3P3 Constitution et états de la matière

 PHYSIQUE – CHIMIE

Constitution et états de la matière

Fiche de cours complète — Niveau 3e / Révisions brevet

  États de la matière • Changements d'état • Masse volumique • Solubilité 

Contenu du document

• 4 chapitres de cours illustrés (schémas et tableaux)

• 1 exercice sur l'interprétation microscopique des états de la matière

• 1 exercice résolu : le fonctionnement d'un marais salant

• 1 fiche de révision express

• 1 quiz corrigé (QCM + questions courtes)

• 1 exercice guidé niveau brevet, avec corrigé détaillé

 

Sommaire

Chapitre 1 — États de la matière, espèces chimiques, corps purs et mélanges3

Chapitre 2 — Les changements d'état7

Chapitre 3 — La masse volumique11

Chapitre 4 — La solubilité14

Fiche de révision express18

Quiz (QCM + questions courtes) et corrigé20

Exercice guidé niveau brevet, avec corrigé détaillé23

 

Chapitre 1 — États de la matière, espèces chimiques, corps purs et mélanges

Ce chapitre pose les bases de la constitution de la matière : comment reconnaître un état physique, comment l'interpréter à l'échelle des particules, et comment distinguer un corps pur d'un mélange.

1. Les trois états physiques de la matière

À l'échelle macroscopique (celle que l'on observe directement, sans instrument), la matière se présente sous trois états physiques : solide, liquide et gazeux. On distingue ces états grâce à trois critères observables.

Critère	État solide	État liquide	État gazeux
Forme propre	Oui (garde sa forme)	Non (prend la forme du récipient)	Non (occupe tout l'espace disponible)
Volume propre	Oui (volume fixe)	Oui (volume fixe)	Non (volume variable)
Compressibilité	Non compressible	Non compressible (ou très peu)	Compressible et expansible

 

📘 Définition — État physique L'état physique d'un corps décrit la manière dont la matière qui le compose est organisée : solide, liquide ou gazeuse. Un même corps (l'eau, par exemple) peut exister dans les trois états selon la température et la pression.

 

2. Interprétation microscopique : le modèle particulaire

Toute matière est constituée de particules (atomes, ions ou molécules), trop petites pour être vues à l'œil nu. Le modèle particulaire permet d'expliquer les propriétés macroscopiques des trois états à partir du comportement de ces particules.

Représentation microscopique (modèle particulaire) des trois états physiques.

	Solide	Liquide	Gaz
Disposition des particules	Jointives, ordonnées (rangées régulières)	Jointives, désordonnées	Très éloignées les unes des autres
Mouvement des particules	Vibrent sur place, ne se déplacent pas	Se déplacent librement les unes par rapport aux autres	Se déplacent très vite, dans toutes les directions
Conséquence macroscopique	Forme et volume propres, incompressible	Volume propre mais pas de forme propre, incompressible	Ni forme ni volume propres, compressible

 

🛠️ Méthode — Relier l'échelle macroscopique et l'échelle microscopique • Une substance garde sa forme et son volume → ses particules sont jointives et ordonnées : c'est un solide. • Une substance coule et épouse la forme du récipient, mais son volume ne change pas → ses particules sont jointives mais désordonnées et mobiles : c'est un liquide. • Une substance occupe tout l'espace disponible et peut être comprimée → ses particules sont très éloignées et se déplacent librement : c'est un gaz.

 

3. Espèce chimique, corps pur et mélange

📘 Définition — Espèce chimique Une espèce chimique est un ensemble d'entités identiques (atomes, ions ou molécules) qui possède des propriétés physiques et chimiques bien définies. Exemples : l'eau (H₂O), le dioxygène (O₂), le chlorure de sodium (NaCl), l'éthanol…

 

📘 Définition — Corps pur Un corps pur ne contient qu'une seule espèce chimique. Il est caractérisé par des grandeurs physiques constantes et reproductibles dans des conditions données (température de fusion, température d'ébullition, masse volumique…). Exemples : l'eau distillée, le dioxygène pur, le sucre (saccharose) pur, l'or pur.

 

📘 Définition — Mélange Un mélange contient plusieurs espèces chimiques différentes. On distingue deux types de mélanges :

 

Type de mélange	Aspect	Exemples
Mélange homogène	Une seule phase visible à l'œil nu (aspect uniforme)	Eau salée, eau sucrée, air, eau du robinet, boisson gazeuse
Mélange hétérogène	Plusieurs phases visibles à l'œil nu (aspect non uniforme)	Eau + huile, eau boueuse, granite, salade de fruits

 

⚠️ Attention — Pur ne veut pas dire propre ! Dans le langage courant, « pur » évoque quelque chose de propre ou de naturel. En chimie, un corps pur est un corps qui ne contient qu'une seule espèce chimique — même s'il s'agit d'un produit fabriqué en laboratoire. À l'inverse, l'eau minérale, bien que propre à la consommation, est un mélange (elle contient de l'eau et des sels minéraux dissous).

 

Comment identifier la nature d'un mélange ou d'un corps pur ?

•     On peut observer l'échantillon à l'œil nu ou à la loupe pour repérer plusieurs phases (mélange hétérogène).

•     On peut comparer une grandeur physique caractéristique mesurée (température de fusion, température d'ébullition, masse volumique) à une valeur de référence tabulée : si elle correspond, l'échantillon est probablement un corps pur (voir chapitres 2 et 3).

•     On peut utiliser des techniques de séparation (filtration, décantation, chromatographie, distillation) pour vérifier si un échantillon peut être séparé en plusieurs constituants.

✏️ Exercice — Interprétation des états de la matière à l'échelle microscopique Les quatre schémas A, B, C et D ci-dessous représentent, à l'échelle microscopique, des échantillons de matière. Chaque rond représente une particule ; une couleur différente représente une espèce chimique différente.

 

Représentations microscopiques A, B, C et D à analyser.

✏️ Exercice 1) Pour chaque schéma A, B, C et D, indiquer l'état physique représenté (solide, liquide ou gazeux). Justifier en utilisant le vocabulaire adapté (particules jointives/éloignées, ordonnées/désordonnées, mobiles/immobiles). 2) Parmi ces quatre schémas, lequel représente un mélange de deux espèces chimiques ? Justifier. 3) Le schéma D pourrait représenter de l'air. Proposer les deux espèces chimiques majoritaires que l'on pourrait associer aux deux couleurs de particules. 4) Si l'on refroidit fortement l'échantillon représenté par le schéma B, sans changer sa nature chimique, comment le schéma serait-il modifié ? Dessiner ou décrire le nouveau schéma attendu.

 

✅ Corrigé 1) A : état solide — les particules (bleues) sont jointives et rangées de façon ordonnée (réseau régulier), elles ne se déplacent pas les unes par rapport aux autres.     B : état gazeux — les particules (orange) sont très éloignées les unes des autres et réparties de façon désordonnée dans tout l'espace disponible.     C : état liquide — les particules (vertes) sont jointives mais désordonnées, ce qui traduit leur mobilité les unes par rapport aux autres.     D : état gazeux — les particules (orange et violettes) sont très éloignées et désordonnées, comme en B. 2) Le schéma D représente un mélange, car on y observe deux couleurs différentes, donc deux espèces chimiques différentes réparties dans le même échantillon. Les schémas A, B et C ne contiennent qu'une seule couleur : ce sont des corps purs. 3) L'air étant très majoritairement composé de diazote (N₂, environ 78 %) et de dioxygène (O₂, environ 21 %), on peut associer chaque couleur à l'une de ces deux espèces. 4) En refroidissant fortement un gaz (sans changer sa nature), on peut le faire changer d'état : les particules se rapprochent et ralentissent. Selon la température atteinte, on obtiendrait un schéma de type liquide (particules jointives, désordonnées, mobiles) ou de type solide (particules jointives, ordonnées, immobiles) — voir le chapitre 2 sur les changements d'état.

 

 

Chapitre 2 — Les changements d'état

Un corps peut passer d'un état physique à un autre : c'est un changement d'état. Ce chapitre étudie les six changements d'état possibles, leurs conditions (température) et leurs propriétés physiques.

1. Les six changements d'état

Chaque changement d'état porte un nom précis selon l'état de départ et l'état d'arrivée.

Les six changements d'état entre les trois états physiques de la matière.

Changement d'état	Sens	Exemple
Fusion	Solide → Liquide	Un glaçon qui fond
Solidification	Liquide → Solide	L'eau qui gèle dans le congélateur
Vaporisation	Liquide → Gaz	L'eau qui bout dans une casserole
Liquéfaction	Gaz → Liquide	La buée qui se forme sur un miroir froid
Sublimation	Solide → Gaz	La neige carbonique (CO₂ solide) qui « fume »
Condensation (solide)	Gaz → Solide	Le givre qui se dépose sur un pare-brise

 

🛠️ Méthode — Sens des transformations Apporter de l'énergie (chauffer) fait passer la matière d'un état plus « ordonné » à un état moins « ordonné » : solide → liquide → gaz. Retirer de l'énergie (refroidir) fait le chemin inverse : gaz → liquide → solide.

 

2. Changement d'état d'un corps pur

Pour un corps pur, un changement d'état présente des caractéristiques précises et reproductibles, à pression donnée (en général la pression atmosphérique).

📘 Définition — Température de changement d'état Pour un corps pur donné et à une pression fixée, la température à laquelle se produit un changement d'état (température de fusion θfus, température d'ébullition θeb…) est une grandeur physique caractéristique de ce corps pur : elle est constante et reste la même à chaque expérience.

 

Courbe de chauffage de l'eau : la température reste constante pendant chaque changement d'état (palier).

•     Pendant un changement d'état d'un corps pur, la température reste constante : on observe un palier sur la courbe de chauffage ou de refroidissement.

•     Sur ce palier, les deux états coexistent (par exemple solide + liquide pendant la fusion).

•     Une fois le changement d'état terminé, la température recommence à évoluer.

Corps pur	θ fusion (°C)	θ ébullition (°C)
Eau	0	100
Éthanol (alcool)	-114	78
Diazote	-210	-196
Fer	1538	2862
Plomb	327	1749

 

🛠️ Méthode — Identifier un corps pur grâce à sa température de changement d'état On mesure la température de fusion (ou d'ébullition) d'un échantillon inconnu, puis on la compare à des valeurs de référence tabulées. Si la valeur mesurée correspond (à l'incertitude de mesure près) à une valeur du tableau, et si l'on observe un palier net (température constante), l'échantillon est vraisemblablement un corps pur, identifiable par cette valeur. Un mélange, en revanche, ne présente en général pas de palier net : sa température continue de varier légèrement pendant le changement d'état.

 

3. Propriétés physiques des changements d'état

a) Conservation de la masse

La masse d'un échantillon ne change pas au cours d'un changement d'état : la matière n'est ni créée ni détruite, elle change seulement d'organisation. Par exemple, la masse d'eau liquide obtenue par fusion d'un glaçon est égale à la masse du glaçon initial.

b) Variation de volume

Contrairement à la masse, le volume d'un échantillon change en général lors d'un changement d'état, car les particules se réorganisent (elles se rapprochent ou s'éloignent).

•     En général, le volume augmente fortement lors d'une vaporisation (le gaz occupe un volume beaucoup plus grand que le liquide).

•     En général, le volume diminue légèrement lors d'une solidification.

⚠️ Attention — Cas particulier de l'eau L'eau a un comportement inhabituel : son volume augmente lors de la solidification (la glace est moins dense que l'eau liquide, c'est pourquoi elle flotte). C'est l'inverse de la plupart des autres corps purs.

 

c) Réversibilité

Un changement d'état est réversible : on peut toujours revenir à l'état initial en apportant ou en retirant de l'énergie thermique (par exemple, fusion puis solidification ramènent à l'état solide de départ), sans modifier la nature chimique du corps.

🧮 Formule à retenir — À retenir absolument • Lors d'un changement d'état d'un corps pur, la température reste constante (palier). • La masse se conserve toujours ; le volume varie en général (sauf conservation exacte). • Les changements d'état sont réversibles et n'entraînent aucune transformation chimique : c'est toujours la même espèce chimique.

 

 

Chapitre 3 — La masse volumique

La masse volumique est une grandeur physique caractéristique très utile : elle permet de comparer des matériaux et d'identifier un corps pur.

1. Définition de la masse volumique

📘 Définition — Masse volumique La masse volumique d'un corps est la masse de matière contenue dans un volume donné de ce corps. On la note ρ (lettre grecque « rhô »).

 

🧮 Formule à retenir — Formule de la masse volumique ρ = m / V avec ρ la masse volumique, m la masse et V le volume de l'échantillon.

 

Grandeur	Symbole	Unités usuelles
Masse volumique	ρ	kg/m³ ; g/cm³ ; g/mL
Masse	m	kg ; g
Volume	V	m³ ; cm³ ; mL ; L

 

🛠️ Méthode — Conversion d'unités utile 1 g/cm³ = 1 g/mL = 1 000 kg/m³. Ainsi, la masse volumique de l'eau, 1,0 g/cm³, correspond à 1 000 kg/m³. Pour convertir un volume en cm³ vers m³, diviser par 1 000 000 (10⁶) ; pour convertir des grammes en kilogrammes, diviser par 1 000.

 

2. Comment mesurer une masse volumique ?

Pour déterminer la masse volumique d'un échantillon, il faut mesurer séparément sa masse et son volume.

Mesure de la masse volumique d'un solide : pesée, puis mesure du volume par déplacement d'eau.

1.   On mesure la masse m de l'échantillon à l'aide d'une balance électronique.

2.   On mesure le volume V de l'échantillon : pour un liquide, on utilise directement une éprouvette graduée ; pour un solide de forme quelconque, on utilise la méthode du déplacement d'eau : V = V₂ (avec le solide immergé) − V₁ (eau seule).

3.   On calcule la masse volumique avec la formule ρ = m / V.

🛠️ Méthode — Exemple résolu Énoncé : un échantillon de roche a une masse m = 135 g. Immergé dans une éprouvette contenant initialement 140 mL d'eau, le niveau monte à 190 mL. Volume du solide : V = V₂ − V₁ = 190 − 140 = 50 mL = 50 cm³. Masse volumique : ρ = m / V = 135 / 50 = 2,7 g/cm³.

 

3. Identifier un corps pur grâce à sa masse volumique

La masse volumique est, comme la température de changement d'état, une grandeur physique caractéristique d'un corps pur dans des conditions données : elle ne dépend pas de la quantité de matière (elle est identique pour un petit ou un grand échantillon du même corps pur).

Corps pur	Masse volumique (g/cm³)	Masse volumique (kg/m³)
Eau (liquide, 20 °C)	1,00	1 000
Éthanol	0,79	790
Huile d'olive	0,92	920
Aluminium	2,70	2 700
Verre	2,50	2 500
Fer	7,90	7 900
Plomb	11,3	11 300
Or	19,3	19 300

 

🛠️ Méthode — Méthode d'identification On calcule la masse volumique de l'échantillon inconnu (ρ = m/V), puis on compare la valeur obtenue à celles du tableau de référence. Si la valeur calculée est proche (à l'incertitude de mesure près) d'une valeur tabulée, on peut identifier le corps pur correspondant. Dans l'exemple précédent, ρ = 2,7 g/cm³ correspond à l'aluminium.

 

⚠️ Attention — Attention aux unités Avant tout calcul, il faut toujours vérifier que la masse et le volume sont exprimés dans des unités cohérentes (par exemple g et cm³, ou kg et m³), sous peine d'obtenir un résultat faux d'un facteur 1 000 ou 1 000 000.

 

 

Chapitre 4 — La solubilité

Ce chapitre étudie la dissolution des solides, des liquides et des gaz dans l'eau, à travers les notions de solubilité et de miscibilité.

1. Solution, soluté, solvant

📘 Définition — Dissolution La dissolution est le phénomène par lequel une espèce chimique (le soluté) se disperse de façon homogène dans un liquide (le solvant), formant un mélange homogène appelé solution. Le soluté peut être solide (sel), liquide (alcool) ou gazeux (dioxyde de carbone).

 

Terme	Définition	Exemple (eau sucrée)
Soluté	Espèce chimique dissoute, en plus petite quantité	Le sucre
Solvant	Liquide dans lequel le soluté est dissous, en plus grande quantité	L'eau
Solution	Mélange homogène obtenu (soluté + solvant)	L'eau sucrée

 

2. La solubilité

📘 Définition — Solubilité La solubilité d'une espèce chimique dans un solvant donné est la masse maximale de cette espèce que l'on peut dissoudre dans un litre de ce solvant, à une température donnée. Elle s'exprime en g/L. Au-delà de cette masse, la solution est dite saturée : tout excès de soluté ne se dissout plus et reste visible (dépôt solide, précipité, ou gaz qui s'échappe).

 

La solubilité dépend de plusieurs facteurs :

•     la nature du soluté et du solvant : certains solides se dissolvent très bien dans l'eau (le sel : environ 360 g/L à 20 °C), d'autres très peu (le sable, quasiment insoluble) ;

•     la température : pour la grande majorité des solides, la solubilité augmente lorsque la température augmente (on dissout plus de sucre dans de l'eau chaude que dans de l'eau froide) ;

•     pour les gaz, c'est l'inverse : leur solubilité diminue lorsque la température augmente (voir partie 4).

🧮 Formule à retenir — Solution saturée Une solution est saturée lorsqu'elle contient la quantité maximale de soluté que le solvant peut dissoudre, à une température donnée. Si l'on ajoute encore du soluté, il ne se dissout plus et reste visible au fond ou en surface du récipient.

 

3. Miscibilité

📘 Définition — Miscibilité La miscibilité concerne le mélange de deux liquides. Deux liquides sont miscibles s'ils forment, une fois mélangés et agités, un mélange homogène (une seule phase). Ils sont non miscibles s'ils forment un mélange hétérogène (plusieurs phases superposées, séparées par une interface).

 

Couple de liquides	Miscibles ?	Observation après agitation puis repos
Eau + éthanol (alcool)	Oui	Une seule phase homogène
Eau + vinaigre	Oui	Une seule phase homogène
Eau + huile	Non	Deux phases : l'huile surnage au-dessus de l'eau

 

🛠️ Méthode — Tester la miscibilité de deux liquides On verse les deux liquides dans un même récipient, on agite, puis on laisse reposer quelques instants. Si un seul liquide homogène est visible, les liquides sont miscibles. Si deux phases séparées par une interface nette réapparaissent, les liquides sont non miscibles (le liquide le moins dense — c'est-à-dire de plus faible masse volumique, voir chapitre 3 — se retrouve au-dessus).

 

4. Dissolution d'un gaz dans l'eau

Les gaz peuvent aussi se dissoudre dans l'eau : c'est le cas du dioxygène (indispensable à la vie aquatique) ou du dioxyde de carbone (dans les boissons gazeuses).

La solubilité d'un gaz dans l'eau dépend principalement de deux facteurs :

•     la température : plus l'eau est froide, plus elle peut dissoudre de gaz (la solubilité d'un gaz diminue quand la température augmente — c'est l'inverse des solides). C'est pourquoi une eau froide et agitée (rivière de montagne) est mieux oxygénée qu'une eau chaude et stagnante, ce qui favorise la vie des poissons ;

•     la pression : plus la pression est élevée, plus la solubilité du gaz augmente. C'est pourquoi les boissons gazeuses sont mises en bouteille sous forte pression : lorsqu'on ouvre la bouteille, la pression chute brutalement, la solubilité du CO₂ diminue et le gaz s'échappe en formant des bulles.

⚠️ Attention — Ne pas confondre solubilité d'un solide et d'un gaz Pour un solide dans l'eau : chauffer augmente en général la solubilité. Pour un gaz dans l'eau : chauffer diminue la solubilité (le gaz s'échappe plus facilement, comme dans une boisson gazeuse tiède qui « perd ses bulles » plus vite qu'une boisson fraîche).

 

 

Exercice résolu : le fonctionnement d'un marais salant

Un marais salant est un ensemble de bassins peu profonds, aménagés en bord de mer, qui permettent de produire du sel par évaporation naturelle de l'eau de mer. L'eau de mer, pompée depuis la mer, traverse une série de bassins de plus en plus petits et de moins en moins profonds (vasière, bassins d'évaporation, cobier), avant d'arriver dans les œillets, petits bassins peu profonds où le sel cristallise et est récolté par les sauniers.

Schéma simplifié du parcours de l'eau dans un marais salant.

Données : la salinité moyenne de l'eau de mer est d'environ 30 g de sel (essentiellement du chlorure de sodium, NaCl) par litre d'eau. La solubilité du chlorure de sodium dans l'eau à 20 °C est d'environ 360 g/L.

✏️ Exercice 1) L'eau de mer est-elle un corps pur ou un mélange ? Justifier en identifiant le solvant et le(s) soluté(s). 2) Quel changement d'état se produit dans les bassins d'évaporation, sous l'effet du soleil et du vent ? Le sel dissous subit-il ce même changement d'état ? Expliquer pourquoi le sel reste dans le bassin alors que l'eau s'en échappe. 3) Expliquer pourquoi la salinité de l'eau augmente au fur et à mesure qu'elle progresse dans les bassins successifs, alors qu'aucune eau salée n'est ajoutée en cours de route. 4) Dans les œillets, la concentration en sel atteint environ 260 g/L. La solution est-elle saturée ? Que se passe-t-il alors, et pourquoi est-ce à ce moment que l'on peut récolter le sel ? 5) En admettant que l'évaporation concentre le sel sans en faire perdre, quel volume d'eau de mer (à 30 g/L) faudrait-il faire évaporer pour obtenir 1 litre de solution saturée à 360 g/L ? (On considérera que la masse de sel est conservée au cours de l'évaporation.)

 

✅ Corrigé 1) L'eau de mer est un mélange (homogène) : elle contient au moins deux espèces chimiques, l'eau (le solvant) et le chlorure de sodium ainsi que d'autres sels minéraux dissous (les solutés). Un corps pur ne contiendrait qu'une seule espèce chimique. 2) Sous l'effet du soleil et du vent, l'eau liquide se transforme en vapeur d'eau : c'est une vaporisation. Le sel, lui, ne se vaporise pas dans ces conditions : c'est un solide non volatil aux températures atteintes dans les bassins. Seul le solvant (l'eau) s'échappe sous forme de gaz ; le soluté (le sel) reste dans le bassin, dissous dans l'eau restante. 3) La masse de sel dissous dans un bassin reste constante (rien n'est ajouté ni retiré), mais le volume d'eau liquide restant diminue au fur et à mesure de l'évaporation. Comme la salinité correspond à une masse de sel par litre d'eau, une même masse de sel dissoute dans un volume d'eau de plus en plus petit donne une concentration de plus en plus grande. 4) 260 g/L reste inférieur à la solubilité du sel dans l'eau (360 g/L à 20 °C) : la solution n'est pas encore saturée à ce stade, mais elle continue de se concentrer. Lorsque l'évaporation se poursuit jusqu'à dépasser la solubilité, la solution devient saturée : le sel en excès ne peut plus rester dissous et cristallise sous forme de petits cristaux solides visibles, que les sauniers peuvent alors récolter. 5) La masse de sel est conservée : m = c₁ × V₁ = c₂ × V₂, avec c₁ = 30 g/L (eau de mer), c₂ = 360 g/L (solution saturée) et V₂ = 1 L.     V₁ = (c₂ × V₂) / c₁ = (360 × 1) / 30 = 12 L.     Il faut donc faire évaporer environ 12 litres d'eau de mer (dont 11 litres d'eau se sont échappés sous forme de vapeur) pour obtenir 1 litre de solution saturée en sel.

 

 

Fiche de révision express

Les points essentiels à connaître par cœur pour le brevet, chapitre par chapitre.

Chapitre 1 — États de la matière, corps purs et mélanges

•     3 états physiques : solide (forme et volume propres), liquide (volume propre, pas de forme propre), gaz (ni forme ni volume propres, compressible).

•     Modèle particulaire : solide = particules jointives et ordonnées, immobiles ; liquide = jointives, désordonnées, mobiles ; gaz = très éloignées, désordonnées, très mobiles.

•     Espèce chimique = ensemble d'entités identiques (atomes, ions, molécules).

•     Corps pur = une seule espèce chimique. Mélange = plusieurs espèces chimiques (homogène = une seule phase visible ; hétérogène = plusieurs phases visibles).

Chapitre 2 — Changements d'état

•     6 changements d'état : fusion (S→L), solidification (L→S), vaporisation (L→G), liquéfaction (G→L), sublimation (S→G), condensation solide (G→S).

•     Pour un corps pur, un changement d'état se produit à température constante (palier) : θfusion et θébullition sont des grandeurs caractéristiques du corps pur.

•     La masse se conserve toujours lors d'un changement d'état ; le volume varie en général (l'eau est une exception : elle se dilate en gelant).

•     Tout changement d'état est réversible et ne modifie pas la nature chimique du corps.

Chapitre 3 — Masse volumique

•     ρ = m / V (masse volumique = masse ÷ volume). Unités : kg/m³, g/cm³, g/mL. 1 g/cm³ = 1 000 kg/m³.

•     Méthode : peser l'échantillon (masse), mesurer son volume (éprouvette, ou déplacement d'eau pour un solide : V = V₂ − V₁).

•     La masse volumique est une grandeur caractéristique d'un corps pur : elle permet de l'identifier par comparaison à une table de référence.

•     Eau liquide : ρ = 1,0 g/cm³ = 1 000 kg/m³ (valeur de référence à connaître par cœur).

Chapitre 4 — Solubilité

•     Solution = soluté (dissous, en petite quantité) + solvant (en grande quantité), mélange homogène obtenu par dissolution.

•     Solubilité (g/L) = masse maximale de soluté dissoute dans 1 L de solvant, à une température donnée. Solution saturée = solubilité atteinte, tout excès reste visible.

•     Miscibilité concerne deux liquides : miscibles = mélange homogène (une phase) ; non miscibles = mélange hétérogène (plusieurs phases, ex. eau/huile).

•     Solubilité d'un gaz dans l'eau : augmente quand la température diminue et quand la pression augmente (inverse des solides pour la température).

🧮 Formule à retenir — Les 2 formules du programme à connaître par cœur ρ = m / V     (masse volumique) c = m / V     (concentration massique / solubilité, en g/L)

 

⚠️ Attention — Réflexes pour le jour du brevet Toujours vérifier les unités avant de calculer (g et cm³, ou kg et m³ ; g et L). Toujours identifier, avant de commencer un exercice, s'il s'agit d'un solide, d'un liquide ou d'un gaz, et d'un corps pur ou d'un mélange : cela oriente le vocabulaire à utiliser dans la justification.

 

 

Quiz — Constitution et états de la matière

10 questions à choix multiples (une seule bonne réponse) et 4 questions courtes. Le corrigé complet se trouve à la fin du quiz.

QCM (une seule réponse correcte)

1. Dans un liquide, les particules sont :

•     a) Jointives et ordonnées, immobiles

•     b) Jointives, désordonnées et mobiles

•     c) Très éloignées et désordonnées

•     d) Très éloignées et ordonnées

2. Un corps pur est un corps qui :

•     a) A une couleur uniforme

•     b) Ne contient qu'une seule espèce chimique

•     c) Est toujours à l'état solide

•     d) N'a jamais été transformé

3. L'eau salée est un exemple de :

•     a) Corps pur

•     b) Mélange hétérogène

•     c) Mélange homogène

•     d) Espèce chimique simple

4. Le passage de l'état gazeux à l'état liquide s'appelle :

•     a) La vaporisation

•     b) La liquéfaction

•     c) La fusion

•     d) La sublimation

5. Lors de la fusion d'un corps pur, la température :

•     a) Augmente continuellement

•     b) Diminue continuellement

•     c) Reste constante (palier)

•     d) Double instantanément

6. Lors d'un changement d'état, la masse d'un échantillon :

•     a) Augmente toujours

•     b) Diminue toujours

•     c) Reste toujours constante

•     d) Dépend de la couleur du corps

7. La formule de la masse volumique est :

•     a) ρ = V / m

•     b) ρ = m × V

•     c) ρ = m / V

•     d) ρ = m + V

8. La masse volumique de l'eau liquide est d'environ :

•     a) 1,0 g/cm³

•     b) 10 g/cm³

•     c) 0,1 g/cm³

•     d) 100 g/cm³

9. Deux liquides non miscibles, après agitation puis repos, forment :

•     a) Une seule phase homogène

•     b) Un solide

•     c) Deux phases séparées

•     d) Un gaz

10. La solubilité d'un gaz dans l'eau augmente quand :

•     a) La température augmente

•     b) La température diminue

•     c) On agite très fort et on chauffe

•     d) On ajoute du sel

Questions courtes

1.   Donner la définition d'une espèce chimique.

2.   Citer les deux facteurs qui influencent la solubilité d'un solide dans l'eau.

3.   Un échantillon a une masse de 54 g et un volume de 20 cm³. Calculer sa masse volumique et proposer, à l'aide du tableau du chapitre 3, le corps pur correspondant.

4.   Expliquer pourquoi une bouteille de boisson gazeuse « pétille » davantage lorsqu'elle est tiède que lorsqu'elle est fraîche.

 

Corrigé du quiz

Corrigé du QCM

✅ Corrigé 1. b) Jointives, désordonnées et mobiles. 2. b) Ne contient qu'une seule espèce chimique. 3. c) Mélange homogène (une seule phase visible, mais deux espèces chimiques : eau + sel). 4. b) La liquéfaction. 5. c) Reste constante (palier de fusion). 6. c) Reste toujours constante (conservation de la masse). 7. c) ρ = m / V. 8. a) 1,0 g/cm³ (soit 1 000 kg/m³). 9. c) Deux phases séparées (par exemple eau/huile). 10. b) La température diminue (solubilité d'un gaz : plus l'eau est froide, plus elle dissout de gaz).

 

Corrigé des questions courtes

✅ Corrigé 1) Une espèce chimique est un ensemble d'entités identiques (atomes, ions ou molécules), possédant des propriétés physiques et chimiques bien définies. 2) La nature du soluté et du solvant, et la température (en général, plus l'eau est chaude, plus la solubilité d'un solide est grande). 3) ρ = m / V = 54 / 20 = 2,7 g/cm³. Cette valeur correspond à celle de l'aluminium dans le tableau du chapitre 3 : l'échantillon est probablement de l'aluminium pur. 4) La solubilité d'un gaz (ici le CO₂) diminue quand la température augmente : dans une boisson tiède, le gaz dissous s'échappe donc plus facilement et plus vite sous forme de bulles que dans une boisson fraîche, où il reste davantage dissous.

 

 

Exercice guidé niveau brevet

Un exercice type brevet, à traiter en autonomie puis à corriger. Il mobilise les quatre chapitres du cours. Barème indicatif sur 20 points.

Contexte : identifier un échantillon inconnu

Au cours d'un chantier de rénovation, un artisan retrouve un lingot métallique de forme irrégulière, sans étiquette. Il souhaite savoir de quel métal il s'agit, parmi l'aluminium, le fer, le plomb ou l'or (voir tableau du chapitre 3). Il réalise deux séries de mesures au laboratoire du collège.

Expérience 1 — Mesure de la masse volumique : l'artisan pèse le lingot, puis mesure son volume par déplacement d'eau.

Grandeur mesurée	Valeur
Masse du lingot, m	267,3 g
Volume d'eau seule dans l'éprouvette, V₁	120 mL
Volume d'eau + lingot immergé, V₂	219,9 mL

 

Expérience 2 — L'artisan place un petit fragment prélevé sur le lingot dans un dispositif de chauffage progressif et note la température toutes les minutes. Il obtient le tableau suivant :

Temps (min)	0	1	2	3	4	5	6
Température (°C)	20	180	327	327	327	420	510

 

✏️ Exercice — Questions 1) Calculer le volume V du lingot à partir des données de l'expérience 1. Détailler le calcul. (3 points) 2) Calculer la masse volumique ρ du lingot. Le résultat sera donné en g/cm³, avec deux chiffres significatifs. (3 points) 3) À l'aide du tableau de masses volumiques du chapitre 3, proposer une première hypothèse sur la nature du métal. (2 points) 4) En utilisant les données de l'expérience 2, identifier sur le tableau la valeur de la température de fusion du métal étudié. Justifier votre réponse en utilisant le vocabulaire du chapitre 2 (palier). (4 points) 5) Cette température de fusion confirme-t-elle l'hypothèse de la question 3 ? Conclure sur la nature du métal constituant le lingot. (3 points) 6) Le lingot est-il un corps pur ou un mélange ? Justifier votre réponse en vous appuyant sur les résultats des deux expériences. (3 points) 7) Sachant que le point de fusion identifié permettrait de fabriquer cet objet par moulage, expliquer en une phrase, à l'aide du vocabulaire du chapitre 2, ce qui se passe physiquement lorsqu'on verse le métal fondu dans un moule froid. (2 points)

 

 

Corrigé détaillé

✅ Corrigé 1) V = V₂ − V₁ = 219,9 − 120 = 99,9 mL, soit environ 100 cm³ (car 1 mL = 1 cm³). 2) ρ = m / V = 267,3 / 99,9 ≈ 2,68 g/cm³, soit environ 2,7 g/cm³ avec deux chiffres significatifs. 3) Dans le tableau du chapitre 3, la valeur 2,7 g/cm³ correspond exactement à celle de l'aluminium. Hypothèse : le lingot pourrait être en aluminium. 4) Dans le tableau de l'expérience 2, la température reste constante à 327 °C entre 2 et 4 minutes : c'est un palier, caractéristique d'un changement d'état d'un corps pur. Il s'agit ici du palier de fusion : θfusion = 327 °C. 5) Dans le tableau du chapitre 2, la valeur 327 °C correspond exactement à la température de fusion du plomb, et non à celle de l'aluminium. Cette mesure contredit donc l'hypothèse de la question 3 : la masse volumique mesurée (2,7 g/cm³) évoquait l'aluminium, mais elle ne correspond pas du tout à celle du plomb pur (11,3 g/cm³, tableau du chapitre 3). Les deux grandeurs caractéristiques ne s'accordent donc sur aucun corps pur unique du tableau. 6) Les deux grandeurs caractéristiques mesurées (masse volumique ≈ 2,7 g/cm³ et température de fusion = 327 °C) ne correspondent pas à un même corps pur du tableau : 2,7 g/cm³ évoque l'aluminium, mais 327 °C évoque le plomb. Ce désaccord suggère que le lingot n'est probablement pas un métal pur, mais un mélange (un alliage) de plusieurs métaux, dont les propriétés physiques résultent d'un mélange des espèces chimiques présentes et ne correspondent donc à aucune valeur tabulée d'un corps pur unique. 7) En touchant les parois froides du moule, le métal fondu (liquide) perd de l'énergie thermique et se solidifie : c'est une solidification, qui se produit à température constante (celle du palier de fusion/solidification) jusqu'à ce que tout le métal soit redevenu solide.

 

🛠️ Méthode — Ce qu'il faut retenir de cet exercice Une seule grandeur caractéristique ne suffit parfois pas à identifier un corps avec certitude : il est plus prudent de croiser plusieurs mesures (masse volumique, température de changement d'état…). Un désaccord entre deux mesures est souvent le signe qu'on est en présence d'un mélange plutôt que d'un corps pur.