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Université de Batna 2 (UB2) Faculté des sciences de la nature et de la vie Département : Socle commun SNV 1 ère année (L1) Chimie générale et organique Chapitre I : Notions fondamentales de chimie Année universitaire : 2020-2021 Dr. BENCHERCHAR. I

Chapitre I : Notions fondamentales de chimie

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Page 1: Chapitre I : Notions fondamentales de chimie

Université de Batna 2 (UB2)

Faculté des sciences de la nature et de la vie

Département : Socle commun SNV

1ère année (L1)

Chimie générale et organique

Chapitre I : Notions fondamentales de chimie

Année universitaire : 2020-2021

Dr. BENCHERCHAR. I

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Chapitre I : Notions fondamentales de chimie 1ère année SNV

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Dr. BENCHERCHAR.I

I- Introduction

La chimie est la science qui se consacre à l’étude de la composition, la structure et

des propriétés de la matière, ainsi que les modifications qu’elle expérimente pendant des

réactions dites chimiques.

La chimie appartient aux sciences basiques du fait d’apporter des connaissances à des

nombreux domaines tels que : la biologie, la médicine, la pharmacie et la géologie.

II- La matière

1- Définition

La matière est tout ce qui compose un corps ou un objet ayant une réalité physique. Elle est

composée d'entités microscopiques appelées atomes et molécules, les molécules étant des

édifices formés d'au moins deux atomes. C'est l'assemblage de ces atomes et molécules qui

définit la nature d'un échantillon de matière.

L'air, l'eau, le sable, le bois et les organismes vivants sont des exemples de matière.

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Chapitre I : Notions fondamentales de chimie 1ère année SNV

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La composition d'un échantillon de matière désigne le type d'atomes en présence et les

proportions relatives de ces atomes.

Exemple :

La molécule d'eau, H20, est constituée d'hydrogène et d'oxygène :

Composition qualitative.

La molécule d'eau comporte un atome d'oxygène et deux atomes d’hydrogène

Composition quantitative.

2- Propriétés

La matière est caractérisée par des propriétés physiques et chimiques.

a- Propriétés physiques

Une propriété physique est une caractéristique que présente un échantillon de matière en

l'absence de tout changement de sa composition. Une transformation physique modifie la

matière à l'échelle macroscopique (c'est-à-dire à l'œil nu).

Exemple :

Du gaz propane, mis sous pression à 1' état liquide dans un réservoir, se vaporise

lorsqu'on ouvre la valve du réservoir.

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b- Propriétés chimiques

Une propriété chimique est une caractéristique que présente un échantillon de matière et

qui a pour conséquence une modification de sa composition moléculaire suite à une

réorganisation des atomes. Un changement chimique, aussi appelé réaction chimique,

opère à l'échelle microscopique mais les effets résultants sont souvent observables à

l'échelle macroscopique.

Exemple :

Le méthane gazeux qui se mélange à l'air, brûle si on craque une allumette et se

transforme en dioxyde de carbone et en eau.

3- Etat de la matière

La matière existe sous trois états : solide, liquide et gaz.

a- Solide

Les molécules ont moins de liberté, leurs mouvements se réduisent à de simples oscillations

autour de positions de l’équilibre, cet état est condensé qui peut être ordonné (état cristallin)

ou désordonné (état amorphe). Un solide possède à la fois un volume et une forme propre.

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Chapitre I : Notions fondamentales de chimie 1ère année SNV

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b- Liquide

Les molécules sont au contact les unes des autres, leurs mouvements sont très limités mais

il existe encore une agitation moléculaire et leurs positions relatives se modifient d’une

façon continue, ils constituent un état fluide c.-à-d. déformable. C’est un état condensé et

désordonné, un liquide possède un volume propre mais pas de forme propre.

c- Gaz

Les molécules sont très éloignées les unes des autres, d’autant plus que la pression est plus

faible, c’est un état non condensé et totalement désordonné un gaz n’a pas de volume

propre, de même les gaz sont doués d’expansibilité : ils occupent tout le volume qui lui est

offert.

Changement d’état de la matière :

Toute substance pure peut exister sous les trois états fondamentaux de la matière en

fonction de la température T et de la pression P : état solide, état liquide et état gazeux. Le

passage entre états est représenté dans le schéma ci-dessous :

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Chapitre I : Notions fondamentales de chimie 1ère année SNV

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4- Classification de la matière

Différents types sont distingués suivants qu’ils sont constitués d’une ou plusieurs

substances pures.

a- Corps pur

Possède un seul type de constituant. On distingue deux types de corps :

Les corps simples : Un corps simple est une substance qu'on ne peut séparer en

substances plus élémentaires au moyen de réactions chimiques. Le corps simple

est composé d'un seul type d’atomes. (Tableau périodique des éléments

chimique).

Les corps composés : Un corps composé est une substance formée de deux

atomes ou plus, de nature différente. Les atomes différents sont combinés dans

des proportions fixes. Un corps composé est représenté par une combinaison de

symboles chimiques qui constitue une formule chimique. Exemple : NaCl

combine un atome de sodium (Na) et un atome de chlore (Cl).

b- Les mélanges

La matière se présente en générale sous forme de mélanges : c’est un mélange qui se

présente sous plusieurs parties appelées phases. L’état de la phase peut être gaz, liquide ou

solide. Une phase est la partie distincte d’un mélange.

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Chapitre I : Notions fondamentales de chimie 1ère année SNV

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On distingue deux types de mélange : homogène et hétérogène.

Mélange homogène : Un mélange est homogène si aucune variation de

propriétés physiques ou chimiques ne peut être décelée lorsqu'on passe d'un point

à un autre du domaine d'espace qu'il occupe. Ainsi de 1'huile, du vinaigre sont

des mélanges homogènes. Les composants d'un mélange homogène peuvent être

séparés par des processus chimiques : la distillation, l'extraction, la

chromatographie ...

Mélange hétérogène : Un mélange est hétérogène si, on observe, des variations

discontinues de propriétés en passant d'un point à un autre ; du sable, du chocolat

aux noisettes... sont des mélanges hétérogènes.

Exemple :

En phase liquide : mélange d’eau et d’huile (on dit que les deux liquides sont

immiscibles). Mélange eau et le sable. Les composants d'un mélange hétérogène

peuvent être séparés par des processus physiques : la décantation, la filtration, la

centrifugation ...

III- La quantité de matière de l’échelle microscopique à l’échelle

macroscopique :

1- Définition

La mole

Une mole d’entités (atomes, molécules, ions) est une quantité de matière contenant le même

nombre d’entités qu’il y a d’atomes de carbone 126C dans une masse m = 12,0g de carbone

pur, c’est-à-dire 6,02214129 × 1023 entités (atome, molécule ou ion).

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Chapitre I : Notions fondamentales de chimie 1ère année SNV

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La constante d’Avogadro NA

On définit la constante d’Avogadro NA comme étant le nombre d’entité par unité de quantité

de matière, c’est à-dire par mole. Cette constante vaut NA = 6,02214129 × 1023 mol-1.

Le nombre N d’entités (atomes, molécules ou ions) présent dans un système est directement

proportionnel à la quantité de matière n :

N = n × NA

La masse molaire atomique

La masse molaire atomique d'un élément est la masse d'une mole d'atomes de cet élément,

les proportions des différents isotopes étant celles que l'on rencontre dans la nature. Les

masses molaires atomiques figurent dans le tableau périodique des éléments.

Exemple : M(H)= 1,0 g/mol, M(O)= 16,0 g/mol.

La masse molaire moléculaire

La masse molaire moléculaire est la masse d'une mole de molécules de l'espèce considérée.

On la calcule en effectuant la somme des masses molaires atomiques des atomes qui

constituent la molécule. Mmolécule = ∑ xMatome (x : le nombre d’atome de même type).

Exemple : M(H2O) = 2 × M(H) + M(O)= (2×1)+ 16= 18 g/mol.

La concentration molaire (Molarité) CM

La concentration molaire d’une espèce chimique en solution est la quantité de matière de

soluté présente par litre de solution. Elle s’exprime en mol/L.

CM= n (soluté) / V(solution). (n en mol et V en L).

La concentration massique Cm

La concentration massique d’une espèce chimique en solution est la masse de soluté

présente par litre de solution. La concentration massique se note Cm, elle s’exprime en g/L.

Cm= m (soluté)/V(solution). (m en g et V en L).

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La molalité

La molalité indique le nombre de moles du soluté (nsoluté) par kilogramme de solvant (m du

solvant en Kg). Elle n’est que très rarement utilisée, mais recommandée lors de mesures de

concentrations indépendantes de la température.

mmolatilté= nsoluté / msolvant (Kg)

La normalité N

La normalité (ou concentration normale) indique la relation entre le nombre d'équivalent-

gramme 'E' de soluté et le volume de la solution.

N (eq.g/L) ou (N) = ne / V. ne= x / E. E= M / Z.

ne : nombre d’équivalent-gramme, V : volume de solution en L, x : nombre de gramme de

soluté, M : masse molaire du soluté et Z : la valence.

Il existe une relation entre la normalité et la molarité : N= Z× CM.

Il faut noter que l’équivalent-gramme est une notion qu’on applique aux réactions acide-

base et d’oxydoréduction.

Dans le cas des acides : Z correspond au nombre H+.

Exemple : HCl, Z = 1 donc E (HCl) = MHCl/Z=36,5/1 = 36,5 g

Dans le cas d'une base : Z correspond au nombre OH-.

Exemple : Mg(OH)2, Z = 2 donc E (Mg(OH)2) = 58,3/2 = 29,15 g

Dans le cas d’une réaction d'oxydo-réduction : Z correspond au nombre d'électron

mis en jeu,

Exemple : KMnO4 K+ + MnO4-

MnO4- + 5e- + 8H+ Mn2+ + 4H2O donc E(KMnO4) = 206/5 = 41,2 g

La fraction molaire ou titre molaire 𝒙𝒊

La fraction molaire ou titre molaire 𝒙𝒊 d’un constituant 𝒊, dans un mélange monophasique,

est exprimée par le rapport : 𝒙𝒊= ni / ∑ ni avec ∑ 𝒙𝒊=1.

(ni : le nombre de mole d’un constituant i, ∑ ni : nombre de mole totale du mélange).

La fraction molaire 𝒙𝒊 est directement reliée au pourcentage molaire 𝑿𝒊 (%) :

𝑿𝒊 (%)= 100× 𝒙𝒊.

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Le pourcentage massique (%massique)

Le pourcentage massique (aussi appelé pourcentage en masse) permet d’exprimer la

proportion des différentes espèces chimiques présentes dans un système chimique : Il est

l’une des grandeurs permettant d’exprimer la composition d’un mélange.

%massique = mA /mtotal ×100.

(mtotal : la masse totale du mélange, mA : masse d’un espèce chimique A).

2- Relation entre masse (m) et quantité de matière (n)

Soit M la masse d'une mole d'entités chimiques. La masse de n moles de ces entités est

m= n × M d'où n= m/M

(n: quantité de matière (en mol), m: masse de l'échantillon (en g), M: masse molaire (en

g/mol ).

3- Applications aux mesures expérimentales

Cas des solides

Lorsque l'on dispose de la masse d'un solide on peut calculer le nombre de moles (ou

quantité de matière) de composé le constituant. On passe de la masse du solide "m" au

nombre de moles "n" en utilisant la relation :

m = n × M et inversement n= m / M.

Cas des liquides (et non d’une solution)

Lorsque l'on a le volume d'un liquide, on peut calculer la quantité de matière du composé

le constituant. Sachant que la masse volumique d'un corps est = m/V. On a la relation :

= n × M / V donc n = × V / M.

Cas d’une solution

Lorsque l'on a la concentration molaire d’une solution (mol/L), on peut calculer la quantité

de matière du soluté. Sachant que : CM= nsoluté / V. On a donc la relation :

nsoluté = CM × V

(n : la quantité de matière du soluté en (mol), V : volume de la solution (L)).

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Cas des gaz

C'est le volume que l'on mesure, mais il dépend de la pression et de la température ! Il

faut donc connaître le volume d'une mole de gaz (volume molaire VM) à P et T connus.

n= V/VM

(V : le volume du gaz (L), VM : le volume molaire (L/mol)).

IV- Les lois pondérales (Lavoisier, Proust et Dalton)

1- Définition d’une réaction chimique

Une réaction chimique est une transformation de composés chimiques (réactifs) en d’autres

composés (produits). aA + bB cC + dD

(a, b, c et d sont des coefficients stœchiométriques).

2- Loi de conservation de la masse (Lavoisier 1777)

Dans une réaction chimique : rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme.

Dans une réaction chimique, la masse totale des réactifs disparus est égale à la masse totale

des produits formés.

∑ mRéactifs = ∑ mProduits

1 mole de n'importe quel gaz à 0 °C et à la pression atmosphérique 1atm occupe 22,4 L

donc VM= 22,4 L/mol. Le calcul de la quantité du matière gaz (n) dans ces conditions de

température et de pression est : n= V / 22,4.

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3- Loi des proportions définies (Proust 1802)

Lorsque des corps simples s’unissent pour former un corps composé défini, le rapport entre

les masses de chaque réactif qui ont été consommées dans la réaction chimique est constant

(la composition d’une substance chimique donnée est invariable, quelle qu’en soit la

provenance)

Exemple: 14g Azote + 3g Hydrogène 17g Ammoniac

Soit donc un rapport constant :

Masse d’hydrogène consommé / Masse d’azote consommé = 3 / 14 = 1 / 4,67.

4- Loi des proportion multiples (Dalton 1803)

Si deux éléments peuvent se combiner en donnant plusieurs substances différentes, les

rapports de masse du premier élément qui se lie à une masse constante de l'autre ont entre

eux un rapport de nombres entiers.

Exemple : l'azote et l'oxygène donnent les substances : NO, N2O, NO2, N2O3 et

N2O5.

La loi des proportions multiples indique que dans ce cas, les différentes proportions

d'oxygène par rapport à l'azote sont dans des rapports de nombres entiers. On

constate que la proportion d'oxygène dans NO2 est le double de ce qu'elle est dans

NO. N2O3 est le triple de ce que l'on trouve dans N2O.

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Références

CHIMIE GENERALE; 2e édition de Steven-S Zumdahl, De Boeck.

Chimie générale; 3e edition, traduction de la 4e édition américaine par Jean toullec.

www.lachimie.net