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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
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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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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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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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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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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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