Physique

Composition du premier semestre de sciences physiques

EXERCICE1

Fais correspondre par une flèche chaque expression à la bonne réponse.

EXERCICE2

Recopie et complète les phrases ci-dessous avec les expressions suivantes :filtration, mélange
homogène, mélange hétérogène, décantation, distillation, de l’eau.
2.1. Dans un jus d’orange, il y a de la pulpe d’orange, du sucre, et … La pulpe se dépose : le jus
d’orange constitue un ………… Le jus filtré est un …………
2.2 La boue se dépose au fond d’un lac par ………… L’eau qui pénètre dans le sol, traverse les
couches de sable par ………… et devient limpide.
2.3 Lors d’une pénurie d’eau, une ménagère puise de l’eau dans un puits.
Cette eau est un mélange ………… Elle la laisse au repos dans un récipient pendant quelques
minutes. Des particules lourdes se déposent au fond du récipient par … Elle transvase l’eau dans une
bassine à travers un morceau de gaze pour retenir les particules légères : cette opération appelée
…; elle donne un mélange …………

EXERCICE3  Grandeur physique, unité et instrument de mesure

1. Recopie et complète le tableau ci-dessous

Grandeursphysiques Unités Symboles de l’unité  Instrument de mesure
Mètre cube      
Masse      
règle      
Température      
seconde      

2.Une longueur est mesurée avec une règle graduée en cm.
5.1 Choisis l’écriture correcte de la valeur mesurée.
a. $13,00 cm$
b. $13,0 cm$
c. $13,000cm$
d. $13cm$
5.2 Donne une explication au rejet de chacune des autres valeurs.

EXERCICE4

Pour introduire la leçon sur les grandeurs physiques, un professeur demande aux élèves comparer deux
de leurs camarades par leurs traits physiques.
Associe à chaque trait physique une grandeur physique, si possible
a. Doudou est plus grand que Dominique.
b. Dominique est plus beau que doudou.
c. Dominique est moins gros que Doudou.
d. Doudou est plus âgé que Dominique.
e. Doudou est plus rapide que Dominique.
Prénom………                                                                                                            Nom……………
Fais correspondre par une flèche chaque expression à la bonne réponse.

Composition du premier semestre de sciences physiques

EXERCICE1

Lire attentivement ce texte avant de répondre aux questions
La chimie organique apparaît d'abord dans l'histoire comme lachimie des composés du carbone et concerne les substancesdont l'origine est un être vivant, animal ou plante.
Les scientifiques pensaient, au début du $XIXème$ siècle, queles corps “ organiques ” ne pouvaient être produits que par les“ organismes ” végétaux ou animaux. Ceux-ci en effet auraientpossédé une force spéciale, propre à la vie. Le chimiste n'étaitpas en mesure d'insuffler, au cours d'une synthèse, aux
éléments inanimés la force vitale qui leur faisait défaut. Cettepensée vitaliste est à l'origine du retard que le chimiste avaitpris dans la synthèse des corps organiques.
Il faut attendre1828 pour que soit réalisée la premièresynthèse d'une molécule dite organique : le chimiste allemandF. Wöhler obtient alors de l'urée, identifiable à un échantillonauthentique naturel, par décomposition thermique d'uncomposé minéral, le cyanate d'ammonium. “ Je peux faire del'urée sans avoir besoin de reins ou même d'un animal, fût-il homme ou chien ”, écrit Wöhler.
L'essor de la synthèse de molécules organiques prend alors son élan. La complexité desstructures a obligé très rapidement les chimistes à étudier les liaisons entre les atomesconstituants les molécules et à les représenter par des écritures conventionnelles bien établies
maintenant.
Rédigé à partir de $B$. Vidal, Histoire de la chimie, $© PUF$
Coll. “ Que sais-je ? ”, $n°35$,.$2 ème$ éd., $1998$.
Questions :
1.1. Donner un titre à ce texte
1.2. Quelle est l’origine de la chimie organique ? Pourquoi l’a-t-on qualifié « d’organique » ?
1.3.Qu’est-ce qui explique le développement très tardif de la chimie organique ?
1.4. Expliquer en quoi la découverte de Wöhler, a révolutionné la chimie organique et permis
son essor ?
1.5. Une « autre » chimie était beaucoup plus développée à l’époque. Aujourd’hui on luidonne le nom de « chimie inorganique ». Quel autre nom plus courant lui donne-t-onaussi ?
1.6. Justifier alors la phrase du texte « La chimie organique apparaît d'abord dans l'histoire commela chimie des composés du carbone ».

EXERCICE2

2.1.Compléter les phrases suivantes avec le mot ou le groupe de mots qui conviennent
Les hydrocarbures saturés acycliques ont pour formule …. et sont appelés alcanes.
Les hydrocarbures saturés cycliques sont appelés …. Les monocycliques ont pour formule $C_{n}H_{2}n$
Pour nommer un alcane ramifié, on commence par repérer la …. C'est la chaîne linéaire renfermant le nombre maximum d'atomes de carbone
2.2. Le cétane $C_{16}H_{34}$ est le constituant essentiel du gazole. Sa combustion complète dans l’oxygène de l’air donne du dioxyde de carbone et de l’eau.
Recopier et équilibrer l’équation de la combustion suivante
$C_{16}H_{34}  + …… O_{2}\rightarrow{…… CO_{2} } + …… H_{2} O$
2.3. Indiquer, en recopiant leur formule brute sur la copie, les alcanes parmi les hydrocarbures suivants : $C_{2}H_{2} ; C_{5}H_{12} ; C_{5}H_{8} ; C_{3}H_{6}$et $C_{9}H_{20}$

EXERCICE3

3.1.Ecrire les formules semi- développées des hydrocarbures dont les noms suivants :
a) $2,3-diméthylhexane$ ;      b) $2, 2,4-triméthylpentane$ ;   c)$3, 4,5-triméthyloctane $;
d) $6-éthyl-2- méthyl-4- propylnonane$ ; e)$1-chloro 2-méthylpropane$ ; f)$3-bromo 4-éthyloctane$
g)$4-éthyl 3-méthylheptane$ ;   h)$2,3-diméthylpentane$
On procède à la microanalyse d’un corps $A$ qui est un produit de substitution monochloré d’un alcane. Les pourcentages en masse trouvés pour les éléments $C$ et $Cl$ présent dans $A$ sont : $%C=45 ,86% $;
$%Cl= 45,21%$
3.2-Déterminer la formule brute du corps $A$.
3.3-Quelle est la formule semi développée de $A$ sachant que sa molécule possède deux groupes méthyle ? Nommer-le.

Devoir1 de Sciences physiques

EXERCICE1

Lire attentivement ce texte avant de répondre aux questions
L’électricité se transporte facilement et rapidement. Des lignes électriques livrent l’électricité depuis la centrale électrique jusqu’aux zones de consommation. Le transport de l’électricité à l’échelle nationale est principalement assuré en très haute tension à $400 000$ volts via des lignes aériennes dites d’interconnexion.
Des opposants se manifestent de plus en plus fréquemment pour demander leur disparition du champ visuel, ce qui est toujours coûteux et parfois techniquement presque impossible. A l’échelle régionale ou locale, le transport est assuré en haute tension ($225000$ et $63000$ volts essentiellement) via des lignes qui, elles, peuvent  être enterrées.
L’utilisation de la très haute tension permet de limiter les pertes en ligne dues à l’effet Joule ou aux effets électromagnétiques (effets capacitifs entre la ligne et le sol). Les pertes énergétiques dans les lignes à haute tension sont proportionnelles aux distances parcourues par le courant électrique.
1.1. Donner un titre à cette
1.2. Donner le sigle (ou) abréviation des mots soulignés du texte. Préciser la valeur des tensions correspondantes
1.3. Sous quelle tension l’électricité livrée dans les habitations. Donner le sigle et la valeur de la tension
1.4. Expliquer pourquoi l’électricité est transportée sous haute tension
1.5. Qu’est-ce l’effet Joule ?

EXERCICE2

 Les bobines du secteur primaire et secondaire d'un transformateur de laboratoire possèdent $N_{1}=500$ et $N_{2}=125$ spires. Les tensions efficaces mesurées sont $U_{1} =12.40V$ et $U_{2} =3.08V$
2.1. Calculer le rapport de transformation $m$ du transformateur.
2.2. Celui-ci est-il abaisseur et élévateur de tension ?
2.3. Que signifie les $4$ grandeurs de la relation ?
2.4. La bobine de $125$ spires est conservée au secondaire.
Calculer le nombre de spires de la bobine constituant la bobine du primaire pour obtenir un rapport de transformation de $2.0$

EXERCICE3

3.1. La tension de sortie de l'alternateur d'une centrale électrique est élevée au moyen d'un transformateur dont la plaque signalétique prote les indicateurs : $98 MVA /11.5 kV/136 kV/ 50Hz$
3.1.1. Que représente ces valeurs ?
 $98 MVA$ : ....................................................................................................
$11.5 KV$ : ......................................................................................................
$136 kV$ : .......................................................................................................
$50 Hz$ : ........................................................................................................
3.1.2 Calculer le rapport de transformation m. Celui-ci est-il élévateur ou abaisseur de tension ? Quel est sa fonction ?
3.1.3. Calculer les intensités $I_{1}$ et $I_{2}$
3.2. Pour chaque situation, indiquer si le transformateur est élévateur ou abaisseur de tension et calculer son rapport de transformation.
 3.2.1. Un poste de transformation électrique est passé de $20kV$ à $400 V$
3.2.2. Un poste de transformation électrique est passé de 230V à $23 kV$
AU TRAVAIL ET BONNE CHANCE

Caractérisation de quelques ions - 2nd S

Classe: 
Seconde
 
 
Les composés sont constitués d'ions positifs, ou cations et d'ions négatifs ou anions
 
Dans les solutions aqueuses ioniques, les ions sont hydratés et dispersés, les propriétés des solutions ioniques étant celles des ions qui les constituent
 
La caractérisation (ou l'identification) fait partie des méthodes d'analyse qualitative très utilisée en chimie

I. Tests d'identification des anions et des cations

1. Identification de quelques cations

1.1 L'ion $Ag^{+}$

Versons quelques gouttes d'une solution aqueuse de chlorure de sodium dans un tube à essai contenant une solution de nitrate d'argent
 
On observe la formation d'un précipité blanc de chlorure d'argent qui noircit à la lumière
 
 
L'équation de la réaction s'écrit :
 
$(Ag^{+}+NO_{3}^{-})+(Na^{+}+Cl^{-})\longrightarrow AgCl+Na^{+}+NO_{3}^{-}\\$

ou $Ag^{+}+Cl^{-}\longrightarrow AgCl$

 
L'ion $Cl^{-}$ est le réactif de l'ion $Ag^{+}$ ; $Ag^{+}$ l'ion est également le réactif de l'ion $Cl^{-}$

1.2 L'ion baryum $Ba^{2+}$

On ajoute quelques gouttes d'une solution aqueuse de sulfate dans un tube à essais contenant une solution de chlorure de baryum.
 
On observe la formation d'un précipité blanc de sulfate de baryum
 
 
L'équation de la réaction s'écrit :
 
$(Ba^{2+}+2Cl^{-})+(2Na^{+}+SO_{4}^{2-})\longrightarrow BaSO_{4}+2(Na^{+}+Cl^{-})\\$

ou $Ba^{2+}+SO_{4}^{2-}\longrightarrow BaSO_{4}$

 
L'ion $SO_{4}^{2-}$ est le réactif de l'ion $Ba^{2+}$ ; $Ba^{2+}$ l'ion est également le réactif de l'ion $SO_{4}^{2-}$

1.3 Les ions cuivre $II$ et sodium : test à la flamme

Présentons dans une flamme, une baguette de verre préalablement trempé dans une solution de chlorure de sodium
 
On observe une flamme jaune caractéristique dans le cas du sodium et une flamme bleu-vert dans le cas du cuivre
 
La couleur de la flamme permet d'identifier certains ions : c'est le cas du cuivre et du sodium
 
 

1.4 Les ions Fer $II$, Fer $III$, Cuivre $II$ et Zinc

Versons quelques gouttes d'hydroxyde de sodium dans les tubes à essais contenant du sulfate de fer $II$, du chlorure de fer $III$, du sulfate de zinc et sulfate de cuivre $II$
 
On observe la formation des précipités d'hydroxydes métalliques colorés
 
 
Les équations des réactions respectives sont :
$$Fe^{2+}\ +\ 2OH^{-}\ \longrightarrow\ Fe(OH)_{2}$$
$$Fe^{3+}\ +\ 3OH^{-}\ \longrightarrow\ Fe(OH)_{3}$$
$$Zn^{2+}\ +\ 2OH^{-}\ \longrightarrow\ Zn(OH)_{2}$$
$$Cu^{2+}\ +\ 2OH^{-}\ \longrightarrow\ Cu(OH)_{2}$$

Remarque

Si on ajoute une quantité trop importante d'hydroxyde de sodium dans le tube l'hydroxyde de zinc, on aboutit à une redissolution du précipité. 
 
Il se forme un ion complexe : l'ion zincate, soluble dans l'eau

2. Identification de quelques anions

2.1 L'ion carbonate $CO_{3}^{2-}$

Versons quelques gouttes d'une solution d'acide chlorhydrique dans un tube contenant du carbonate de calcium
 
Il se dégage un gaz qui trouble l'eau de chaux : le dioxyde de carbone
 
 
L'équation de la réaction s'écrit :
$$CO_{3}^{2-}\ +\ H_{3}O^{+}\ \longrightarrow\ CO_{2}\ +\ H_{2}O$$

2.2 L'ion nitrate $NO_{3}^{-}$

Versons dans un tube à essai quelques de nitrate de sodium. 
 
Introduisons un petit copeau de cuivre, puis quelques gouttes d'une solution d'acide sulfurique
 
Nous observons que la solution se teinte en bleu et qu'un gaz se dégage. 
 
En plaçant le tube devant une feuille blanche, nous constatons que le tube se remplit de vapeurs rousses
 
Les ions nitrates ont réagi avec le cuivre pour donner des ions cuivre $II.$ 
 
Les vapeurs rousses sont du dioxyde d'azote
 
 

2.3 L'ion phosphate $PO_{4}^{3-}$

II. Tableau récapitulatif des tests spécifiques à certains ions

1. Les cations

$$\begin{array}{|l|l|l|} \hline \text{Ion à identifier}&\text{Réactif à utiliser}&\text{Résultat du test}\\ \hline Mg^{2+}&\text{Solution d'hydroxyde}&\text{Précipité blanc}\\ &\text{de sodium }NaOH&\text{floconneux}\\ \hline Ca^{2+}&\text{Solution d'oxalate}&\text{Précipité blanc}\\ &\text{d'ammonium }(NH_{4})_{2}C_{2}O_{4}&\\ \hline Cu^{2+}&\text{Solution d'hydroxyde}&\text{Précipité bleu}\\ &\text{de sodium }NaOH&\\ \hline Fe^{2+}&\text{Solution d'hydroxyde}&\text{Précipité vert}\\ &\text{de sodium }NaOH&\\ \hline Fe^{3+}&\text{Solution d'hydroxyde}&\text{Précipité rouille}\\ &\text{de sodium }NaOH&\\ \hline Zn^{2+}&\text{Solution d'hydroxyde}&\text{Précipité bleu}\\ &\text{de sodium }NaOH&\\ \hline \end{array}$$

2. Les anions

$$\begin{array}{|l|l|l|} \hline \text{Ion à identifier}&\text{Réactif à utiliser}&\text{Résultat du test}\\ \hline Cl^{-}&\text{Solution de nitrate}&\text{Précipité blanc}\\ &\text{d'argent }AgNO_{3}&\text{floconneux qui}\\& &\text{noircit à la lumière}\\ \hline PO^{3-}_{4}&\text{Solution de nitrate}&\text{Précipité jaunâtre}\\ &\text{d'argent }AgNO_{3}&\\ \hline SO^{2-}_{4}&\text{Solution chlorure}&\text{Précipité blanc}\\ &\text{de baryum }BaCl_{2}&\\ \hline S^{2-}&\text{Solution de sulfure}&\text{Précipité noir}\\ &\text{de sodium}&\\ \hline  \end{array}$$

Notion de pH : indicateurs colorés - 2nd S

Classe: 
Seconde
 
 
L'acidité est une idée qui nous est familière car de nombreux aliments et boissons sont acides à des degrés variables : le vinaigre, le jus de citron, la tomate, les agrumes etc. 
 
A l'opposé des solutions acides il existe des solutions basiques. 
 
Il est difficile pour nous de comprendre ce qu'est une solution basique car les aliments et boissons ne le sont presque jamais. 
 
On trouve plutôt des solutions basiques parmi les produits d'entretien comme l'eau de javel ou les détergents.
 
Le $pH$ est un nombre qui indique si une solution est acide ou basique et avec quel degré (faiblement ou fortement). 

I. Notion de $pH$

1. Définition

Le $pH$ permet de mesurer l'acidité, la basicité ou la neutralité d'une solution. 
 
Le $pH$ est lié à la concentration en ions oxonium $H_{3}O^{+}$ dans la solution par la relation :
$$\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-pH}$$

2. Mesure du $pH$

On mesure le $pH$ à l'aide d'un appareil appelé $pH$
 
 
Il s'agit d'un appareil constitué de deux parties : une électrode que l'on plonge dans la solution et un voltmètre électronique dont l'échelle est graduée directement en unités de $pH.$
 
Le $pH$ est une grandeur chimique qui n'a pas d'unité

Remarque

On peut utiliser un stylo$-pH$ pour mesurer le $pH$ d'une solution

3. Le produit ionique de l'eau

La réaction de dissociation est une réaction qui n'est pas totale.
 
Cette réaction partielle est caractérisé par une constante
$$Ke=\left[H_{3}O^{+}\right]\left[OH^{-}\right]$$
 
$Ke$ appelée produit ionique de l'eau $Ke$ augmente avec la température
$$Ke=10^{-14}\text{ à }25^{\circ}C$$

Remarque

La constante $Ke$ du produit ionique de l'eau est valable non seulement pour l'eau pure, mais aussi toute solution aqueuse

3. Caractères acido-basique d'une solution

Si on dissout un composé ionique dans l'eau, ses ions peuvent réagir avec les ions de l'eau, mais le produit ionique de l'eau reste constant
 
$-\ $ Si $pH<7$, la solution est acide
 
$-\ $ Si $pH>7$, la solution basique
 
$-\ $ Si $pH=7$, la solution est dite neutre
 
Échelle de $pH$ : Caractère d'une solution :
 
Sur l'échelle des $pH$, l'acidité ne varie donc que de $0$ à $14.$
 
 

3. Importance de la notion de $pH$

Les règnes, animal et végétal, sont régis par des équilibres biologiques la plupart du temps liés à leur $pH.$ 
 
En effet, les milieux vivants ont un $pH$ remarquablement constant grâce à des mécanismes régulateurs chimiques, commandés très souvent par voie hormonale

3.1 Importance du $pH$ en biologie

3.1.1 Le $pH$ du sang

Le $pH$ du sang humain doit être compris entre $7.3$ et $7.5$ (il est légèrement basique). 
 
Pour un $pH$ inférieur à $7$, il risque de coma. 
 
Pour un $pH$ supérieur à $7.9$, il y a risque de tétanisation des muscles, en particulier du cœur, et c'est la mort

3.1.2 Le $pH$ de l'intérieur de l'estomac

A l'intérieur de l'estomac, la digestion n'a lieu que si le $pH$ est égal, ou très voisin, de $1.5$ (peptase de l'estomac)
 
Des tels milieux biologiques, pour lesquels le $pH$ est constant, sont appelés des milieux tampons. 
 
En effet, des régulateurs chimiques rendent ces milieux tamponnés insensibles à un apport d'acide ou de base en quantité modérée

3.2 Importance du $pH$ dans l'agriculture

Le $pH$ en agriculture revêt une importance pour le type de culture à implanter. 
 
C'est ainsi qu'on parle de sols acides et de sols basiques selon la nature de la roche et du revêtement végétal qui sont à l'origine de couche arable
 
$-\ $ Un sol riche en silicium est acide $(3<pH<6)$, il est, par ailleurs, pauvre en calcium.
 
S'il est perméable à l'air, la végétation qui y pousse sera très pauvre
 
$-\ $ Les sols basiques $(pH=8)$ sont riches en calcium et pauvres en silicium.
 
Ils sont meubles et perméables à l'air et à l'eau. 
 
Ce sont des sols calcaires
 
$-\ $ Toutes les cultures sont possibles sur des sols peu acides et peu basiques $(6.5<pH<7.5)$, mais le $pH$ détermine, entre autre, la culture la plus adaptée. 
 
Pour la plupart des plantes le rendement maximal n'est obtenu que si le $pH$ est compris dans un domaine caractéristique pour chaque végétal
 
$-\ $ Si le $pH$ du sol ne convient pas au type de culture envisagé, il est toujours possible de le modifier par des apports de produits chimiques :
 
$-\ $ apport de soufre ou d'humus pour baisser le $pH$ d'un sol trop basique
 
$-\ $ apport de chaux pour élever le $pH$ d'un sol trop acide

II.Indicateurs colorés : zone de virage

1. Définition

Les indicateurs colorés sont des substances qui passent progressivement, quand le $pH$ croit, d'une couleur à une autre dans un petit domaine de $pH$ appelé zone de virage de cet indicateur

2. Exemples d'indicateurs colorés

2.1 Quelques indicateurs courants

Le tableau ci-dessous présente une liste non exhaustive des principaux indicateurs utilisés en chimie ou en biologie. 
 
Les valeurs des transitions et les teintes peuvent varier légèrement en fonction des conditions d'utilisation (solvants, température, pression, etc...).
$$\begin{array}{|l|l|l|l|} \hline \text{Indicateur}&\text{Couleur (acide)}&\text{Transition}&\text{Couleur (base)}\\&&\text{(approximativement)}&\\ \hline \text{Bleu de bromothymol, BBT (1er transition)}&\text{rose-rouge}&\approx 0.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Rouge de crésol (acide - 1er transition)}&\text{rouge}&0.0-1.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Méthyl violet}&\text{jaune}&0.0-1.6&\text{bleu-violet}\\ \hline \text{Vert malachite (acide - 1er transition)}&\text{jaune}&0.2-1.8&\text{bleu-vert}\\ \hline \text{Bleu de thymol (acide - 1er transition)}&\text{rouge}&1.2-2.8&\text{jaune}\\ \hline \text{Jaune de méthyle}&\text{rouge}&2.9-4.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Bleu de bromophénol (BBP)}& \text{jaune}&3.0-4.6&\text{violet}\\ \hline \text{Rouge congo}&\text{bleu}&3.0-5.2&\text{rouge}\\ \hline \text{Méthyl orange (Hélianthine)}&\text{rouge}&3.1-4.4&\text{jaune}\\ \hline \text{Méthyl orange en solution dans le xylène cyanole}&\text{pourpre}&3.2-4.2&\text{vert}\\ \hline \text{Vert de bromocrésol}&\text{jaune}&3.8-5.4&\text{bleu}\\ \hline \text{Rouge de méthyle}&\text{rouge}&4.2-6.3&\text{jaune}\\ \hline \text{Papier de tournesol (Azolitmine)}&\text{rouge}&4.5-8.3&\text{bleu}\\ \hline \text{Pourpre de bromocrésol}&\text{jaune}&5.2-6.8&\text{violet}\\ \hline \text{Bleu de bromothymol, BBT (2e transition)}&\text{jaune}&6.0-7.6&\text{bleu}\\ \hline \text{Rouge de phénol (Phénolsulfonephtaléine)}&\text{jaune}&6.6-8.0&\text{rouge}\\ \hline \text{Rouge neutre}&\text{rouge}&6.8-8.0&\text{jaune orangé}\\ \hline \text{Rouge de crésol (base - 2e transition)}&\text{jaune}&7.2-8.8&\text{rouge}\\ \hline \text{Bleu de thymol (base - 2e transition)}&\text{jaune}&8.0-9.6&\text{bleu}\\ \hline \text{Phénolphtaléine}&\text{incolore}&8.2-10.0&\text{rose}\\ \hline \text{Thymolphtaléine}&\text{incolore}&9.4-10.6&\text{bleu}\\ \hline \text{Jaune d'alizarine R}&\text{jaune}&10.1-12.0&\text{orange-rouge}\\ \hline \text{Alizarine}&\text{rouge}&11.0-12.4&\text{violet}\\ \hline \text{Carmin d'indigo}&\text{bleu}&11.4-13.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Vert malachite (base - 2e transition)}&\text{bleu-vert}&11.5-13.2&\text{incolore}\\ \hline \end{array}$$

2.1 Indicateurs naturels de $pH$

Contrairement aux indicateurs chimiques purs, les indicateurs naturels contiennent plusieurs composés chimiques qui influent sur la couleur. 
 
Les zones de virage différents donc selon la nature du composé utilisé. 
 
Par exemple, le jus de chou rouge peut ne pas virer au jaunes avant un $pH>14$ s'il date de plusieurs jours.
 
De même, la transition de jus de carotte, par exemple, est difficilement observable. 
 
L'avantage majeur des indicateurs natures sur leurs équivalents de synthèse est leur très faible coût. 
 
On les trouve souvent directement dans la nature où ils ne coûtent pratiquement rien.
$$\begin{array}{|l|l|l|l|} \hline \text{Indicateur}&\text{Couleur (acide)}&\text{Transition} &\text{Couleur (base)}\\& &\text{(approximativement)}\\ \hline \text{Chou rouge (acide - 1er transition)}&\text{rouge}&\text{environ }2.0-3.0&\text{rose}\\ \hline \text{Chou rouge (acide - 2e transition)}&\text{rose}&\text{environ }3.0-4.0&\text{violet}\\ \hline \text{Thé}&\text{jaune}&\text{environ }6.0-7.0&\text{brun}\\ \hline \text{Chou rouge (base - 3e transition)}&\text{violet}&\text{environ }6.0-7.0&\text{bleu}\\ \hline \text{Artichaut}&\text{incolore}&\text{environ }7.0-8.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Curry}&\text{jaune}&7.4-8.6&\text{brun-orangé}\\ \hline \text{Curcuma}&\text{jaune}&7.4-8.6&\text{brun-orangé}\\ \hline \text{Chou rouge (base - 4e transition)}&\text{bleu}&\text{environ }8.0-9.0&\text{vert}\\ \hline \text{Betterave}&\text{rouge}&\text{environ }11.0-12.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Chou rouge (base - 5e transition)}&\text{vert}&\text{environ }12.0-13.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Thym}&\text{jaune}&\text{environ }12.0-13.0&\text{brun}\\ \hline \end{array}$$

3. Utilisation des indicateurs

L'utilisation des indicateurs colorés permet de déterminer une valeur approchée du $pH$ d'une solution.
 
On ajoute quelques gouttes de l'indicateur coloré dans la solution à étudier et on note la couleur obtenue.

4. Le papier $pH$

On peut aussi utiliser un papier $pH$ 
 
Il s'agit du papier préparé à l'aide d'un mélange d'indicateur colorés et qui prend une couleur bien déterminée lorsqu'il est en contact avec une solution de $pH$ étudiée. 
 
 
Il suffit donc de mettre ce papier en contact avec la solution et de comparer la teinte qu'il prend avec une des teintes donnant le $pH$

5. Indicateurs naturels 

5.1 Définition

Un indicateur universel est en mélange d'indicateurs, il donne un changement graduel de couleur selon la valeur du $pH$, contrairement aux indicateurs classiques (Bleu de bromothymol, la phénolphtaléine ou l'Hélianthine) qui ne possèdent qu'un changement de couleur bien marqué.
 
5.2 principe de fabrication d'indicateurs universels et du papier $pH$ 
 
Certaines substances naturelles peuvent faire office d'indications colorés, le jus de chou rouge est l'une d'entre elles.
 
Pour l'obtenir il suffit de broyer des feuilles de chou rouge, de mélanger  avec de l'eau puis filtrer.
 
Le jus de chou rouge comporte un mélange d'espèces chimiques sensible au $pH$.
 
Elle prennent une gamme de couleurs différentes en fonction des valeurs du $pH$ qui va du rouge au jaune en passant par le violet, bleu et le vert.
 
 
Le papier $pH$ est un papier absorbant imbibé d'un indicateur coloré universel qui permet de déterminer le $pH$ d'une solution instantanément en fonction de sa couleur.

6. Dosage d'une solution d'acide chlorhydrique par la soude

6.1 Expérience

A l'aide d'une pipette jaugée, on place dans un bécher un volume de $V_{A}$ d'acide chlorhydrique de concentration $C_{A}$ inconnue à déterminer
 
Ajoutons quelques gouttes de $BBT.$
 
Puis à l'aide d'une burette graduée place au-dessus du bécher, on verse petit à petit dans le bécher la solution d'hydroxyde de sodium de concentration $C_{B}$ connu 
 
 
L'agitateur magnétique permet d'homogénéiser le mélange après ajout de la solution d'hydroxyde de sodium

Observations

Quand on mélange une solution d'acide chlorhydrique $HC1$ et de base $NaOH$, on constate :
 
$-\ $ une élévation de la température du milieu réactionnel
 
$-\ $ le virage de l'indicateur coloré $BBT$ : la couleur jaune du $BBT$ en milieu acide passe à la couleur verte.

Interprétation 

Lors de la réaction acido-basique, on note un important dégagement de la chaleur. 
 
La réaction est donc exothermique.
 
Le virage du $BBT$ de la couleur jaune à la couleur verte explique une diminution de la concentration des hydroniums $H_{3}O^{+}$ du milieu 
 
On peut donc attribuer la diminution des ions hydroniums $H_{3}O^{+}$ de la solution à une réaction entre les ions $H_{3}O^{+}$ et les ions $OH^{-}.$ 
 
Il s'agit de la réaction acido-basique.
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
$$H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}\ \longrightarrow\ 2H_{2}O$$

Remarque

les ions $Na^{+}$ et $C1^{-}$ n'interviennent pas dans la réaction : ce sont des ions indifférents 

6.2 Équivalence acido-basique 

6.2.1. Définition

Il y a équivalence lorsque les réactif ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage

6.2.2 Détermination de la concentration $C_{A}$

La réaction étudiée ici pour équation :
$$H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}\ \longrightarrow\ 2H_{2}O$$
 
A l'équivalence :
 
$n_{H_{3}O^{+}}=n_{OH^{-}}$
 
$\Rightarrow\;C_{A}V_{A}=C_{B}V_{BE}$
 
$\Rightarrow\;C_{A}=C_{B}\dfrac{V_{BE}}{V_{A}}$

Solutions aqueuses basiques - 2nd S

Classe: 
Seconde
 
 
L'étude de la solution d'acide chlorhydrique a permis de dégager les propriétés communes aux solutions acides.
 
De même, les propriétés communes des solutions basiques peuvent être mises en évidence à partir de l'étude de la solution aqueuse d'hydroxyde de sodium

I. Solutions basiques

1. L'hydroxyde de sodium

L'hydroxyde de sodium pur est appelé soude caustique. 
 
Dans les conditions normales, il se trouve sous forme solide cristalline. 
 
C'est un corps chimique minéral composé de formule chimique $NaOH$, qui est à température ambiante un solide ionique. 
 
Il est fusible vers $318^{\circ}C$, il se présente généralement sous forme de pastilles, de paillettes ou de billes blanches ou d'aspect translucide, corrosives.
 
 
Il est très hygroscopique : il a tendance à absorber l'humidité de l'air, Il prend un aspect sirupeux (de la consistance du sirop). 
 
On dit que l'hydroxyde de sodium est déliquescent

2. Solution d'hydroxyde de sodium

La dissolution de l'hydroxyde de sodium dans l'eau constitue la solution d'hydroxyde de sodium et s'accompagne de dégagement de chaleur. 
 
On dit qu'elle est exothermique.
 
Cette dissolution se traduit par la dispersion et la solvatation des $Na^{+}$ et $OH^{-}$ selon l'équation de mise en solution :
$$NaOH\stackrel{Eau}\longrightarrow Na^{+}\ +\ OH^{-}$$

3. Électrolyse de la solution d'hydroxyde de sodium

3.1 Expérience

Considérons le circuit électrique ci-dessous
 
 
Plaçons de l'eau distillée dans l'électrolyseur et fermons l'interrupteur. 
 
La lampe ne brille pas
 
Remplaçons l'eau distillée par une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium et fermons l'interrupteur.
 
La lampe brille et on observe des dégagements gazeux au niveau des électrodes :
 
$-\ $ à la cathode, du dihydrogène, qui produit une faible détonation en présence de la flamme d'une allumette ;
 
$-\ $ à l'anode du dioxygène, qui produit une faible détonation en présence de la flamme d'une allumette

3.2 Interprétation

L'eau distillée versée dans un électrolyseur conduit faiblement le courant électrique (lampe éteinte)
 
En revanche, la solution aqueuse d'hydroxyde de sodium est conductrice : elle est un électrolyte.
 
Elle contient donc des ions

II. Propriétés liées à l'ion hydroxyde

1. Action sur les indicateurs colorés

Introduisons quelques gouttes d'indicateur coloré, dans deux tubes respectivement de l'eau distillée, une solution aqueuse chlorure de sodium (tubes témoins), d'autre part dans un tube contenant une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium
$$\begin{array}{|l|l|l|l|} \hline &\text{Eau distillée}&\text{solution chlorure}&\text{solution d’hydroxyde}\\& &\text{de sodium}&\text{de sodium}\\\hline \text{Hélianthine}&\text{Orange}&\text{Orange}&\text{Jaune}\\ \hline BBT&\text{Vert}&\text{Vert}&\text{Bleu}\\ \hline \text{Phénolphtaléine}&\text{Rose}&\text{Rose}&\text{Violette}\\ \hline \end{array}$$
 
On observe que les indicateurs colorés ont la même couleur dans une solution de chlorure de sodium que dans l'eau distillée. 
 
Ce ne sont donc point les ions $Na^{+}$ qui provoquent le changement de couleur des indicateurs
 
Le changement de couleur des indicateurs colorés est dû à la présence des ions hydroxyde $OH$
 
Les solutions qui font virer les indicateurs colorés comme la solution d'hydroxyde de sodium sont appelées solutions basiques
 
Le caractère basique de ces solutions est dû à la présence des ions $OH$ 
 
L'hydroxyde de sodium est totalement ionisé en solution. 
 
C'est une base forte

Remarques

$-\ $ ions $OH^{-}$ peuvent caractérisés par des indicateurs colorés
 
$-\ $ La couleur jaune de la flamme permet d'identifier les ions $Na^{+}$
 
2. Action sur certains cations métalliques
 
L'ion hydroxyde $OH^{-}$ réagit avec les cations pour donner des hydroxydes métalliques
 
Les équations des réactions s'écrivent :
 
$Fe^{2+}\ +\ 2OH^{-}\ \longrightarrow\ Fe(OH)_{2}$
 
$Fe^{3+}\ +\ 3OH^{-}\ \longrightarrow\ Fe(OH)_{3}$
 
$Zn^{2+}\ +\ 2OH^{-}\ \longrightarrow\ Zn(OH)_{2}$
 
$Cu^{3+}\ +\ 3OH^{-}\ \longrightarrow\ Cu(OH)_{2}$
 
$Al^{3+}\ +\ 3OH^{-}\ \longrightarrow\ Al(OH)_{3}$

3. Action sur l'acide chlorhydrique

La réaction entre les solutions d'acide chlorhydrique et d'hydroxyde de sodium totale et qui traduit par l'équation-bilan :
$$H_{3}O^{+}\ +\ Cl^{-}\ +\ Na^{+}\ + OH^{-}\ \longrightarrow\ 2H_{2}O\ +\ Na^{+}\ +\ Cl^{-}$$
 
Les ions sodium et chlorure ne sont pas intervenus : ce sont des ions spectateurs
 
L'équation-bilan s'écrit donc :
$$H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}\ \longrightarrow\ 2H_{2}O$$

III. Exemples d'autres bases

1. Hydroxyde de potassium

L'hydroxyde de potassium $KOH$ est préparé par électrolyse d'une solution aqueuse saturée de chlorure de potassium. 
 
Il est principalement employé pour produire du carbonate de potassium destiné à l'industrie verrière. 
 
Il est aussi à la base de la production de divers sels de potassium, silicate, permanganate...
 
Il est utilisé également pour fabriquer le savon noir, comme électrolyte des piles alcalines et desséchant de gaz.
 
 

2. Hydroxyde de calcium

L'hydroxyde de calcium ou chaux éteinte $Ca(OH)_{2}$ est obtenue par hydratation de l'oxyde de calcium ou chaux vive $CaO$ obtenu par calcination du calcaire.
$$CaO\ +\ H_{2}O\ \longrightarrow\ Ca(OH)_{2}$$
 
Les utilisations de l'hydroxyde sont très nombreuses, dans le traitement de l'eau, des fumées, comme amendement agricole, pour l'obtention de $pH$ basiques...
 
 

3. Ammoniaque

L'ammoniac, gaz très soluble dans l'eau, s'ionise partiellement en solution avec formation d'ions hydroxyde $OH^{-}.$
 
On obtient donc une solution basique
 
L'équation-bilan de la réaction de la réaction s'écrit : 
$$NH_{3}\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ NH_{4}\ +\ OH^{-}$$
 
La double flèche indique que l'ionisation n'est pas totale
 
L'ionisation de l'ammoniac libère des ions hydroxydes. 
 
L'ammoniac est une base.
 

Solution des exercices : Généralités sur le mouvement - 2nd S

Classe: 
Seconde
 

Exercice 1

I. Dans chacun des cas suivants, choisissons la bonne réponse.
 
1) Dans le cas d'un mouvement rectiligne uniforme
 
a) le vecteur vitesse est constant.
 
2) Dans le cas d'un mouvement circulaire uniforme
 
b) la valeur du vecteur vitesse est constante.
 
3) Dans le cas d'un mouvement curviligne uniforme:
 
b) la valeur du vecteur vitesse est constante.
 
4) Lorsque la valeur du vecteur vitesse est constante
 
a. le mouvement est uniforme.
 
5) Lorsque le vecteur vitesse est constant
 
b) le mouvement est rectiligne uniforme.
 
II. Lorsqu'on éternue, on ferme les yeux involontairement. Le conducteur d'une automobile roulant à $108\;km.h^{-1}$ éternue pendant une demi-seconde. 
 
Calculons la distance qu'il a parcouru sans voir la route.
 
Soit $d$ cette distance alors, on a : $$d=v.t$$
avec $t=\dfrac{1}{2}\;s=\dfrac{1}{2}\times\dfrac{1}{3600}\;h$
 
A.N : $d=108\times\dfrac{1}{7200}=0.015$
 
Donc, $\boxed{d=0.015\;km=15\;m}$
 

Exercice 2

On étudie la course d'Usain Bolt le Jamaïcain avec précision. On effectue un chronométrage tous les 10 mètres.
 
1) Complétons la colonne position
$$\begin{array}{|l|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|}\hline&M_{0}&M_{1}&M_{2}&M_{3}&M_{4}&M_{5}&M_{6}&M_{7}&M_{8}&M_{9}&M_{10}\\ \hline\text{Temps (s)}&0&1.85&2.91&3.82&4.70&5.51&6.37&7.19&8.01&8.87&9.72\\ \hline\text{Position (m)}&0&10&20&30&40&50&60&70&80&90&100\\ \hline\text{Vitesse}&&&&&&&&&&&\\ \text{instantanée}&-&6.9&10.2&11.2&11.8&11.98&11.90&12.2&11.9&11.7&-\\(m/s)&&&&&&&&&&&\\\hline\end{array}$$
2) Calculons les différentes vitesses instantanées. (Voir tableau)
 
3) Calculons la vitesse moyenne entre $M_{0}\ $ et $\ M_{3}$, puis entre $M_{4}\ $ et $\ M_{9}$
 
On a :
 
$\begin{array}{rcl} V_{_{M}}&=&\dfrac{M_{0}M_{3}}{t_{_{3}}-t_{_{0}}}\\ \\&=&\dfrac{30-0}{2.9-0}\\ \\&=&10.3\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{V_{_{M}}=10.3\;m.s^{-1}}$
 
$V_{_{M}}=\dfrac{M_{0}M_{3}}{t_{_{3}}-t_{_{0}}}$
 
De même on a :
 
$\begin{array}{rcl} V_{_{M'}}&=&\dfrac{M_{4}M_{9}}{t_{_{9}}-t_{_{4}}}\\ \\&=&\dfrac{90-40}{8.87-4.70}\\ \\&=&12\end{array}$
 
D'où, $\boxed{V_{_{M'}}=12\;m.s^{-1}}$

Exercice 3

Un mobile autoporteur est lancé sur une table horizontale : On enregistre les positions successives d'un point $M$ du mobile. 
 
Entre deux positions enregistrées, il s'est écoulé une durée $\Delta t=60\;ms.$
 
L'enregistrement de sa trajectoire est donnée par la figure ci-dessous :
$$\begin{array}{|cccccccccccc|}\hline&M_{0}&M_{1}&M_{2}&M_{3}&M_{4}&M_{5}&M_{6}&M_{7}&M_{8}&M_{9}\\&\cdot&\cdot&\cdot&\cdot&\cdot&\cdot&\cdot&\cdot&\cdot&\cdot\\&t_{0}&t_{1}&t_{2}&t_{3}&t_{4}&t_{5}&t_{6}&t_{7}&t_{8}&t_{9}\\ \hline\end{array}$$
Échelle : $1\,cm$ sur le schéma représente $2\,cm$ en réalité
 
1) Nommons les points $M_{0}\;;\ M_{1}\;;\ M_{2}\;;\ \ldots\ (M_{0}$ étant le premier point de la trajectoire$).$
 
$M_{0}\;;\ M_{1}\;;\ M_{2}\;;\ \ldots M_{n}$ sont respectivement le premier, deuxième , troisième$\ldots$ $(n+1)^{ième}$ point de la trajectoire
 
2) La trajectoire du mobile est une droite
 
3) Nature du mouvement du mobile
 
Le mouvement est rectiligne uniforme car, la trajectoire est une droite et le mobile parcourt des distances égales pendant des durées égales
 
4) Calcul des vitesses instantanées du mobile aux dates $t_{2}\;,\ t_{4}\ $ et $\ t_{7}.$
 
$\begin{array}{rcl} v_{2}&=&\dfrac{M_{1}M_{3}}{t_{3}-t_{1}}\\ \\&=&\dfrac{M_{1}M_{3}}{2\Delta t}\\ \\&=&\dfrac{4\cdot 10^{-2}}{2\times 60\cdot 10^{-3}}\\ \\&=&0.33\end{array}$

D'où, $\boxed{v_{2}=0.33\,m\cdot s^{-1}}$
 
$\begin{array}{rcl} v_{4}&=&\dfrac{M_{5}M_{3}}{t_{5}-t_{3}}\\ \\&=&\dfrac{M_{5}M_{3}}{2\Delta t}\\ \\&=&\dfrac{4\cdot 10^{-2}}{2\times 60\cdot 10^{-3}}\\ \\&=&0.33\end{array}$
 
Donc, $\boxed{v_{4}=0.33\,m\cdot s^{-1}}$
 
$\begin{array}{rcl} v_{7}&=&\dfrac{M_{8}M_{6}}{t_{8}-t_{6}}\\ \\&=&\dfrac{M_{8}M_{6}}{2\Delta t}\\ \\&=&\dfrac{4\cdot 10^{-2}}{2\times 60\cdot 10^{-3}}\\ \\&=&0.33\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{v_{7}=0.33\,m\cdot s^{-1}}$
 
5) Représentons le vecteur vitesse du mobile aux positions $M_{2}\;,\ M_{4}\ $ et $\ M_{7}.$
 
 
Échelle : $0.5\;cm\longrightarrow 0.33\;m\cdot s^{-1}$
 
6) On constate que le vecteur- vitesse instantanée est constant.
 
Le résultat est donc en accord avec la réponse de la 3e. question
 
7) La vitesse du mobile au point $M_{9}$
 
Le mouvement étant rectiligne uniforme alors, la vitesse est une constante d'où :
$$v_{9}=0.33\,m\cdot s^{-1}$$

Exercice 4 : Mouvement d'un objet

On repère les positions successives d'un point $L$ d'un disque tournant autour d'un axe grâce à une lampe clignotante placée en $L$ et qui émet des éclairs à intervalles réguliers $\tau=20\;ms.$

 

 
N.B : la courbe n'est pas à échelle. Cependant, entre deux éclairs on mesure $1.5\;cm$
 
1) Déterminons la vitesse instantanée de $L$ en $L_{6}\ $ et $\ L_{2}$
 
On a :
 
$\begin{array}{rcl} V_{_{6}}&=&\dfrac{L_{5}L_{7}}{t_{_{7}}-t_{_{5}}}\\ \\&=&\dfrac{L_{5}L_{7}}{2\tau}\\ \\&=&\dfrac{3.10^{-2}}{2\times 20.10^{-3}}\\ \\&=&0.75\end{array}$
 
D'où, $\boxed{V_{_{6}}=0.75\;m.s^{-1}}$
 
De même :
 
$\begin{array}{rcl} V_{_{2}}&=&\dfrac{L_{1}L_{3}}{t_{_{3}}-t_{_{1}}}\\ \\&=&\dfrac{L_{1}L_{3}}{2\tau}\\ \\&=&\dfrac{3.10^{-2}}{2\times 20.10^{-3}}\\ \\&=&0.75\end{array}$
 
Donc, $\boxed{V_{_{2}}=0.75\;m.s^{-1}}$
 
Traçons les vecteurs vitesses associés (Voir figure)
 
2) Calculons, sans utiliser la règle, la vitesse angulaire $(\omega)$ du solide.
 
Le mouvement est circulaire uniforme alors :
 
$\begin{array}{rcl}\omega=\dfrac{\alpha}{5\tau}&=&\dfrac{\dfrac{\pi}{2}}{5\times\tau}\\ \\&=&\dfrac{\pi}{2\times 5\times 20.10^{-3}}\\ \\&=&\dfrac{10^{3}\times\pi}{200}\\ \\&=&5\pi \end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{\omega=15.7\;rad.s^{-1}}$
 
3) Vérifions la relation entre $V\ $ et $\ \omega$, la vitesse angulaire.
 
Par mesure, on trouve $R=5\;cm$
 
Par calcul, on a :
 
$\begin{array}{rcl} V=R\omega&\Rightarrow&R=\dfrac{V}{\omega}\\ \\&\Rightarrow&R=\dfrac{0.75}{15.7}\\ \\&\Rightarrow&R=4.8\;cm\end{array}$
 
Donc, aux erreurs expérimentales près, on trouve le même rayon.
 
4) En déduisons la période $T$ de rotation.
 
On a :
 
$\begin{array}{rcl}\omega=\dfrac{2\pi}{T}&\Rightarrow&T=\dfrac{2\pi}{\omega}\\ \\&\Rightarrow&T=\dfrac{2\pi}{5\pi}\\ \\&\Rightarrow&T=0.4\end{array}$
 
D'où, $\boxed{T=0.4\;s}$
 
5) Le vecteur vitesse de $L$ n'est pas constant au cours du temps, car il change de direction et de sens au cours du temps.
 

Exercice 5 : Étude du mouvement d'un enfant sur un tremplin

L'enregistrement ci-dessous représente dans le référentiel terrestre les positions $E_{i}$ d'un enfant en rollers sur un tremplin.
 
Ces positions sont inscrites à intervalles de temps égaux $\tau=0.20\;s$
 
1) Détermination des différentes phases du mouvement (uniforme, accéléré, décéléré).
 
$-\ $ De $E_{1}\ $ à $\ E_{2}$, le mouvement est accéléré car le mobile parcourt des distances de plus en plus grandes pour des durées égales.
 
$-\ $ De $E_{3}\ $ à $\ E_{10}$, le mouvement est décéléré car le mobile parcourt des distances de plus en plus petites pour des durées égales
 
$-\ $ De $E_{10}\ $ à $\ E_{12}$, le mouvement est uniforme car le mobile parcourt des distances égales pour des durées égales
 
$-\ $ De $E_{12}\ $ à $\ E_{14}$, le mouvement est accéléré
 
2) Détermination des valeurs de $v_{1}\ $ et $\ v_{8}$, vitesses instantanées du point $E$ aux instants $t_{1}\ $ et $\ t_{8}$
 
On a :
 
$\begin{array}{rcl} V_{_{1}}&=&\dfrac{E_{0}E_{2}}{t_{_{2}}-t_{_{0}}}\\ \\&=&\dfrac{E_{0}E_{2}}{2\tau}\\ \\&=&\dfrac{8\times 0.5}{2\times 0.20}\\ \\&=&10\end{array}$
 
Donc, $\boxed{V_{_{1}}=10\;m.s^{-1}}$
 
De même :
 
$\begin{array}{rcl} V_{_{8}}&=&\dfrac{E_{7}E_{9}}{t_{_{9}}-t_{_{7}}}\\ \\&=&\dfrac{E_{7}E_{9}}{2\tau}\\ \\&=&\dfrac{2.5\times 0.5}{2\times 0.20}\\ \\&=&3.125\end{array}$
 
D'où, $\boxed{V_{_{8}}=3.125\;m.s^{-1}}$
 
3) Représentation des vecteurs vitesse $\vec{v}_{1}\ $ et $\ \vec{v}_{8}$
 
Échelle : $1\;cm\longrightarrow 2\;m.s^{-1}$

 

Exercice 11

Un camion $M_{1}$ quitte une ville $A$ à $8\,h\;50\,min$ pour se rendre à une ville $B$ avec une vitesse constante $V_{1}=126\;km.h^{-1}$
 
Un autre camion $M_{2}$ quitte ville $B$ à $9\,h$ pour se rendre à la ville $A$ avec une vitesse $V_{2}$ inconnue. La route est supposée rectiligne et la distance entre les deux villes est de $259\;km.$

 

 
1) Calculons de la durée et la distance parcourue par $M_{1}$ avant le départ de $M_{2}.$
 
Soit $t=t_{2}-t_{1}$ avec $t_{1}$ la date de départ de $M_{1}\ $ et $\ t_{2}$ la date de départ du camion $M_{2}$ 
 
On a :
 
$\begin{array}{rcl} t&=&t_{2}-t_{1}\\ \\&=&9h-8\,h\;50\,mn\\ \\&=&=8\,h\;60\;mn-8\,h\;50\;mn\\ \\&=&10\,mn\end{array}$
 
D'où, $\boxed{t=10\,mn}$
 
Ainsi, au bout de $t=10\,mn$ le camion $M_{1}$ aura parcouru une distance $x_{0_{1}}=V_{1}.t$
 
Par suite :
 
$\begin{array}{rcl} x_{0_{1}}&=&V_{1}.t\\ \\&=&126\times\dfrac{10}{60}\\ \\&=&21\end{array}$
 
D'où, $\boxed{x_{0_{1}}=21\;km}$
 
2) En prenant comme origine des espaces $(x=0)$ la ville $A$ et comme origine des dates $(t=0)$ l'instant de départ du camion $M_{2}.$
 
2.1) Déterminons l'équation horaire $x_{1}$ du camion $M_{1}$
 
Soit : $x_{1}=V_{1}t+x_{0_{1}}\Rightarrow x_{1}=126t+21$
 
D'où, $\boxed{x_{1}(t)=126t+21}$
 
2.2) Détermination en fonction de $V_{2}$ l'équation horaire $x_{2}$ du camion $M_{2}.$
 
En tenant compte de l'orientation de l'axe, on a : $x_{2}=-V_{2}t+x_{0_{2}}$
 
Or, à $t=0\,s\;,\ x_{0_{2}}=259\,km$ donc, $x_{2}=-V_{2}t+259$
 
Ainsi, $\boxed{x_{2}(t)=-V_{2}t+259}$
 
3) Déterminons La date $t$ et l'heure d'arrivée $t'$ du camion $M_{1}$ à destination
 
L'équation horaire du camion $M_{1}$ étant donnée par : $x_{1}=126t+21$
 
Comme la distance entre les deux villes est de $259\;km$ alors, le camion $M_{1}$ arrive à destination lorsque $x_{1}=259.$
 
Par suite,
 
$\begin{array}{rcl} 126t+21=259&\Rightarrow&126t=259-21\\ \\&\Rightarrow&t=\dfrac{259-21}{126}\\ \\&\Rightarrow&t=1\,h\ 53\,mn\end{array}$
 
D'où, $\boxed{t=1\,h\ 53\,mn}$
 
Le camion $M_{1}$ ayant quitté la Ville $A$ vers $8\,h\ 50\,mn$ donc, l'heure d'arrivée $t'$ à destination sera donnée par :
 
$\begin{array}{rcl} t'&=&8\,h\ 50\,mn+t\\ \\&=&8\,h\ 50\,mn+1\,h\ 53\,mn\\ \\&=&10\,h\ 43\,mn\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{t'=10\,h\ 43\,mn}$
 
4) Déterminons la vitesse $V_{2}$ du camion $M_{2}$ pour que les deux mobiles arrivent en même temps à destination
 
Soit $t''$ le temps mis par le camion $M_{2}$ pour arriver à destination.
 
L'heure d'arrivée étant égale $t'=10\,h\ 43\,mn$ alors,
 
$\begin{array}{rcl} t''&=&10\,h\ 43\,mn-9\,h\\ \\&=&1\,h\ 43\,mn\end{array}$
 
Par ailleurs, d'après l'équation horaire du camion $M_{2}$, on a : $x_{2}=-V_{2}t+259$
 
Or, le camion $M_{2}$ arrive à destination lorsque $x_{2}=0$
 
Par suite,
 
$\begin{array}{rcl} -V_{2}.t''+259=0&\Rightarrow&V_{2}=\dfrac{259}{t''}\\\\&\Rightarrow&V_{2}=\dfrac{259}{\left(1+\dfrac{43}{60}\right)}\\\\&\Rightarrow&V_{2} =150.87\;km\cdot h^{-1}\end{array}$
 
D'où, $\boxed{V_{2}=150.87\;km\cdot h^{-1}}$
 
5) En supposant que $V_{2}=238\;m.s^{-1}$, en déduisons :
 
5.1) La date et l'heure de rencontre des deux camions.
 
Soit : $V_{2}=238\;m\cdot s^{-1}$, ce qui donne, après conversion :
 
$V_{2}=238\times 3.6=856.8\;km\cdot h^{-1}$
 
L'équation horaire sera alors donnée par : 
 
$x_{2}=-856.8t+259$
 
A la rencontre, on a : $x_{1}=x_{2}$
 
Ainsi,
 
$\begin{array}{rcl} 126t+21=-856.8t+259&\Rightarrow&126t+856.8t=259-21\\\\&\Rightarrow&982.8t=238\\\\&\Rightarrow&t=\dfrac{238}{982.8}\\\\&\Rightarrow&t =14.5\,mn\end{array}$
 
D'où, $\boxed{t=14\,mn\ 30\,s}$
 
L'origine des dates $(t=0)$ étant l'instant de départ du camion $M_{2}$ donc, l'heure de rencontre $t'$ est donnée par
 
$t'=9\,h+14\,mn\ 30\,s=9h\ 14\,mn\ 30\,s$
 
D'où, $\boxed{t'=9h\ 14\,mn\ 30\,s}$
 
5.2) La position de rencontre.
 
Soit $d$ la position de rencontre des deux camions.
 
Considérons l'équation horaire du camion $M_{2}\ : x_{2}=-856.8t+259$
 
On obtient alors : $d=-856.8\times\dfrac{14.5}{60}+259=51.9\,km$
 
D'où, $\boxed{d=51.9\,km}$
 
6) Déterminons les dates où les deux camions sont distants de $5\;km$
 
Les deux camions sont distants de $5\;km$ signifie que $\left|x_{2}-x_{1}\right|=5$
 
On a :
 
$\begin{array}{rcl} \left|x_{2}-x_{1}\right|=5&\Leftrightarrow&\left|-856.8t+259-(126t+21)\right|=5\\\\&\Leftrightarrow&\left|-982.8t+238\right|=5\\\\&\Leftrightarrow&\left\lbrace\begin{array}{rcl}-982.8t+238&=&5\\-982.8t+238&=&-5 \end{array}\right.\\\\&\Leftrightarrow&\left\lbrace\begin{array}{rcl}-982.8t&=&-233\\-982.8t&=&-243 \end{array}\right.\\ \\&\Leftrightarrow&\left\lbrace\begin{array}{rcl} t&=&\dfrac{233}{982.8}\\\\t&=&\dfrac{243}{982.8}\end{array}\right.\nonumber\\\\&\Leftrightarrow&\left\lbrace\begin{array}{rcl} t_{1}&=&14\,mn\ 12\,s\\t_{2}&=&14\,mn\ 48\,s\end{array}\right.\end{array}$
 
Commentons le résultat
 
La date $t_{1}$ correspond à la date avant la rencontre
 
La date $t_{2}$ correspond à la date après la rencontre

Exercice 12

 
1. Nature précise du mouvement
 
Le mouvement est uniformément accéléré, car le mobile parcourt des distances de plus en plus grandes pour des durées égales
 
2-1. Mesure de la distance $M_{0}M_{8}$
 
$M_{0}M_{8}=23\,cm$
 
2.2 Déterminons l'intervalle de temps qui sépare les deux positions $M_{0}$ et $M_{8}$
 
$\begin{array}{rcl} t&=&40\,m\cdot s\Delta t\\&=&8 t\\&=&8\times40\,m\cdot s\\\Rightarrow\Delta \boxed{t=3.2\cdot 10^{-1}s} \end{array}$
 
2.3 Déterminons les valeurs des vitesses instantanées $v_{1}$, $v_2$ et $v_5.$
 
$\begin{array}{rcl} v_{1}&=&\dfrac{M_{0}M_{2}}{t_{2}-t_{0}}\\&=&\dfrac{M_{0}M_{2}}{2t}\\&=&\dfrac{1.5\cdot10^{-2}}{2\times40\cdot10^{-3}}\\\Rightarrow\boxed{v_{1}=0.19m\cdot s^{-1}} \end{array}$
 
$\begin{array}{rcl} v_{2}&=&\dfrac{M_{1}M_{3}}{t_{3}-t_{1}}\\&=&\dfrac{M_{1}M_{3}}{2t}\\&=&\dfrac{3\cdot 10^{-2}}{2\times40\cdot^{-3}}\\\Rightarrow\boxed{v_{2}=0.38m\cdot s^{-1}} \end{array}$
 
$\begin{array}{rcl} v_{5}&=&\dfrac{M_{4}M_{6}}{t_{6}-t_{4}}\\&=&\dfrac{M_{4}M_{6}}{2t}\\&=&\dfrac{7\cdot10^{-2}}{2\times40\cdot10^{-3}}\\\Rightarrow\boxed{v_{2}=0.88m\cdot s^{-1}} \end{array}$
 
3.2. Les vitesses instantanées augmentent avec le temps.
 
L'observation des vitesses instantanées successives permet donc d'affirmer que le mouvement du mobile autoporteur est accéléré
 
3.3. Représentons les vecteurs vitesses instantanées correspondant aux positions $M_{2}$ et $M_{5}$ du mobile
 
(Voir figure)

Exercice 13

 
1. Complétons le tableau
 
$\begin{array}{|l|c|c|} \hline \text{Partie du trajet }&\text{Nature de la trajectoire }&\text{Nature du mouvement}\\ \hline AB&\text{Droite }&\text{Rectiligne }\\ \hline BC&\text{Arc de cercle }&\text{Circulaire }\\ \hline CD&\text{Courbe }&\text{Curviligne}\\ \hline \end{array}$
 
2.a. Détermination de sa vitesse moyenne $V_{1}$ sur le trajet $AB.$
 
$\begin{array}{rcl} V_{1}&=&\dfrac{AB}{\Delta t_{1}}\\&=&\dfrac{340}{20}\\\Rightarrow\boxed{V_{1}=17\,m\cdot s^{-1}} \end{array}$
 
b. Détermination de la distance du parcours $BC.$
 
$\begin{array}{rcl} BC&=&V_{2}\Delta t_{2}\\&=&15.7\times30\\\Rightarrow\;\boxed{BC=471\,m} \end{array}$
 
c. Détermination de la durée $\Delta t_{3}$ de ce parcours $CD$
 
$\begin{array}{rcl} \Delta t_{3}&=&\dfrac{CD}{V_{3}}\\&=&\dfrac{143}{14.3}\\\Rightarrow\Delta\boxed{t_{3}=10s} \end{array}$
 
3) Déduisons la nature du mouvement du mobile sur tout le trajet entre $A$ et $D$
 
Le mouvement du mobile sur tout le trajet est curviligne, puisque la trajectoire est une courbe
 
4. Calcul de la vitesse moyenne $V_{m}$ du mobile sur tout le trajet entre $A$ et $D.$
 
$\begin{array}{rcl} V_{m}&=&\dfrac{AB+BC+CD}{\Delta t_{1}+\Delta t_{2}+\Delta t_{3}}\\&=&\dfrac{340+471+143}{20+30+10}\\\Rightarrow\boxed{V_{m}=15.9\,m\cdot s^{-1}} \end{array}$

Exercice 14

 
1. Étude de la phase $I$
 
a. Rappel de la définition de la trajectoire d'un mobile.
 
La trajectoire d'un mobile est l'ensemble des positions successivement occupées par le mobile au cours du temps
 
b. La vitesse du véhicule de $0$ à $12$ secondes augmente , la vitesse est une fonction croissante du temps
 
c. Déduction de la nature du mouvement du véhicule
 
Le mouvement est accéléré
 
2) Étude la phase $II$
 
a. La vitesse du véhicule pendant cette phase est constante
 
b. Détermination, à partir du graphique, la vitesse du véhicule et la durée de la phase $II.$
 
$V_{II}=35\,m\cdot s^{-1}$
 
c.Convertissons la vitesse du véhicule pendant cette phase en $km\cdot h^{-1}.$
 
$\begin{array}{rcl} V_{II}&=&35\,m\cdot s^{-1}\\&=&35\times\dfrac{m}{s}\\&=&35\times\dfrac{10^{3}km}{\dfrac{1}{3600}h}\\\Rightarrow\boxed{V_{II}=126\,km\cdot h^{-1}} \end{array}$
 
d. Calcul de la distance d parcourue par le véhicule au cours de cette phase.
 
$\begin{array}{rcl} d_{II}&=&V_{II}\Delta t_{II}\\&=&126\times(24-12)\\\Rightarrow\boxed{d_{II}=1512\,km} \end{array}$
 
3. Étude de la phase $III$
 
a. La vitesse du véhicule pendant cette phase diminue , car cette vitesse est une fonction décroissante du temps
 
b. Nature de mouvement du véhicule au cours de cette phase
 
Le mouvement du véhicule est retardée ou décéléré
 
c.Détermination, à partir du graphique, la vitesse en $m\cdot s^{-1}$ du véhicule au temps $t=30\text{secondes}$
 
$V_{III}=15\,m\cdot s^{-1}$
 
 

DEVOIR TL2 2019 2020

EXERCICE2

 Les bobines du secteur primaire et secondaire d'un transformateur de laboratoire possèdent $N_{1}=500$ et
$N_{2}=125$ spires. Les tensions efficaces mesurées sont $U_{1} =12.40V$ et $U_{2} =3.08V$
1.1. Calculer le rapport de transformation $m$ du transformateur.
1.2. Celui-ci est-il abaisseur et élévateur de tension ?
1.3. Que signifie les $4$ grandeurs de la relation ?
1.4. La bobine de $125$ spires est conservée au secondaire.
Calculer le nombre de spires de la bobine constituant la bobine du primaire pour obtenir un rapport de
transformation de $2.0$

EXERCICE3

3.1. La tension de sortie de l'alternateur d'une centrale électrique est élevée au moyen d'un transformateur
dont la plaque signalétique prote les indicateurs : $98 MVA /11.5 kV/136 kV/ 50Hz$
3.1.1. Que représente ces valeurs ?
 $98 MVA$ : ....................................................................................................
$11.5 kV$ : ......................................................................................................
$136 kV$ : .......................................................................................................
$50 Hz$ : ........................................................................................................
 3.1.2 Calculer le rapport de transformation m. Celui-ci est-il élévateur ou abaisseur de tension ? Quel est sa fonction ?
3.1.3. Calculer les intensité's $I_{1}$ et $I_{2}$
3.2. Pour chaque situation, indiquer si le transformateur est élévateur ou abaisseur de tension et calculer son rapport de transformation.
 3.2.1. Un poste de transformation électrique est passé de $20kV$ à $400 V$
3.2.2. Un poste de transformation électrique est passé de $230V$ à $23 kV$
Électricité
 
Pylône électrique près d'une centrale nucléaire (©photo)

À RETENIR
•    Un courant électrique est généré par le déplacement de charges électriques dans un matériau conducteur. Le courant est dit « continu » lorsque des électrons se déplacent dans une même direction au sein de ce conducteur et « alternatif » quand leur mouvement alterne entre un sens et un autre.
•    L’électricité est aujourd’hui utilisée pour l’éclairage, le chauffage mais aussi pour alimenter un nombre croissant d'appareils électroniques.
•    L'électricité est difficilement stockable en grande quantité et à des coûts abordables. Cette question du stockage est centrale dans le développement des énergies renouvelables intermittentes.
•    Une puissance électrique est mesurée en watts $(W)$ et ses multiples $(kW, MW, GW, TW)$ tandis que
        qu'une quantité d'électricité produite ou consommée pendant une période donnée est mesurée en
wattheures $(Wh)$ ou ses multiples $(kWh, MWh, GWh, TWh)$.

Sommaire

  •    Définition et catégories
  •   Fonctionnement
  •    Enjeux
  •    Acteurs majeurs
  • Unités et chiffres clés
  • Passé et présent
  • Futur

Définition et catégories
L’électricité est un phénomène électromagnétique créé par l’interaction de particules présentes dans la matière qui sont chargées positivement ou négativement et dont les effets peuvent être utilisés pour générer de l’énergie.
La matière est composée d’atomes constitués d’un noyau central formé de protons et de neutrons. Les protons ont une charge positive et les neutrons, comme leur nom l’indique, sont neutres et n’ont pas de charge. Autour du noyau de l’atome gravitent plusieurs électrons qui ont une charge négative.
Normalement, dans un atome, la charge négative des électrons et la charge positive des protons sont de même grandeur. L’atome est alors électriquement neutre. Cependant, dans certaines conditions, un électron peut quitter l’atome ou s’y ajouter. Ainsi les électrons peuvent circuler dans la matière et créer un courant électrique, ou peuvent s’accumuler en certains endroits et créer de l’électricité statique.
L’électricité est une énergie secondaire ou un vecteur d’énergie.
L’électricité ne se perçoit que par ses effets parmi lesquels figurent certaines manifestations naturelles comme les éclairs. Aujourd’hui, l’électricité est utile à chaque aspect de notre vie quotidienne. Nous nous en servons pour manger, nous déplacer, nous éclairer et nous soigner.
L’électricité est une énergie secondaire ou un vecteur d’énergie car elle est générée à partir de la transformation d’une énergie primaire au moyen d’un système de conversion. Une énergie primaire est une énergie directement disponible dans la nature comme les énergies fossiles, la géothermie, le rayonnement solaire, le vent ou encore la biomasse. Par exemple, la combustion du charbon (énergie primaire) est utilisée dans une centrale thermique pour produire de l’électricité (énergie secondaire).
Fonctionnement technique ou scientifique
Les propriétés de l’électricité permettent de comprendre le fonctionnement de ce phénomène pourtant invisible à l’œil nu.
L’électricité statique
Lorsque l’on frotte une règle en plastique sur du papier, les électrons superficiels des atomes du papier rejoignent les atomes de la règle. Les charges électriques sont alors piégées dans des matériaux isolants (le plastique, le papier, le verre, etc.) qui les empêchent de circuler. Ce phénomène est appelé électricité statique. Il peut se manifester très rapidement lorsque l’on touche la règle par un léger choc électrique. Il s’agit du même phénomène lorsqu’ayant marché sur une moquette, on touche la poignée d’une porte.
La quantité d’électricité statique produite n’est pas suffisante pour être industrialisée et satisfaire nos besoins énergétiques habituels.
L’électricité dynamique
Dans ce cas, les charges électriques ne sont pas piégées dans des matériaux isolants. A l’aide d’un fil conducteur, les électrons se déplacent et un courant électrique est créé.
Le courant électrique
Un courant électrique est généré à partir de l’électricité dynamique. Les charges électriques se déplacent dans un matériau conducteur. Les métaux, l’eau salée ou bien le corps humain sont de bons conducteurs. Le courant est dit continu lorsque les électrons se déplacent dans un conducteur dans une même direction. Le courant alternatif correspond au mouvement des électrons qui alterne entre un sens et un autre. Ce mouvement de va-et-vient des charges électriques est produit entre autres par la rotation d’un alternateur.
Enjeux par rapport à l'énergie
Le stockage de l'électricité
•    L’électricité est difficilement stockable en quantité suffisante et à des coûts abordables pour satisfaire nos besoins énergétiques. Les solutions directes requièrent des conducteurs « sans résistance » appelés supraconducteurs dans lesquels il est théoriquement possible de faire circuler sans perte l’électricité que l’on souhaite stocker. Ces matériaux actuellement disponibles à de très faibles températures de l'ordre de quelques degrés Kelvin sont réservés à des applications particulières et pour de faibles quantités.
Les solutions indirectes ne fournissent que des solutions partielles, onéreuses et souvent locales (batteries d’accumulateurs, power-to-gas, air comprimé qu’on détend ensuite, eau relevée entre deux barrages, etc.).
•    La production d’électricité doit donc être continue afin de répondre aux consommations du moment. Or, la consommation d’électricité varie selon les moments de la journée. Il faut par conséquent être capable d’ajuster la production d’électricité à la consommation.
L’utilisation de la très haute tension permet de limiter les pertes en ligne.
Le transport de l'électricité
•    L’électricité se transporte facilement et rapidement. Des lignes électriques livrent l’électricité depuis la centrale électrique jusqu’aux zones de consommation. Le transport de l’électricité à l’échelle nationale est principalement assuré en très haute tension à 400 000 volts via des lignes aériennes dites d’interconnexion.
Des opposants se manifestent de plus en plus fréquemment pour demander leur disparition du champ visuel, ce qui est toujours coûteux et parfois techniquement presque impossible. A l’échelle régionale ou locale, le transport est assuré en haute tension (225 000 et 63 000 volts essentiellement) via des lignes qui, elles, peuvent  être enterrées.
•    L’utilisation de la très haute tension permet de limiter les pertes en ligne dues à l’effet Joule (dégagement de chaleur) ou aux effets électromagnétiques (effets capacitifs entre la ligne et le sol). Les pertes énergétiques dans les lignes à haute tension sont proportionnelles aux distances parcourues par le courant électrique.
La distribution d'électricité
•    Les réseaux de distribution livrent directement l’électricité chez les consommateurs finaux. Les lignes électriques sont à une tension de 20 000 volts, augmentant la déperdition énergétique unitaire mais sur de courtes distances. Des postes de transformation sont placés à l’interconnexion des réseaux de transport et de distribution.
•    Certains moyens de production d’électricité décentralisés (éoliennes, panneaux photovoltaïques chez un particulier) peuvent être directement raccordés au réseau de distribution et ne passent pas par le réseau de transport. On parle de production locale pour cette raison.
Lors du transport et de la distribution d’électricité, le courant est le plus souvent triphasé. Il y a trois câbles conducteurs par circuit pour optimiser l’acheminement de l’électricité et minimiser les pertes en lignes.
Acteurs majeurs
Les acteurs majeurs sont principalement des sociétés de production ou de transport dont les États sont souvent actionnaires à l'image d'EDF en France. Cependant, ils contrôlent toujours les activités via des lois et règlements nationaux.
Des pays comme la Norvège, le Brésil et le Canada génèrent l'essentiel de leur électricité grâce à l'hydroélectricité.
En $2015$, les pays consommant le plus d’électricité dans le monde sont la Chine $(4 921 TWh)$, les États-Unis $(3 848 TWh)$, l'Inde (1 027 TWh), le Japon $(921 TWh)$, la Russie $(870 TWh)$ et l’Allemagne (521 TWh)(1). La France a consommé près de 475 TWh en 2015 selon les données de RTE.
Les États-Unis, le Japon et l’Allemagne utilisent encore en grande partie des énergies fossiles pour produire leur électricité tandis que la France produit près de 75% de son électricité à partir d'énergie
 nucléaire. Des pays comme la Norvège, le Brésil et le Canada génèrent l'essentiel de leur électricité grâce à l'hydroélectricité.
Au niveau industriel, EDF est le plus grand producteur mondial d'électricité avec $619,3 TWh$ générés en $2015(2)$.
Unités de mesure et chiffres clés
•    Tension électrique : mesurée en volt $(V)$, elle permet de déterminer la concentration de charges électriques dans un matériau.  Elle peut être comparée à la pression de l’eau dans un tuyau lorsque le robinet est fermé.
•    Intensité du courant électrique : traduite en ampère $(A)$, elle permet de mesurer le débit des électrons dans le conducteur, à l’image du débit d’eau qui sort du robinet.
•    Puissance électrique : mesurée en watt ou plus couramment en kilowatt ($kW$, soit $1 000 W$) ou mégawatt ($MW$, soit $1 000 kW$), elle permet de déterminer la quantité d’énergie transmise et se mesure par le produit de la tension et de l’intensité. La puissance électrique peut être associée à la puissance du jet d’eau lorsqu’il sort du robinet.
•    Energie électrique : elle permet d’évaluer la quantité d'électricité produite ou consommée pendant une période donnée. Elle se mesure principalement en kilowattheure $(kWh)$, en mégawattheure ($MWh$ ou $1 000 kWh$), en gigawattheure ($GWh$ ou $1 000 000 kWh$) et en térawattheure ($TWh$ ou $1 000 000 000 kWh$). Il s’agit du nombre de $kW$ multiplié par le nombre d’heures d’utilisation.
Passé et présent
La maîtrise de l’électricité s’est développée au XIXe siècle (notamment avec l’ampoule à incandescence de Thomas Edison) et a entraîné la seconde révolution industrielle. L’électricité est d’abord utilisée à des fins industrielles (moteurs et chauffage des pièces) et d’aménagement du territoire (transport et éclairage public). Peu à peu, l’électricité entre dans les foyers et, multipliant ses usages domestiques, révolutionne les habitudes et le rythme de vie.
Vecteur énergétique indispensable à notre mode de vie, l’électricité est aujourd’hui utilisée pour l’éclairage, le chauffage mais aussi pour alimenter de nombreux appareils que nous utilisons tous les jours. Couplée à l’électronique, l’électricité est un remarquable vecteur énergétique par la souplesse et l’efficacité des processus qu’elle permet de mettre en œuvre d’autant que ses usages se font sans émission de polluants atmosphériques ($CO2$ notamment, même s’il ne faut pas oublier les pollutions qui peuvent accompagner sa production dans les centrales).
Futur
Devenue un indicateur de développement humain, l’électricité est indispensable pour satisfaire nos besoins énergétiques. On assiste à une électrification du monde de plus en plus répandue et intense. Pourtant, près de $1,2$ milliard de personnes, soit $17%$ de la population mondiale n’avait pas accès à l’électricité en $2013$ selon l'AIE(3), Cet accès est une préoccupation majeure dans de nombreux pays en voie de développement où d’importants programmes d’électrification ont été mis en place, notamment en Afrique subsaharienne.
Les solutions de stockage de l’électricité sont particulièrement importantes pour les énergies renouvelables intermittentes.
Dans les pays à forte consommation électrique, l’amélioration des réseaux de transport et de distribution, apparaît essentiel pour limiter les pertes énergétiques. Le développement progressif des réseaux intelligents (smart grids) permet une optimisation des flux électriques en jouant plus rapidement et efficacement sur la production comme sur la consommation. Ces améliorations permettraient aux marchés de l’électricité d’assurer un approvisionnement efficace et sûr et d’économiser au mieux les moyens de production nécessaires (centrales).
Le développement du stockage de l’électricité (dont on sait la difficulté) combiné avec celui des réseaux intelligents est un enjeu majeur pour une optimisation des flux électriques et surtout pour un usage plus complet des productions locales. Cela est particulièrement important pour les énergies renouvelables à production intermittente (et plus ou moins prévisible).
Concrètement
Dix ampoules de $100 watts$ allumées pendant une heure correspondent à la consommation de $1 kWh$. Un térawattheure $(TWh)$ reviendrait dans ce cas à allumer pendant une heure dix milliards d’ampoules.
La production mondiale d’électricité s'est élevée à $24 098 TWh(4)$.
Selon l’Agence International de l’Energie, une hausse de $75%$ de la consommation d’électricité entre $2007$ et $2030$ est à prévoir. Cela résulte notamment de l’accès à l’électricité pour des populations qui en étaient jusqu'ici privées et des changements des processus industriels ou domestiques utilisant davantage d’électricité.
En moyenne, un Français consomme$ 7 756 kWh/an$ tandis qu'un habitant consomme moins de $300 kWh/an$ en moyenne dans certains pays d’Afrique comme le Cameroun, le Congo ou le Kenya et parfois même moins de $100 kWh/an$ comme au Bénin(5).
Le saviez-vous ?
Le courant électrique consommé par un particulier n’est pas le même que celui des réseaux de transport et de distribution. Le courant circulant sur les lignes à très haute tension à $400 000 volts$ est converti par des transformateurs électriques en un courant de$ 220 volts$ pour les consommateurs finaux.

Solutions aqueuses acides - 2nd S

Classe: 
Seconde
 

I. Classification des solutions

1. Expérience

Prélevons une petite partie de la solution à tester et plaçons-la dans un tube à essais.
 
Puis ajoutons dans ce tube à essais quelques gouttes de Bleu de Bromothymol $(B.B.T.)$

2. Observations

 
On constate :
 
$-\ $ Certaines solutions, en présence du $B.B.T$, prennent la teinte jaune
 
$-\ $ D'autres virent au bleu en présence de $B.B.T$
 
$-\ $ Le reste des solutions se colorent en vert suite à l'ajout du $B.B.T$

3. Interprétation

Les solutions ne donnent pas la même coloration avec le $B.B.T.$ 
 
Elles sont donc de natures différentes. 
 
Le $B.B.T$ est donc une substance qui change de couleur suivant la nature de la solution

4. Conclusion

$-\ $ Les solutions qui font virer le $B.B.T$ au jaune sont appelées solutions acides

Exemples : 

L'acide chlorhydrique $HCl$, le jus de mangue
 
$-\ $ Les solutions basiques sont des solutions qui prennent la chloration bleue en présence de $B.B.T$

Exemples : 

La solution d'hydroxyde de sodium $NaOH$, la lessive
 
$-\ $ Les solutions neutres virent en vert en présence de $B.B.T$

Exemples : 

Le chlorure de sodium $NaCl$, l'eau $HCl$

II. Chlorure d'hydrogène

1. Structure du chlorure d'hydrogène

Le chlorure d'hydrogène $HCl$ est constituée d'un atome d'hydrogène $H$ et d'un atome de chlore $Cl$, liés par une liaison simple. 
 
Le chlore étant nettement plus électronégatif que l'hydrogène, la liaison est polarisé
 
Comme tous les composés gazeux, le chlorure d'hydrogène a une structure moléculaire
 
Le liquide obtenu par liquéfaction du gaz ne conduit pas le courant électrique.
 
Il a également une structure moléculaire

2. Propriétés physiques

Le chlorure d'hydrogène anhydre est un gaz incolore, d'odeur âcre et irritante, facilement liquéfiable $($sous pression atmosphérique, il se liquéfie entre $-94$ et $-85^{\circ}C.)$
 
Il est très soluble dans l'eau ; $20^{\circ}C$ et à la pression atmosphérique, un litre d'eau peut dissoudre environ $450$ litres de ce gaz
 
Cette grande solubilité du chlorure d'hydrogène peut être mise en évidence grâce l'expérience du jet d'eau
 
 
La dissolution s'accompagne d'un très grand dégagement de chaleur. 
 
Il est également soluble dans de nombreux solvants organiques (méthanol, éthanol, propanol...etc)

III. Acide chlorhydrique

1. Propriétés conductrices de la solution aqueuse d'acide chlorhydrique

1.1 Expérience

Considérons le circuit électrique ci-dessous
 
 
Plaçons de l'eau distillée dans l'électrolyseur et fermons l'interrupteur. 
 
La lampe ne brille pas.
 
Remplaçons l'eau distillée par une solution aqueuse de chlorure d'hydrogène et fermons l'interrupteur.
 
La lampe brille et on observe des dégagements gazeux au niveau des électrodes :
 
$-\ $ à la cathode, du dihydrogène, qui produit une faible détonation en présence de la flamme d'une allumette ;
 
$-\ $ à l'anode du dichlore, qui se dissout en partie dans l'eau et déclore l'indigo

1.2 Interprétation

La solution aqueuse d'acide chlorhydrique est conductrice : elle est un électrolyte.
 
Elle contient donc des ions
 
Ces ions apparaissent lors de la dissolution du chlorure d'hydrogène dans l'eau
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
 
$$HCl\ +\ H_{2}O\ \longrightarrow\ H_{3}O^{+}\ +\ Cl^{-}$$
 
Au cours de la réaction, la molécule d'eau arrache un proton $H^{+}$ à la molécule du chlorure d'hydrogène $HCl$, donnant l'ion hydronium $H_{3}O^{+}.$ 
 
Il se forme un ion chlorure $Cl^{-}$

VI. Propriétés des solutions aqueuses de chlorure d'hydrogène

1. Propriétés liées à l'ion hydronium $H_{3}O^{+}$

1.1 Action sur les indicateurs colorés

Introduisons quelques gouttes d'indicateur coloré, dans deux tubes respectivement de l'eau distillée, une solution aqueuse chlorure de sodium (tubes témoins), d'autre part dans un tube contenant une solution aqueuse d'acide chlorhydrique
$$\begin{array}{|l|l|l|l|} \hline &\text{Eau distillée}&\text{solution chlorure}&\text{solution d’acide}\\& &\text{de sodium}&\text{de sodium}\\ \hline \text{Hélianthine}&\text{Orange}&\text{Orange}&\text{Rouge}\\ \hline \text{BBT}&\text{Vert}&\text{Vert}&\text{Jaune}\\ \hline\text{Phénolphtaléine}&\text{Rose}&\text{Rose}&\text{Incolore}\\ \hline \end{array}$$
 
On observe que les indicateurs colorés ont la même couleur dans une solution de chlorure de sodium que dans l'eau distillée. 
 
Ce ne sont donc point les ions $Cl^{-}$ qui provoquent le changement de couleur des indicateurs
 
Le changement de couleur des indicateurs colorés est dû à la présence des ions hydroniums $H_{3}O^{+}$
 
Les solutions qui font virer les indicateurs colorés comme la solution le chlorure d'hydrogène sont appelées solutions acides
 
Le caractère acide de ces solutions est dû à la présence des ions $H_{3}O^{+}$
 
La solution aqueuse de chlorure d'hydrogène est une solution acide. 
 
C'est pourquoi on appelle acide chlorhydrique $(H_{3}O^{+}+Cl^{-})$
 
Le chlorure d'hydrogène est totalement ionisé en solution. 
 
C'est un acide fort
 
La concentration molaire en ion hydronium est égale à la concentration de l'acide chlorhydrique
$$C_{H_{3}O^{+}}=C_{HCl}$$

Remarque

La saveur acide des agrumes ou du vinaigre est due aux ions $H_{3}O^{+}$
 
Il ne faut pas s'amuser à gouter les acides utilisés au laboratoire qui sont très dangereux

1.2 Action sur certains métaux

L'ion $H_{3}O^{+}$ des solutions d'acide attaque certains métaux tels que le zinc, le fer et l'aluminium avec dégagement d'hydrogène
 
Les équation-bilan des réactions s'écrivent :
 
$Fe^{2+}\ +\ H_{3}O^{+}\ \longrightarrow\ Fe^{2+}\ +\ H_{2}\ +\ 2H_{2}O$
 
$Zn^{2+}\ +\ H_{3}O^{+}\ \longrightarrow\ Zn^{2+}\ +\ H_{2}\ +\ 2H_{2}O$
 
$Al^{3+}\ +\ H_{3}O^{+}\ \longrightarrow\ Al^{3+}\ +\ \dfrac{3}{2}H_{2}\ +\ 3H_{2}O$

1.3 Action sur les bases

L'ion hydronium des solutions aqueuses d'acides réagissent sur les bases pour donner de l'eau et du sel

2. Propriétés des ions chlorure $Cl^{-}$

Versons quelques gouttes d'une solution de nitrate d'argent $(Ag^{+}+3NO^{-})$ dans une solution de chlorure d'hydrogène $(H_{3}O^{+}+Cl^{-})$
 
 
On observe aussitôt un précipité blanc qui noircit à la lumière
 
Il s'agit du chlorure d'argent qui apparait à l'état solide car il est insoluble dans l'eau
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
$$Ag\ +\ Cl^{-}\ \longrightarrow\ AgCl$$

V. Acides courants et produits naturels acides

1. Acides courants

Il existe de nombreuses solutions acides
 
Au laboratoire les acides les plus couramment utilisés sont :
 
$-\ $ L'acide sulfurique $H_{2}SO_{4}$ : il est totalement ionisé en solution, c'est un acide fort
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
$$H_{2}SO_{4}\ +\ 2H_{2}O\ \longrightarrow\ 2H_{3}O^{+}\ +\ SO_{4}^{2-}$$
 
L'acide sulfurique est un diacide. 
 
Dilué, ses propriétés sont comparables à celles de l'acide chlorhydrique Concentré, il a des propriétés déshydratantes
 
$-\ $ L'acide nitrique $HNO_{3}$ : c'est un monoacide fort. 
 
Son action sur l'eau se traduit par l'équation-bilan :
$$HNO_{3}\ +\ H_{2}O\ \longrightarrow\ H_{3}O^{+}\ +\ NO_{3}^{-}$$
 
Son action sur les métaux est différente de celle de l'acide chlorhydrique à cause des propriétés oxydantes des ions nitrate
 
$-\ $ L'acide éthanoïque : appelé couramment acide acétique, c'est le principal constituant du vinaigre.
 
Au cours de sa réaction sur l'eau, toutes les molécules ne sont pas transformées en ions. La réaction n'est pas totale

2. Produits naturels acides

Parmi les acides rencontrés dans les corps naturels, on citer :
 
$-\ $ L'acide citrique contenu dans les citrons et de nombreux fruits notamment les agrumes
 
$-\ $ L'acide lactique qui apparait lors de la fermentation du lait
 
$-\ $ Les acides aminés naturels qu'on trouve dans certains acides α-aminés
 

Généralités sur les solutions aqueuses - 2nd S

Classe: 
Seconde
 

I. Dissolution

1. Exemples de dissolution

1.1 Expériences

 
Les morceaux de sel (solution de chlorure de sodium) ou de sucre (saccharose) se dissolvent dans l'eau pour former des mélanges homogènes
 
Le sucre et sel sont appelés solutés
 
L'eau est le solvant

1.2 Conclusion

On dit que le sucre et le sel se sont dissous dans l'eau : c'est le phénomène de dissolution
 
Les mélanges homogènes obtenus sont appelés solutions

2. Définitions

$-\ $ Une solution est un mélange homogène constitué de soluté(s) et de solvant
 
$-\ $ Le soluté est l'espèce dissoute.
 
Il peut être solide, liquide ou gaz.
 
$-\ $ Le solvant est l'espèce qui dissout.
 
Lorsque le solvant est l'eau, la solution obtenue est dite solution aqueuse

3. Solution ionique et solution non ionique

3.1 Expérience : conductibilité d'une solution

 

Observation

$-\ $ Aucun courant ne passe dans le circuit comportant la solution aqueuse de saccharose (sucre)
 
$-\ $ Par contre, le courant passe dans le circuit comportant la solution de chlorure de sodium (sel)

Interprétation

Le passage du courant dans la solution de chlorure de sodium est rendu possible par l'existence, dans la solution, d'ions (conducteurs de courant) ; l'eau sucrée ne renferme des molécules (non conducteurs de courant)

Conclusion

$-\ $ l'eau sucrée ne conduit pas le courant électrique ; elle est isolante.
 
$-\ $ la solution aqueuse de chlorure de sodium est conductrice de courant électrique ; elle est ionique

Remarque

La solution ionique est électriquement neutre : le nombre de charges positives portées par les cations est égal au nombre de charges négatives portées les anions

3.2 Définitions

$-\ $ Une solution qui conduit le courant électrique est une solution ionique ou électrolyte
 
$-\ $ Une solution non ionique ne conduit pas le courant électrique

II. Rôle du solvant et effets thermiques

1. Rôle du solvant

1.1 Rôle ionisant et dispersant

L'eau détruit la liaison covalente entre le chlore et hydrogène et génère des ions $(H^{+}\;,\ Cl^{-})$ : c'est un solvant ionisant
 
Les ions sont distribués de façon homogène dans la solution : l'eau est un solvant dispersant

1.2 Rôle dissociant et dispersant

L'eau sépare et disperse les ions d'un composé ionique ou les molécules d'un composé ionique : c'est un solvant dissociant et dispersant

Remarque

Une solution ionique peut être obtenue par dissolution :
 
$-\ $ de composés ioniques dans l'eau

Exemple :

$NaCl\stackrel{Eau}{\longrightarrow}\ Na^{+}\ +\ Cl^{-}$
 
$-\ $ de composés moléculaires dans l'eau

Exemples :

$HCl\ +\ H_{2}O\ \longrightarrow\ H_{3}O^{+}\ +\ Cl^{-}$  (totale)
 
$NH_{3}\ +\ H_{2}O\ \longrightarrow\ NH_{4}^{+}\ +\ OH^{-}$  (partielle)

1.3 Rôle hydratant

 
Le sulfate est incolore lorsqu'il est anhydre (sans eau) et bleui lorsqu'il hydraté
 
Dans une solution aqueuse ionique, les ions se retrouvent entourés par un cortège de molécules de solvant : ils sont solvates.
 
Lorsque le solvant est l'eau, on dit que les ions sont hydratés. 
 
On dit que l'eau est un solvant hydratant

2. Effets thermiques

 

Observation

$-\ $ La dissolution de l'hydroxyde de sodium s'accompagne d'élévation de température
 
$-\ $ La dissolution du chlorure d'ammonium absorbe de la chaleur
 
$-\ $ La dissolution de chlorure de sodium ne fait pas varier la température

Conclusion

$-\ $ Lorsque la dissolution d'un composé ionique s'accompagne d'une augmentation de la température, la dissolution est dite exothermique
 
$-\ $ La dissolution d'un composé ionique peut également s'accompagner d'une diminution de la température ; la dissolution est dite endothermique ;
 
$-\ $ Si aucun effet thermique n'apparait lors d'une transformation chimique, la dissolution est dite athermique

III. Grandeurs caractéristiques d'une solution aqueuse

1. Concentrations d'une solution

1.1 Concentrations molaires

La concentration molaire volumique ou concentration molaire est la quantité de matière de soluté(s) dissoute dans un litre de solvant

1.1.1 Concentration molaire volumique d'une solution

Si le soluté est un corps que l'on dissout dans le solvant la concentration molaire du soluté est définie :
$$\boxed{C_{A}=\dfrac{n_{A}}{V}}$$
 
$n_{A}$ en moles (mol)
 
$V$ en litres $(L)$
 
$C$ en moles par litres $(mol\cdot L^{-1})$

1.1.2 Concentration molaire volumique d'une espèce chimique en solution

La concentration molaire d'une espèce chimique $A$ en solution, notée $[A]$ est définie par le rapport :
$$\boxed{[A]=\dfrac{n_{A}}{V}}$$
 
$n_{A}$ en moles (mol)
 
$V$ en litres $(L)$
 
$[A]$ en moles par litres $(mol\cdot L^{-1})$

Exemple : 

Exprimer les concentrations des ions d'une solution aqueuse de sulfate de sodium $Na_{2}SO_{4}$ de concentration $C$
 
Équation de dissolution :
 
$Na_{2}SO_{4}\stackrel{H_{2}O}{\longrightarrow}\ 2Na^{+}\ +\ SO_{4}^{2-}$
$C$            $2C$          $C$
 
$$\left[Na^{+}\right]=2C\ ;\ \left[SO_{4}^{+}\right]=C$$

1.2 Concentration massique

C'est la masse d'une substance $A$ dissoute dans un litre de solution
$$\boxed{C_{m}(A)=\dfrac{m_{A}}{V}}$$
 
$m_{A}$ en grammes $(g)$
 
$V$ en litres $(L)$
 
$C_{m}(A)$ en grammes par litres $(g\cdot L^{-1})$

Remarque : 

Il existe une entre la concentration molaire et la concentration massique
$$C_{m}(A)=C_{A}M_{A}$$

2. Solubilité et saturation

2.1 Expérience

 

Observation :

$-\ $ L'eau ne peut dissoudre le sel en moment donné
 
$-\ $ En chauffant le mélange (hétérogène), le sel se dissout

Conclusion :

L'eau ne peut plus dissoudre le sel : on dit que la solution est saturée à cette température
 
La quantité maximale de sel pouvant se dissoudre dans un volume donné dépend de la température

2.2 Définition

La solubilité est la quantité maximale de soluté(s) que l'on peut dissoudre dans un volume donné de solvant à une température donnée
 
Elle s'exprime en grammes par litre $(g\cdot L^{-1})$
 
La solubilité dépend de la température
$$\begin{array}{|c|c|c|} \hline\text{Composés}&\text{Solubilité en }g\cdot L^{-1}\text{ à }20^{\circ}C&\text{Solubilité en }g\cdot L^{-1}\text{ à }80^{\circ}C\\ \hline NaCl&250&384\\ \hline KNO_{3}&316&1690\\ \hline \end{array}$$

Remarque :

La solubilité reflète la capacité d'une espèce chimique à se dissoudre dans un solvant donné : plus on peut dissoudre une quantité importante d'une substance dans un liquide et plus sa solubilité est grande.

IV. Préparation de solutions

1. Préparation d'une solution par dissolution

Pour préparer une solution aqueuse par dissolution :
 
$-\ $ On pèse une masse $m$ du soluté à l'aide d'une balance
 
$-\ $ On le verse dans une fiole jaugée de volume $V$
 
$-\ $ On ajoute de l'eau distillée dans la fiole $($aux $2/3$ environ$)$, on bouche et on agite pour dissoudre entièrement le soluté dans l'eau (le solvant)
 
$-\ $ On complète soigneusement la fiole jaugée avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge.
 
$-\ $ On bouche et on agite. 
 
La solution est prête.
 
 

2. Préparation d'une solution par dilution

2.1 Principe de la dilution

Pour fabriquer la solution fille de concentration $C_{fille}$, il faut prélever, à l'aide d'une pipette jaugée, un volume $V_{mère}$ de la solution mère de concentration $C_{mère}$, le verser dans une fiole jaugée de volume $V_{fille}$ et enfin rajouter de l'eau afin de rabaisser la concentration. 
 
On obtient une solution fille de volume $V_{fille}$ et de concentration $C_{fille}.$
 
Au cours d'une dilution, il y a conservation de la quantité de matière : $n(soluté)_{mère}=n(soluté)_{fille}$, ce qui se traduit par :
$$C_{mère}V_{mère}=C_{fille}V_{fille}$$
 
 

2.1 Facteur de dilution

C'est un nombre qui caractérise la dilution réalisée. 
 
On le note $F.$ 
 
Il est défini par la relation : 
 
$$F=\dfrac{C_{mère}}{fiille}=\dfrac{V_{fiille}}{V_{mère}}$$  

Remarque :

On dilue $x$ fois signifie que le facteur de dilution vaut $x$ $($et pas qu'on réalise $x$ dilutions successives$)$
 
On réalise une dilution au $x^{ième}$ (dixième, cinquième, vingtième) signifie que le facteur de dilution vaut $x$
 

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