mot acide.

Exemple : acide 3 - méthylbutanoïque

O

4 3 2 1

CH3 - CH - CH2 - C

|

CH3 OH

Exercice 8

On considère les molécules suivantes :

O CH3 - C

OH

CH3 - CH - CH2 - CH3 |

OH

(1)

(2)



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

CH3

|

H3C - C - CH2 - CH3 |

OH

CH3 - C - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

|| O

CH3 - CH2 - CH

|| O

1. À quelle famille de composé appartiennent ces molécules ?

Dans le cas des alcools préciser leur classe.

2. Nommer ces molécules selon la nomenclature officielle.

IV - La réaction chimique, l’équation bilan, l’avancement d’une réaction

1. La concentration d’une solution

a) Concentration massique

Si m est la masse de soluté (espèce dissoute) et V le volume de solution, alors la concentration

massique est définie par :

Cm = 𝑚

𝑉

Avec m en g, V en L, Cm en g . L-1

(3)

(4)

(5)



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

b) Concentration molaire

Si n est la quantité de soluté et V le volume de solution, alors la concentration molaire est définie par :

C = 𝑛

𝑉

(Avec : n en mol ; V en L et C en mol . L-1)

2. La réaction chimique

La réaction chimique modélise la transformation chimique subie par un système chimique.

Pour la représenter, on écrit l’équation-bilan de la réaction où chaque espèce chimique est symbolisée

par sa formule brute.

Les espèces chimiques qui entrent en réaction sont les réactifs et celles qui sont formées

représentent les produits. Les réactifs sont écrits à gauche de la flèche et les produits à droite.

Au cours d’une transformation chimique les éléments se conservent. Cela nécessite d’affecter à

chaque terme de l’équation-bilan des nombres pour l’équilibrer. Ces nombres sont appelés

coefficients stoechiométriques.

Exemple :

Soit une réaction utilisant un réactif coloré : le diiode I2

I2 (aq) + 2 S2 𝑂32− (aq) 2 I- (aq) + S4 𝑂6

2− (aq)

I2 réagit avec les ions thiosulfates S2 𝑂32− pour donner des ions iodures I- et tétrathionate S4 𝑂6

2−

L’équation-bilan équilibrée indique qu’une molécule de I2 réagit avec 2 ions S2 𝑂32− pour donner 2 ions

I- et un ion S4 𝑂62− .

On peut également dire qu’une mole de I2 réagit avec 2 moles de S2𝑂32− pour donner 2 moles de I- et

une mole de S4 𝑂62−. Donc pour une mole de I2 consommée, il disparaît 2 moles de S2 𝑂3

2− (2 fois

plus), donc on peut écrire :

N(S2 𝑂32−)cons = 2 n(I2)cons

Si lors d’une transformation chimique, tous les réactifs ont été consommés et qu’il ne reste à l’état

final que les produits en quantité prévue par l’équation-bilan, alors on dit que les réactifs ont été

introduits dans des proportions stoechiométriques.



Extrait

de co

urs - P

hysiq

ue - C

himie

Termina

les S


1ère Série

Lorsque le mélange des réactifs n’est pas stoechiométrique, un réactif au moins demeure présent à la

fin de la réaction, alors que l’autre a été totalement consommé. C’est lorsque ce dernier a disparu que

la, réaction s’arrête.

Il constitue le réactif limitant (c’est-à-dire totalement consommé) ; les autres réactifs encore

présents sont dits en excès.

Exemple :

Soit une équation-bilan de type : aA + bB cC +dD

-Les réactifs A et B ont été introduits dans des proportions stoechiométriques si 𝑛(𝐴)

𝑎 =

𝑛(𝐵)

𝑏

où n(A) et n(B) sont les quantités de matière de A et B à l’état initial.

-Si A est le réactif limitant, par exemple, alors on a :

𝑛(𝐴)

𝑎 <

𝑛(𝐵)

𝑏

Pour caractériser l’état d’un système chimique au cours d’une transformation, on utilise une grandeur,

notée x, qui s’exprime en mol, appelée avancement.

Pour déterminer la composition exacte du système au cours de la transformation, on établit un

tableau d’avancement dans lequel figurent les quantités de matière des réactifs et des produits dans

l’état initial, au cours de la transformation et dans l’état final.

L’état final de la transformation est caractérisé par le fait que le réactif limitant a disparu, dans ce cas

l’avancement de la réaction est maximal, on le note : xmax

On définit l’avancement maximal xmax comme étant la plus petite des valeurs de l’avancement x qui

annulent les quantités de matière des réactifs.



Extrait

de co

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hysiq

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himie

Termina

les S


1ère Série

Exemple de tableau d’avancement

Si on reprend l’équation-bilan : I2 (aq) + 2 S2 𝑂3

2− (aq) 2 I- (aq) + S4 𝑂62− (aq)

Équation de la réaction I2 (aq) + 2 S2 𝑂32− (aq) 2 I- (aq) + S4 𝑂6

2− (aq)

État du système avancement n(I2) n(S2 𝑂32−) n(I-) n(S4 𝑂6

2−)

État initial (mol) 0 n(I2) n(S2 𝑂32−) 0 0

État au cours de la

transformation (mol)

x n(I2) - x n(S2 𝑂32−) – 2x 0+2x 0+x

État final (mol) xmax n(I2) - xmax n(S2 𝑂32−) – 2xmax 0+2xmax 0+xmax

Exercice 9

On étudie l’attaque du fer métal par l’acide chlorhydrique. Dans un bécher, on introduit 1 g de limaille

de fer, puis on verse un volume V de 50 ml d’acide chlorhydrique de concentration c = 0,5 mol . L-1

1. Écrire l’équation-bilan de la réaction chimique

2. Calculer les quantités de matière des réactifs introduits.

3. À partir d’un tableau d’avancement, en déduire le réactif limitant et donner les quantités de matière

des espèces présentes en fin de réaction.

4. Calculer le volume total de gaz dégagé à la fin de la réaction.



Extrait

de co

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Termina

les S


1ère Série

5. Quelles sont les concentrations des espèces présentes en solution, à la fin de la réaction ?

Données : M(Fe) = 55, 8 g . mol-1

Vm = 24 l . mol-1

Exercice 10

On fait réagir 5,4 g d’aluminium en poudre sur 12,8 g de fleur de soufre (soufre en poudre). Le

produit obtenu est du sulfure d’aluminium de formule Al2 S3.

1. Écrire l’équation-bilan de la réaction

2. Calculer les quantités de matière d’aluminium et de soufre à l’état initial.

3. Construire le tableau d’avancement de la réaction



Extrait

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Termina

les S


1ère Série

4. Quel est le réactif limitant ?

5. Faire le bilan en masse des réactifs et des produits à la fin de la réaction.

Données : M(Al) = 27,0 g . mol-1 ; M(S) = 32,0 g . mol-1

V - Réactions d’oxydoréduction

a) Couples Oxydants réducteurs

- Un oxydant est une espère chimique susceptible de capter un ou plusieurs électrons. L’oxydant

subit ainsi une réduction.

- Un réducteur est une espère chimique susceptible de céder un ou plusieurs électrons. Dans ce

cas, le réducteur subit une oxydation.

- Un couple oxydant – réducteur (ou couple redox) est constitué par l’ensemble d’une forme oxydée

(Ox) et d’une forme réduite (Réd) associées à un même élément. On le note Ox/Réd, en plaçant

toujours en premier la forme oxydée.

- À un couple Ox/Réd, on associe une demi-équation électronique. Elle traduit l’échange

d’électrons entre la forme oxydée et la forme réduite du couple (nommées aussi espèces conjuguées).

O x + ne- = Red

Exemples de couples oxydant / réducteur :

Cu2+(aq) + 2e- = cu(s) Zn2+

(aq) + 2e- = Zn(S)

De manière générale, le métal M et son cation Mn+ constituent un couple oxydant-réducteur Mn+/M

dont la demi équation électronique est : Mn+(aq)

+ ne- = M(S)



Extrait

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hysiq

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Termina

les S


1ère Série

b) Les réactions d’oxydoréduction

Une réaction d’oxydoréduction est un transfert d’électrons entre les espèces conjuguées de deux

couples rédox : l’oxydant de l’un de couples capte les électrons cédés par le réducteur de l’autre

couple.

On obtient l’équation-bilan d’une réaction d’oxydoréduction en combinant les demi-équations

électroniques associées à chaque couple de manière à éliminer les électrons. Les derniers ne doivent

jamais apparaître dans l’équation-bilan d’une réaction.

Soient deux couples Ox1/Réd1 et Ox2/Réd2

On a les deux demi-équations :

Ox1 + m1e- = Réd1 (1)

Ox2 + m2 e- = Réd2 (2)

En multipliant la demi-équation (1) par n2 et la demi-équation (2) par n1 et en les additionnant de façon à

ce que les électrons n’apparaissent pas, on obtient :

n2 Ox1 + n1 Réd2 n2 Réd1 + n1 Ox2

Exemple : considérons les couples I2 (aq) / I- (aq) et S4 O6(aq)

2- / S2 O3(aq)

2-

On a : I2 (aq) + 2e- = 2I- (aq)

2 S2 O3(aq)2- = S4 O6(aq)

2- + 2e-

I2 (aq) + 2 S2 O3(aq)2- 2 I(aq)

- + S4 O6(aq)

2-



Extrait

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himie

Termina

les S

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