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INTRODUCTION GENERALE A LA CHIMIE

           

Ir.  Oumarou  DJOBO  

 

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INTRODUCTION GENERALE A LA CHIMIE

INTRODUCTION

Les sciences naturelles étudient la nature et les phénomènes qui s’y déroulent. Elles sont par essence interdisciplinaires et expérimentales.

La chimie est une science naturelle qui étudie la matière (inerte et vivante), ses propriétés et ses transformations (production d’un composé à partir d’éléments ou transformation d’une substance en une autre). Quelque soit les transformations des formes de mouvement, la loi de l'indivisibilité de la matière est toujours vérifiée.

La chimie est donc la science qui a pour tâche d'étudier la composition, la constitution et les propriétés des substances en fonction de leur composition et de leur constitution, les conditions et les voies de leur transformation.

La recherche chimique de pointe s’applique à beaucoup de domaines différents et implique des collaborations avec des médecins, des biologistes, des physiciens, des ingénieurs, des géologues, démontrant la parfaite interrelation des différentes sciences naturelles.

On divise la chimie en plusieurs branches :

- La chimie organique qui traite essentiellement de molécules contenant les éléments carbone, hydrogène, oxygène et azote ; la chimie bio-organique qui étudie les molécules intervenant dans les organismes vivants (peptides, protéines, …) ;

- La chimie inorganique (anciennement « minérale ») qui étudie aujourd’hui les systèmes vivants (chimie bio-inorganique).

- La biochimie qui étudie les processus se déroulant dans les organismes vivants (cellules).

- La chimie physique à laquelle on rattache parfois la chimie théorique, développe des méthodes d’investigation et essaie de comprendre les phénomènes chimiques d’un point de vue théorique (thermodynamique, cinétique…).

- La chimie analytique qui représente une démarche visant à reconnaître les substances ou les éléments tant du point de vue

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qualitatif que quantitatif. Elle utilise des méthodes physico-chimiques (instrumentales) ou chimiques (organiques et inorganiques).

Intérêt de la chimie :

Intérêt scientifique : savoir, comprendre les phénomènes. Exemple : fonctionnement du cerveau.

Intérêt pratique : Développement de mémoires d’ordinateur à l’échelle moléculaire, synthèse de polymères biodégradables, recherche de nouveaux principes actifs pour les médicaments, peintures, cosmétiques, synthèses chimiques industrielles…

I La matière La matière est tout ce qui occupe un espace et possède une masse. C'est le matériau de l'univers dont l'organisation est très complexe.

1.1 Les états de la matière : La matière qui compose le globe terrestre existe sous la forme de trois états : solide, liquide ou gazeux. La plus grande partie de la matière qui nous entoure est constituée de mélange de substances pures.

Etat solide :

C'est un état rigide. Il a une forme et un volume fixes. Il existe des contacts étroits entre les différentes particules constituant le solide, ce qui en diminue la mobilité. Lorsque les particules sont régulièrement disposées, elles forment un réseau cristallin (exemple : le chlorure de sodium NaCl). Dans le cas contraire, on obtient un solide amorphe. La masse spécifique d'un solide est comprise entre 1 et 20 g/cm3.

Etat liquide :

Il a un volume fixe mais sa forme est imprécise. Il existe des interactions attractives faibles entre les particules qui le constituent et qui restreignent leurs mobilités. La densité est de l'ordre de 1 g/cm3.

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Etat gazeux :

Il n'a aucune forme et aucun volume fixe. Les particules sont indépendantes et entrent de temps en temps en collision. La densité d’un gaz est donc très faible (10-3 g/cm3). La particularité d’un gaz est qu’il peut être compressé de façon significative (par exemple, une bouteille de gaz liquide de type butane ou propane).

NB :

Il existe deux autres états de la matière : le plasma, un gaz à très haute température (8000 K) où les atomes sont complètement ionisés et l’état liquide-cristallin intermédiaire entre solide et liquide et qui possède des propriétés optiques utilisées dans les écrans.

Figure 2 : représentations des trois états de la matière. Etat solide (à droite) : empilement dense et ordonnée de molécules. Etat liquide (au milieu) : empilement dense et aléatoire de molécules. Etat gazeux (à gauche) : empilement diffus et désordonnée de molécules.

Beaucoup de substances peuvent exister dans les trois états physiques (l'eau). Une substance sera dans une phase donnée en fonction de la température et de la pression du milieu. Les changements d'état (de phase) de la matière sont :

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Figure 3 : Les changements d'état (de phase) de la matière

1.2 Structure de la matière La matière possède une structure discontinue. Elle peut être fragmentée jusqu’à une limite : l’atome (du grec "atomos", indivisible). Il existe 118 types d’atomes correspondant à 118 éléments répertoriés dans le tableau périodique de Mendeleïev.

L'atome

La matière est composée d’atomes qui sont des particules simples, infractionnables, indestructibles. Un atome correspond à un élément représenté par un symbole. Exemple : H, O, C, N, …

L'atome est constitué d'un petit noyau (r =10-13 cm environ) autour duquel gravitent des électrons, à une distance moyenne d'environ 10-8 cm. Un type d’atome (nucléide) est caractérisé par XAZ où XZA A est le nombre de masse et Z est le numéro atomique. Il est composé d’un noyau constitué par des nucléons (Z protons chargés positivement de charge globale +Ze et N neutrons électriquement neutres N = A – Z) et de Z électrons chargés négativement de charge globale – Ze. Les électrons forment autour du noyau le nuage électronique. L’atome est électriquement neutre car la charge des protons compensent exactement celle des électrons, les neutrons n'étant pas chargé. Le noyau est immobile par rapport au mouvement des électrons, bien que protons et neutrons ne soient pas immobiles. Les principales

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caractéristiques des particules constituant l'atome sont résumées dans le tableau 1.

Particule Symbole Charge Masse

Elémentaire Coulomb u.m.a. Kilogramme

Électron e- -1 -1,602.10-19 0,00055 9,109.10-31

Proton P+ +1 +1,602.10-19 1,0072 1,673.10-27

Neutron no 0 0 1,0084 1,675.10-27

Tableau 1 : caractéristiques des constituants de l'atome

Isotopes

Les isotopes sont des atomes ayant le même nombre de protons Z (ils constituent donc le même élément) et différant par le nombre de neutrons N. Autrement dit, les isotopes ont le même numéro atomique mais un nombre de masse différent. Tous les éléments naturels sont des mélanges d’isotopes. Exemple : L’hydrogène H11 , le deutérium H12 et le tritium H13 .

Ions

Les ions sont des atomes chargés. Un atome qui perd un (ou des) électrons, a un excès de protons, et donc une charge positive, on l'appelle cation. Si l'atome a gagné un (ou des) électrons supplémentaires, et a de ce fait un excès d'électrons par rapport aux protons, et donc une charge négative, on l'appelle anion.

1.3 Les modèles atomiques : La théorie atomique de Dalton :

Dalton, instituteur écossais, propose en 1803, une théorie qu'on peut présenter, en langage actuel, selon les termes suivants :

1. La matière est composée de petites particules appelées atomes.

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2. Les atomes d'un élément donné ont tous la même masse, ils sont identiques du point de vue de leur comportement chimique. Inversement, les atomes des différents éléments se distinguent les uns des autres par leur masse et par leur comportement chimique.

3. Les composés chimiques sont constitués de l'assemblage d'atomes de différents éléments. On appelle molécule une particule constituée de l'assemblage d'atomes différents.

4. Dans une réaction chimique, les atomes des molécules mises en jeu sont dissociées les uns des autres et se recombinent pour former d'autres molécules. Dans une réaction, aucun atome n'est créé ni détruit, et les atomes eux mêmes ne sont pas modifiés.

La théorie atomique de Dalton permit de mettre en place une échelle relative des masses atomiques.

Modèle atomique de Thomson : En se basant sur le fait qu'un atome est électriquement neutre, Thomson proposa le modèle suivant : on peut représenter l’atome comme une sphère de charges positives à l'intérieur de laquelle les électrons négatifs sont dispersés au hasard, de façon à assurer le maximum de stabilité du point de vue électrostatique. Ce modèle est souvent appelé modèle "plum-pudding" (figure 4).

Figure 4 : modèle plum –pudding de l'atome

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Le modèle de Rutherford :

Selon Rutherford, l’atome est en grande partie constitué de vide. Toute la charge positive et presque toute la masse se trouve concentrées au centre de l’atome, dans le noyau autour duquel gravitent des électrons à une distance relativement importante par rapport du noyau.

1.4 Les corps purs et les mélanges : Dans la nature, la matière se présente en général sous la forme de mélange de différentes substances dans des proportions diverses. Exemple : l’air est un mélange de diazote N2 (78%), dioxygène O2 (21%) et d’autres gaz (1%, eau, gaz carbonique, argon, gaz rares supérieurs). Ces mélanges sont dits homogènes ou hétérogènes selon que leurs propriétés sont ou ne sont pas identiques en tout point.

On appelle système une portion limitée de l'univers objet d'étude et phase un système dont les propriétés physicochimiques sont uniformes (identiques en tout point).

Un mélange homogène est un mélange qui contient une seule phase. Exemples : eau de mer, air, alliages. Un mélange hétérogène est un mélange qui contient plusieurs phases. En plus des mélanges grossiers, il existe un certains nombre de possibilités pour des mélanges hétérogènes :

Phase dispersée Gaz Liquide Solide

Gaz homogène Brouillard, vapeur Fumée, poussière

Liquide Mousse Emulsion Suspension, sol

Solide Mousse- solide Emulsion solide Certains alliages

Tableau 2 : différents types de mélanges hétérogènes

En théorie, il est toujours possible de séparer les constituants d'un mélange. S'il est hétérogène, la séparation est généralement plus facile (par filtration,

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décantation...). S'il est homogène, diverses techniques plus ou moins sophistiquées peuvent être employées (distillation, entraînement à la vapeur, cristallisation fractionnée...).

Un corps pur est composé soit d'une seule espèce d'atomes (Fe, N2, S8), soit d'un seul composé où les atomes sont liés entre eux dans des proportions définies (FeS, CH4, NaNO3, H2O). Des substances dites "pures" dans le quotidien comme le "miel pur", la "soie pure", etc. ne sont pas des substances pures au sens scientifique mais il s'agit de mélanges.

La matière homogène est uniforme. Elle a des propriétés identiques en tout point de l'espace (jusqu'à la dimension microscopique mais pas atomique).

Une phase est une région homogène de la matière. Elle peut se trouver à l'état solide, à l'état liquide, sous forme de gaz pur ou sous forme d'un mélange homogène, c'est-à-dire une solution ; la matière hétérogène étant constituée de plusieurs phases. On ne peut pas distinguer à priori une solution d'un corps pur, seulement la possibilité ou non de séparer les constituants prouve qu'un échantillon est un mélange homogène et pas un corps pur.

II Les lois fondamentales de la chimie et définitions 2.1 Loi de Lavoisier : La masse totale (poids) des substances formées (produits) dans une réaction chimique est égale à la masse totale des substances consommées (réactifs). C'est la loi de la conservation de la matière au cours d’une réaction chimique : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ». Exemple :

4Fe + 3O2 → 2 Fe2O3

224g 96g 320g

114g 48g 160g

2.2 Loi de Proust : loi des proportions définies

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Un composé donné contient toujours les mêmes éléments combinés dans les mêmes proportions en masse. Autrement dit, le rapport entre les masses de chaque réactif consommé dans la réaction est constant. Exemple pour la réaction précédente :

masse de fermasse d'oxygène

= 22496

= 11448

= 2,33.

"Si on prépare du sulfure de calcium en chauffant du Ca métal en présence de S, l'analyse du produit obtenu montre toujours 55,6 % en poids de calcium et 44,4 % en poids de soufre quelles que soient les conditions de préparation". Proust montre que le carbonate de cuivre (CuCO3) contient 5,3 parties de cuivre (par unité de masse) pour 4 parties d'oxygène et 1 partie de carbone.

2.3 Loi de Dalton : loi des proportions multiples "Quand deux éléments se combinent pour former une série de composés, les rapports entre les masses du second élément qui s'associent à 1 gramme du premier élément peuvent toujours être réduits à de petit nombre entiers".

Exemple 1 :

Voici les données relatives à deux composés du carbone et de l'oxygène :

Masse de carbone qui se combine à 1 g d'oxygène

Composé A Composé B

1,33 g 2,66 g

 masse de O dans Bmasse de O dans A

= 3216

= 2.

Exemple 2 :

Voici les données relatives à plusieurs composés ne contenant que de l'azote et de l'oxygène :

Masse d'azote qui se combine à 1 g d'oxygène

Composé A Composé B Composé C

1,750 g 0,8750 g 0,4375 g

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On trouve : AB

= 1,7500,8750

= 21

; BC

= 0,87500,4375

= 21

; AC

= 1,7500,4375

= 41

Voici des formules possibles pour les composés A, B et C :

On constate donc que le composé A renferme deux atomes de N par atome O, le composé B renferme 1 atome N par atome O. Le composé A renferme donc deux fois plus d'atomes d'azote que le composé B. Le composé C renferme 1 atome N par 2 atomes O. Le composé B renferme donc deux fois plus d'atomes d'azote que le composé C.

Il existe une infinité de formules possibles. A partir des masses relatives des éléments, Dalton ne pouvait donc pas prédire les formules absolues des composés. Cependant suffisent pour dire que chaque élément consiste en un certains type d'atomes et que les composés sont formés par l'association d'un nombre précis d'atomes.

2.4 Loi d'équivalence : La loi d'équivalence a été énoncée suite aux travaux de RICHTER (1804) et BERZELIUS (1812) : "les éléments chimiques s'associent les uns aux autres dans des proportions biens définies correspondant à leurs équivalents." On définit ainsi l'équivalent d'un élément chimique comme la quantité de cet élément qui s'associe à 1,008 partie en masse d'hydrogène ou remplace ces quantités dans des composés. L'équivalent d'un élément est une grandeur variable dépendant du type de réaction chimique.

Exemple : dans CO2 les parties en masse de carbone sont combinées ou associées à 32 parties en masse d'oxygène, donc 8 parties de O pour 3 parties en masse de C.

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Conséquence : la masse d'un élément dans un composé simple est le rapport entre sa masse atomique et sa valence dans ce composé chimique.

Equivalent – gramme :

L'équivalent-gramme d'une substance est sa masse exprimée en gramme. Par définition donc, 1équivalent de H est égal à 1,008 d'où l'équivalent-gramme de H est égal à 1,008 g/mol ≈ 1 g/mol. Cette notion d'équivalent peut être étendue aux associations moléculaires complexes telles que les acides les bases…. De manière générale, la masse d'un équivalent-gramme est :

M' = masse molairenombre d'équivalent par mole

Equivalent – gramme d'acide et de base :

Un équivalent-gramme d’acide est la quantité de cet acide susceptible de libérer une mole d’ion H+ au cours d’une réaction chimique.

Un équivalent-gramme de base est la quantité de cette base susceptible de réagir avec un ion H+ ou de libérer un ion OH– au cours d'une réaction chimique.

M' (acide ou base) = M (acide ou base)

nombre d'ion H+ou OH-

Exemple : calculer l'équivalent-gramme de l'acide sulfurique.

Equivalent – gramme de sel :

Un équivalent – gramme de sel est le rapport entre sa masse molaire et le produit du nombre d'atomes métalliques et la valence de l'atome métallique.

M'(sel) = M(sel)nombre d'atome métallique x valence d'atome métallique

Exemple : calculer l'équivalent-gramme de sulfate d'aluminium Al2(SO4)2.

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Equivalent-gramme d'oxydant et de réducteur :

Un équivalant – gramme d’oxydant ou de réducteur est la quantité en g/mole de l'oxydant ou du réducteur qui accepte ou libère un électron-gramme.

M'(Ox ou Red) = 1 mole (Ox ou Red)ne-

Exemple : KMnO4 + 5 e– + 8H+ ⇆ Mn2+ + 4H2O+K+

Une mole de KMnO4 accepte 5 électrons-grammes donc :

1 éq-g de KMnO4 = M(KMnO4)5

= 157,95

= 31, 58 g

Equivalent – gramme de charges :

Un équivalent-gramme de charges (positives ou négatives) est le nombre de mole de substance libérant 1 mole charge (positives ou négatives).

M'(charge) = masse molairenombre de charges

Exemple : calculer l'équivalent-gramme de charges positives pour NaCl et CaCl2.

2.5 La masse atomique : Depuis 1961, on utilise un système de masse atomique dont l'étalon est le 12C (carbone 12). Dans ce système, la masse d'un atome de carbone 12C vaut exactement 12 unité de masse atomique u (ou u.m.a.), et, on détermine la masse de tous les atomes en fonction de cette valeur étalon. La méthode exacte pour comparer les masses atomiques de nos jours fait appel à la spectrométrie de masse. Par exemple l'analyse du 12C et du 13C par spectrométrie de masse, montre que le rapport de leur masse est :

Masse 13CMasse 12C

= 1,0836129 donc

Masse 13C = 1,0836129 x masse 12C ; Or par définition :

masse de 12C = 12 u donc :

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Masse 13C = 1,0836129 x 12 u = 13,003355 u.

La masse atomique des autres atomes est déterminée de cette manière. Dans la nature, les atomes sont constitués d'isotopes. La masse atomique d'un atome (figurant dans le tableau de classification périodique des éléments) est la somme des masses atomiques des différents isotopes de cet atome.

2.6 La mole : L'univers est constitué d'une centaine d'atomes différents qui sont présentés dans le système périodique. Les atomes sont infiniment petits et légers et les chimistes s'intéressent à des ensembles d'une infinité d'atomes qu'à des atomes isolés. On a donc définit une quantité "pratique" d'atomes appelée la mole. Elle exprime le nombre de moles de substance contenues dans un échantillon de cette substance. Elle est définie par :

n = mM

et s'exprime en mole.

La mole est le nombre égal au nombre d'atomes de carbones présent dans exactement 12 g de 12C pur. Ce nombre déterminé grâce à la spectrométrie est égal à 6,0221367 x 1023 et s'appelle le nombre d'Avogadro. Une mole de n’importe quelle substance contient 6,022 x 1023 unités de cette substance, soit le nombre d'Avogadro NA.

Il existe une relation entre la mole, le nombre de particules et le nombre d’Avogadro : N = n x NA ; avec N nombre de particules, n nombre de moles et NA nombre d’Avogadro.

Relation entre l'unité de masse atomique et le gramme

Par définition, la mole est telle qu'un échantillon d'un élément naturel dont la masse est égal à sa masse atomique, exprimée en gramme, contient une mole d'atomes. On rappelle que le nombre d'Avogadro est le nombre d'atomes présents dans exactement 12 g de 12C et que chaque atome de carbone pèse 12 u. De là :

Masse 12C = 6,022 x 1023 atomes x  

12 uatomes              

===> 12 g = 6,022 x 12 u d'où :

1 g = 6,022 x 1023 u.

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La masse en gramme des atomes qui figurent dans le tableau périodique est la masse en gramme d'une mole de l'élément.

Exemple :

La masse molaire du potassium, K, est de 39,098 g, donc 39,098 g de potassium correspond à une quantité de 6,022 x 1023 atomes de potassium.

La masse d'une mole de H2O est 18,015 g. Elle contient 6,022 x 1023 molécules de H2O, soit 12,044x1023 atomes d'hydrogène et 6,022x1023 atomes d'oxygène.

Exercice :

Un échantillon de NO2 contient 1,45 mol. a) Calculer le nombre de molécules dans l’échantillon. b) Calculer le nombre d’atomes dans l’échantillon.

2.7 Masse molaire – masse moléculaire : La masse molaire est la masse d'une mole exprimée en gramme. La masse molaire atomique est donc la masse d’une mole d’atomes.

La masse moléculaire ou masse molaire moléculaire est la masse d’une mole de molécules. C'est la somme des masses des atomes qui la constitue. La masse moléculaire relative d'un corps simple ou composé est la masse de sa molécule exprimée en unité de masse atomique (u).

Pour les composés hydratés, la masse molaire prend en compte les molécules d'eau d'hydratation.

Exemple :

M (CaHPO4, 2H2O) = M(Ca) + M(H) + M(P) + 4 M(O) + 2M(H2O)

= 40 + 1 + 32 + (4 x 16) + (2 x 18)

= 170 g/mol.

2.8 Atome-gramme et molécule-gramme

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Toute quantité de matière constituée de NA particules constitue une kilo-mole. Si on a NA atomes, alors ceci correspond à 1 atome-gramme ; NA ions correspondent à 1 ion-gramme, NA molécules à 1 molécule-gramme…

La masse d'un atome-gramme est appelée masse atomique, celle d'une molécule-gramme est appelée masse moléculaire ou molaire. La masse moléculaire ou molaire d'une molécule-gramme de méthane (CH4) est 16,03 g. La masse d'une kilo-mole d'hydrogène atomique est égale à 1kg.

Exemple : la masse d'un atome-gramme d'hydrogène est 1,008 g, celle du carbone est 12,00 g, celle de plomb est 207,2 g.

2.9 La masse volumique : La masse volumique est le rapport entre la masse d'une substance et le volume occupé par cette masse. Elle s'exprime en Kg/m3 ou en g/L : ρ = m

V

La masse volumique varie avec la température car le volume de la plupart de substances chimique varie avec la température. Elle est utilisée comme "marque d'identification" par les chimistes. On détermine la masse volumique d'un liquide en pesant exactement un volume connu de ce liquide.

Tableau 3 : masse volumique de substances courantes

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III Les gaz Un gaz remplit uniformément tout contenant ; il se compresse facilement et se mélange complètement avec tous les autres gaz. Les molécules de gaz sont suffisamment éloignées les unes des autres pour que les forces électriques attractives soient faibles (négligeables).

3.1 Notion de pression Quand on gonfle un ballon, l'air qui se trouve à l'intérieur pousse les parois élastiques du ballon et lui donne sa forme. La force exercée par l'air sur les parois du ballon est appelée pression. La pression se définit comme la force exercée par unité de surface : P = F

S.

Unités de pression :

Le mm Hg (millimètre de mercure) souvent appelé Torr fut très utilisé. De nos jours surtout en thermochimie, l'atmosphère standard (atm), une unité apparenté est très utilisée : 1 atm = 760 mm Hg (Torr). Dans le SI, l'unité est le N/m² (Newton par mètre carré) ou le Pascal (Pa) : 1 atm = 101 325 Pa. Cependant, le Pascal est une unité faible et on utilise le kiloPascal (kPa) en faisant l'approximation que 1 atm = 105 Pa. 3.2 Notion de température La température, d'un point de vue "microscopique" est une grandeur qui mesure l'agitation thermique de la matière, caractérise "macroscopiquement" l'état d'un corps plus ou moins chaud et se repère par des instruments nommés thermomètres.

Trois systèmes permettent de mesurer la température : l’échelle Celcius, (°C) l’échelle Kelvin (K) et l’échelle Fahrenheit (°F, en usage aux USA uniquement). La température en degré Celsius se note t et celle en Kelvin se note K.

La conversion entre les degrés Celsius et Fahrenheit n’exige qu’un déplacement du point zéro car l’unité (degré) est le même. Cf. figure 5.

T (K) = t (°C) + 273,15

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Par contre la conversion entre les degrés Fahrenheit et Celsius, il faut faire des modifications sur l’unité et sur la position du zéro. Pour l’unité, sur la figure 5, on a 212 °F = 100 °C et 32 °F = 0 °C ; donc :

212 °F -32 °F = 180 °F = 100°C – 0 °C = 100 °C d’où le facteur de conversion est 180 °F

100 °C soit 9 °F

5 °C ou l’inverse selon les besoins.

Puisque 32 °F = 0 °C, il faut soustraire 32 à la température en Fahrenheit.

Figure 5 : Les trois principales échelles de température

Donc on aura : t (°C) = 5 °C9 °F

(t (°F) – 32 °F)

Pour convertir des températures du degré Kelvin, en degré Fahrenheit, il faut d’abord les ramener à l’échelle Celsius.

3.2 Loi de Boyle-Mariotte : (1620 - 1684)

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Robert Boyle (1627-1691) et Edme Mariotte (1620-1684) étudièrent indépendamment la relation entre la pression d'un gaz et son volume. Boyle utilisa un tube en J dans lequel il avait emprisonné le gaz. Tous deux constatèrent que le produit de la pression de l'échantillon par son volume est constant : c'est la loi de Boyle-Mariotte soit PV = k où k est une constante à une température donné pour un échantillon donné. Cette loi n'est vraie que pour des pressions relativement basses. A de hautes pressions (supérieures à la pression atmosphérique) le produit PV varie avec la pression. On supposera sauf indication contraire que les gaz obéissent à la loi de Boyle Mariotte. Un gaz qui obéit à la loi de Boyle-Mariotte est appelé gaz idéal ou gaz parfait.

Application : prédiction de la variation du volume d'un gaz quand il y variation de la pression (à température constante) ou vice-versa.

Les données suivantes obtenues par Boyle peuvent se traduire par deux représentations graphiques : P = f(V) et V = f(1/P).

Tableau 5 : données obtenues par Boyle

Figure 6 : représentation graphique des données de Boyle du tableau 5.

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3.3 Loi de Charles

La loi de Charles (1746-1823) indique que le volume d'un gaz varie de façon linéaire en fonction de sa température. : V = bT où b est constante de proportionnalité. Lorsqu'on prolonge les droites obtenues pour plusieurs gaz (T étant en °C) jusqu'à V = 0, elles passent toutes par T = -273,15 °C. Si T est en Kelvin (K), le volume de chaque gaz est directement proportionnel à sa température. En dessous de 0 K, on obtiendrait des volumes négatifs, mais, le 0 K est inatteignable expérimentalement.

3.4 Loi d'Avogadro : (1776 - 1856) Avogadro postule que : "des volumes de gaz égaux maintenus à la même température et la même pression contiennent le même nombre de moles de gaz quel que soit le gaz considéré" ou " à température et à pression constante, le nombre de moles d'un gaz est directement proportionnel au volume du gaz" : V = an où n est le nombre de mole et a une constante de proportionnalité.

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3.5 Loi des gaz parfaits

Les trois lois précédentes regroupées prennent la forme de V =R TnP

où R est une constante de proportionnalité qui regroupent les trois autres constantes. Si la pression est en kPa, le volume en L et T la température K alors : R = 8,314510 kPa. L/mol/K.

Si on réarrange on obtient PV = nRT. Cette loi traduit l'état d'un gaz. L'état d'un gaz est caractérisé par sa pression, son volume et sa température. On dit que tout gaz qui se comporte conformément à cette équation a un comportement idéal. La plupart des gaz obéissent à cette équation lorsque la pression P < 101,3 kPa de sorte que l'hypothèse d'un gaz parfait n'entraine que de faibles erreurs.

Le gaz parfait est un modèle thermodynamique permettant de décrire le comportement des gaz réels à basses pressions et à hautes températures.

Température et Pression normales – volume molaire d'un gaz parfait

On température et pression normale, les conditions expérimentales suivantes : température de 0°C (273,15 K), pression de 101,3 kPa (1,00 atm). Le volume molaire d'un gaz est le volume occupé par 1 mole de e gaz dans ces conditions. Soit :

V = nRTP = (1,00 mol ) (8,315 kPa.L/mol/K) (273,15 K)101,3 Kpa = 22,42 L.

Tableau 6 : volume molaires de quelques gaz à TPN.

3.7 Loi des pressions partielles de Dalton (1766 - 1844)

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"La pression totale qu'exerce un mélange de gaz enfermé dans un contenant est égale à la somme des pressions que chaque gaz exercerait s'il était seul dans ce contenant."

Ptotale = P1 + P2 + … + Pn où les indices représentent les gaz individuels. On appelle pression partielle, les pressions P1, P2, … c'est-à-dire que chacune de ces pressions est celle que chaque gaz exercerait s'il était seul dans le

contenant. On supposant que chaque gaz est parfait : P1 = n1RTV ; P2 =

n!RTV ….

Donc la pression totale est : Ptotale = P1 + P2 + … = n1RTV

+ n!RTV

….

= (n1 + n2 +…) !"!  

= ntotal !"!  

ntotal est la somme des nombres de moles des différents gaz. Ainsi pour un mélange de gaz parfait, c'est le nombre total de particules qui importe et non la nature ni la composition des particules individuelles de gaz.

Fraction molaire

C'est le rapport entre le nombre de moles d'un composant d'un mélange et le nombre total de moles présentes dans le mélange. Elle est symbolisée par χ(khi). Par exemple :

χ1 = n1ntotale

= n1n1!  n2  !  n3  !  ...

D'après l'équation des gaz parfaits : n = P VRT

; donc dans un mélange on a :

n1 = P1 VRT

; n2 = P2 VRT

; … d'où on peut exprimer la fraction molaire :

χ1 = n1ntotale

= P1(V/RT)P1(V/RT) + P2(V/RT) + P3(V/RT) + ...

= P1(V/RT)(V/RT) (P1 + P2 + P3 + ...)

= P1 P1 + P2 + P3 + ...

= P1 P!"!#$%

Par conséquent la fraction molaire d'un composant donné d'un mélange de gaz parfaits est liée à sa pression partielle : Pi = χi x Ptotale ou ni = χi x ntotale.

3.8 Loi de Gay-Lussac (1778-1850) :

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C'est la loi des gaz en volume. Lorsque deux gaz entrent en réaction, les volumes gazeux combinés sont entre eux dans le rapport simple de nombre entiers petits. Le composé gazeux formé est également dans un rapport simple avec les volumes des gaz composants. Exemple : 2 volumes de H2 + 1 volume de O2 donnent 2 volume de vapeur d'eau (mêmes conditions de température et de pression).

La loi de Gay-Lussac indique que la pression d'un gaz parfait varie en fonction de la température lorsque le volume est maintenue constant : P = cT où c est une constante. Donc pour un gaz à une température et pression initiales données, on peut trouver à quelle pression il se trouve à une autre température donnée : P1 = cT1 et P2 = cT2 d'où P1

T1 = P2

T2 = c et P2 = P1 x T2

T1.

3.7 Théorique cinétique des gaz C'est un exemple de modèle qui permet d'expliquer les propriétés d'un gaz parfait. Elle est basée sur des hypothèses qui concernent les comportements des particules de gaz individuelles (atomes, molécules). Les postulats de la théorie sont :

1- Les particules de gaz sont si petites par rapport aux distances qui les séparent que le volume des particules individuelles est jugé négligeable (nul).

2- Les particules de gaz sont en mouvement constant. les collisions entre les particules et les parois du contenant expliquent la pression exercée par le gaz.

3- Les particules n'exercent aucune force les unes sur les autres ; elles ne s'attirent ni se repoussent.

4- L'énergie cinétique d'un groupe de particules de gaz est directement proportionnelle à la température de ce gaz exprimée en Kelvin.

Cette théorie rend bien compte (à vérifier par l'apprenant comme exercice) des lois des gaz parfaits ci-dessus. Cependant, les molécules de gaz réels ont des volumes définis et exercent réellement des forces les unes sur les autres. Donc les gaz réels ne satisfont pas à ces postulats.

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En appliquant les lois de la physique à la théorie cinétique des gaz, on peut

retrouver la loi des gaz parfaits. On obtient pour la pression : P = 23

nNA12m u2

V

où P est la pression, n le nombre de mole, NA le nombre d'Avogadro, m la masse de chaque particule, V le volume du contenant et u2, la moyenne des carrés des vitesses des particules. 1

2m u2 est l'énergie cinétique moyenne d'une

particule de gaz, donc : 𝐾  =   12m u2NA est l'énergie cinétique moyenne d'une

mole de particules. A partir de là, on trouve P = 23

!!V

soit !"n

= 23 𝐾. Or

selon le quatrième postulat de la théorie cinétique des gaz, l'énergie cinétique moyenne des particules présentes dans l'échantillon est proportionnelle à la température exprimée en Kelvin ; donc : !"

n = 2

3 𝐾 ∝T soit !"

n ∝ T. On voit

que cette expression est identique à celle de loi des gaz parfaits. Signification de la température Etant donné l'analogie entre la loi des gaz parfaits et la théorie cinétique on peut déterminer la température en fonction de l'énergie cinétique moyenne :

!"n

= 23 𝐾 = RT soit 𝐾 = 3

2 RT. La température exprimée en Kelvin est donc un

indice de mouvement aléatoire des particules.

Vitesse quadratique moyenne :

On appelle vitesse quadratique moyenne la racine carrée de u2 : uquadr =

u2. Donc on a : 𝐾  =   12m u2NA = 3

2 RT ; d'où u2 = 3RT

NAm et donc on trouve

uquadr = 3RTNAm

où m est la masse (kg) d'une particule de gaz individuelle. Or

NA x m = M (masse d'une mole) donc : uquadr = 3RTM

Dans cette expression R = 8,315 J/mol/K pour avoir uquadr en m/s. Quand la température augmente, l'énergie cinétique augmente et uquadr aussi.

On appelle le libre parcours moyen, la distance moyenne parcourue par une particule de gaz entre les collisions.

Effusion et diffusion

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Ce sont deux phénomènes qui permettent de vérifier l'exactitude de la théorie cinétique et de la loi de gaz parfaits. La diffusion désigne le mélange de gaz c'est-à-dire la vitesse avec laquelle un gaz se mélange à un autre gaz. L'effusion est le passage d'un gaz par un petit orifice d'un compartiment à un autre dans lequel on a fait le vide. Thomas Graham montre que :

Vitesse d'effusion du gaz 1Vitesse d'effusion du gaz 2 =

uquadr du gaz 1uquadr du gaz 2

= M2M1

La diffusion est un phénomène complexe à décrire théoriquement. Cependant on a démontré que :

Distance parcourue par le gaz 1Distance parcourue par le gaz 2

= uquadr du gaz 1uquadr du gaz 2

= M2M1

3.9 Le gaz réel Aucun gaz n'obéit exactement à la loi des gaz parfaits mais s'y rapprochent dans certaines conditions. Le tracé de PV/nRT = f(P) montre que pour le gaz parfait, PV/nRT = 1 quelque soient les conditions alors que pour le gaz réel PV/nRT n'avoisine 1 qu'à de très basses pressions. On en déduit que le comportement d'un gaz réel se rapproche d'autant plus du comportement d'un gaz parfait que sa pression est faible et sa température élevée.

Les particules de gaz réels ayant un volume définis, chaque particule dispose donc d'un volume inférieur au volume du contenant. Van der WAALS montre le volume occupé par les particules de gaz réels est nb où n est le nombre de moles et b une constante. Ainsi le volume dont dispose réellement une molécule de gaz est V – nb. Donc on a : P' = nRT

V - nb .

Les interactions entre les particules de gaz font que celles-ci heurtent les parois avec moins de puissance de sorte que la pression observée est inférieure à la pression qu'on devait observer sans interactions entre les particules.

Pobs = (P' – facteur de correction) = nRTV - nb

 – facteur de correction .

Le facteur de correction dépend de la concentration de gaz (mol/litre) soit n/V ou (n/V)² si le nombre de particules est très élevé :

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Pobs = P' – a(n/V)² ou a est une constante. En tenant compte des deux

corrections : Pobs = nRTV - nb

– a nV

2 d'où on obtient l'équation de Van Der

Waals :

Pobs

- a nV

2 x V – nb = nRT

Où a et b sont des constantes déterminées expérimentalement. Ce modèle de Van Der Waals explique également que les gaz réels tendent vers les gaz idéaux aux hautes températures, puisqu'à ce moment les vitesses des particules sont si élevées que les interactions entre elles deviennent négligeables.

IV Les liquides 4.1 Bases physiques Les liquides ont une faible compressibilité, ils manquent de rigidité et ils ont une masse volumique élevée par rapport à celle des gaz. A des températures où les forces intermoléculaires (dipolaires ou ponts d'hydrogène) sont plus importantes que l'énergie cinétique des molécules (Ec = 3

2 RT), les molécules

se "collent" les unes aux autres et forment un liquide. Dans un liquide, les molécules continuent de bouger assez librement. A cause de ceci, un liquide prend la forme de la partie du récipient qu'il occupe. Selon la distribution de l'énergie, il y aura toujours des molécules dont l'énergie cinétique suffit pour échapper au liquide. C'est pourquoi l'espace au-dessus de la surface du liquide est composée de vapeur de ce liquide. D'autre part, dans la vapeur, il y aura, selon la distribution de l'énergie, des molécules qui auront une énergie cinétique basse et qui seront captés par le liquide si elles se rapprochent de la surface. Il s'établira donc un équilibre dynamique entre la phase liquide et la phase gazeuse.

Le liquide et la vapeur sont en équilibre dynamique : certaines molécules quittent le liquide, d'autres y pénètrent et les vitesses de ces deux processus sont égales si l'on ne change pas les conditions de température et de pression.

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Figure 9 : équil ibre l iquide – vapeur

Les forces intermoléculaires dans le liquide sont responsables de sa viscosité, c'est à dire de sa résistance à l'écoulement. La viscosité diminue quand la température augmente car l'énergie cinétique des molécules augmente, leur vitesse augmente et elles s'éloignent les unes des autres en affaiblissant ainsi les forces intermoléculaires.

On connaît des liquides très visqueux comme le miel, et peu visqueux comme l'essence. Des molécules formant des ponts d'hydrogène (Exemple : le glycérol HOCH2-CHOH-CH2OH, acide phosphorique H3PO4) ou les molécules en chaîne longue (par exemple, les hydrocarbures comme C14H30, "huile") sont en général assez visqueux.

Les forces intermoléculaires sont aussi responsables de la tension superficielle des liquides. En absence des forces de gravité, les liquides formeront des sphères, car dans cet arrangement le nombre moyen de voisins des molécules est le plus élevé et l'énergie de l'ensemble est la plus basse. Les gouttes tombant d'un robinet s'approchent à cette géométrie (la gravité est responsable de la déviation de la sphère). La tension superficielle est due à l'attraction qu'exercent les molécules placées au sein du liquide sur les molécules placées à la surface. Une molécule éloignée de la surface interagit avec un nombre plus grand de molécules qu'une molécule placée à la surface et possède donc une énergie plus faible.

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Figure 10 : mécanisme des forces responsables de la tension superficielle.

La surface d'une colonne de liquide dans un tube dépend de l'importance relative des forces intermoléculaires du liquide et les forces adhésives entre les parois du tube et les molécules du liquide. Si les forces adhésives qu'un récipient en verre exerce sur les molécules d'un liquide sont plus grandes que les forces intermoléculaires au sein de ce liquide, la surface du liquide forme un ménisque concave : c'est le cas de l'eau (ou alcool éthylique). Si les forces intermoléculaires sont plus grandes que les forces adhésives exercées par le récipient, la surface du liquide forme un ménisque convexe : c'est le cas du mercure (ou huile).

Figure 11 : phénomène de capillarité : mercure (à gauche) et eau (à droite)

4.2. Bases thermodynamiques Dans un récipient fermé, on a vu qu'il s'établit un équilibre dynamique entre le liquide et la vapeur (gaz). La constante d'équilibre Kp de la réaction

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d'évaporation est simplement la pression d'équilibre du gaz car la concentration du liquide est constante : Kp = Pgaz.

Si on enlève une partie de la phase gazeuse du récipient A, par exemple à l'aide d'une seringue, du liquide va s'évaporer pour atteindre le même état d'équilibre qu'avant (B). La pression de vapeur ne dépend donc pas de la quantité du liquide (aussi long qu'il y en a).

L'expérience de tous les jours nous montre qu'il faut apporter de l'énergie pour évaporer un liquide. Plus qu'on chauffe un liquide, plus sa pression de vapeur monte (voir "Loi de Le Chatelier" …).

Exemples : le linge sèche plus vite au soleil qu'à l'ombre. Pour faire bouillir de l'eau, il faut chauffer le récipient.

4.3. Pression de vapeur

Quand on verse un liquide dans un récipient, son volume commence par diminuer à cause du transfert de molécules de la phase liquide vers la phase de vapeur évaporation) puis, le volume se stabilise. L'évaporation à lieu à vitesse constante à une température donnée. Au fur et à mesure que le nombre de molécules de vapeur augmente, la vitesse de retour de ces molécules dans la phase liquide (condensation) augmente. A un certain moment, il y a suffisamment de molécules en phase vapeur au dessus de la phase liquide pour que la vitesse de condensation soit égale à la vitesse d'évaporation. En ce moment, il n'y plus de changement net en ce qui concerne la quantité de liquide ou de vapeur puisque les effets opposés des deux processus s'annulent ; le système est en équilibre. Cependant le dynamisme règne toujours. La pression qui règne dans le système à l'équilibre est appelée "pression de vapeur à l'équilibre " ou communément "pression de vapeur" d'un liquide. Elle peut se mesurer à l'aide d'un baromètre (voir figure 8).

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Figure 12 : mesure de la pression de vapeur à l'aide d'un baromètre

On trouve :

patm = pvap + pcol de Hg d'où pvap = patm - pcol de Hg

Le liquide qui a la plus grande pression de vapeur est dite volatil. La pression de vapeur dépend de la masse du liquide et des forces intermoléculaires.

Figure 13 : a) pvap (éthanol) = f(T) b) ln(pvap) = f(1/T) pour l'eau, l'éthanol et

l'éther diéthylique.

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Variation de la pression de vapeur en fonction de la température :

Lorsqu'on mesure la pression de vapeur d'un liquide à des températures différentes, on constate qu'elle augmente considérablement avec la température (Figure 9). La variation de la pression en fonction de la température n'est pas linéaire ; mais, on peut obtenir une droite en traçant ln(Pvap) = f(1/T). L'équation de cette droite est :

ln(Pvap) = - ∆Hvap°

R   !!

+ C

où C est une constante caractéristique d'un liquide donné et ΔHvap l'enthalpie de vaporisation du liquide. Pour le même liquide à deux températures différentes T1 et T2 on a :

ln(Pvap

T1) + ∆Hvap°

R   !!!

= C = ln(Pvap

T!) + ∆Hvap°

R   !!!

soit

ln(Pvap

T1) - ln(Pvap

T!) = ∆Hvap°

R !!!  −   !

!!

⟹ ln pvap(!!)pvap (!!)

= ∆Hévap°

RT 1T2  −   1

T!

Cette équation est appelée équation de Clausius-Clapeyron.

V Les solutions Une solution est un mélange homogène d’au moins deux constituants, deux substances chimiques différentes, un soluté et un solvant. Le solvant est normalement la substance présente en plus grande quantité et servant à disperser les autres substances chimiques. Le soluté est toute substance à l’état pur placée dans le solvant, en quantité moins grande que le solvant. Une solution peut contenir plus d’un soluté. Le soluté peut être soit solide, soit liquide, ou gazeux à l'état pur.

Exemples :

- Solutés gazeux : HCl, NH3, - Solutés solides : NaCl, AgCl, - Soluté liquides : éthanol.

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Les solutions sont des mélanges homogènes, il est donc probable qu'il y a un certain accord entre les propriétés chimiques et physiques du solvant et du soluté. Déjà les alchimistes le savaient "Similia similibus solvuntur" ("Qui ressemble le plus, solubilise le mieux.").

Les substances non polaires comme les hydrures de carbone ou peu polaires comme les graisses sont solubles dans des solvants organiques comme le benzène (C6H6) ou le chloroforme (CHCl3). Grâces à leur capacité de dissoudre les graisses, nous qualifions ces solvants de lipophiles. Les substances lipophiles sont aussi appelées "hydrophobes". Les substances polaires comme les sels, les acides et les bases sont soluble dans l'eau, qui est un solvant très polaire. Ces substances sont appelées "hydrophiles".

Application médicale : Selon leur nature polaire ou apolaire, les médicaments se concentrent plutôt dans les tissus graisseux (par exemple les nerfs) ou dans les fluides corporels aqueux.

5.1 Classification La classification adoptée des solutions repose sur la taille des particules de solutés. On distingue :

Les solutions vraies ou moléculaires

Les solutions cristalloïdales ou micromoléculaires

Ce sont des solutions pour lesquelles la taille des particules de solutés est inférieure à un nanomètre (1nm = 10 Å). Ex : solutions ionisées de NaCl ou de CH3COOH et les solutions non ionisées de glucose, d’urée.

Les solutions colloïdales ou macromoléculaires

Ce sont des solutions pour lesquelles la taille des particules solutés est supérieure à 10 Å et inférieure à 103 Å. Les macromolécules telles que les protéines et les acides nucléiques placés dans l’eau forment des solutions colloïdales.

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Les pseudo-solutions ou solutions micellaires Dans une solution micellaire, les particules de solutés sont constituées par des agglomérats moléculaires dont la taille dépasse plusieurs milliers d’angström. Chaque agglomérat est constitué par l’association de plusieurs molécules de façon à enfouir leurs groupements hydrophobes et expose du coté de la phase aqueuse leurs parties polaires. Exemple : Les membranes biologiques.

Les dispersions

Ce sont des solutions pour lesquelles la taille des particules de solutés est suffisamment grande pour être visible au microscope optique ou à l’œil nu. On distingue deux types de dispersions :

Les suspensions

Ce sont des solutions dans lesquelles les particules de solutés sont sous forme solide. Exemple : Poudre fine dans l’eau.

Les émulsions

Ce sont des solutions dans lesquelles les particules de solutés sont dispersées sous forme liquide. Dans les émulsions, le solvant et le soluté liquide sont non miscibles. Exemple : mélange eau-huile.

Selon la nature des phases on distingue :

Solutions gazeuses ou gaz-gaz L’énergie associée au mélange de deux gaz est négligeable et tous les gaz sont infiniment solubles dans d'autres gaz. Exemple : l'air.

Solutions gaz – liquides

Chez les gaz dissous dans des liquides, chaque gaz a une solubilité limitée pour un liquide donné. Les gaz qui sont non polaires, comme le N2, ou presque non polaires, comme le NO, ont de faibles points d’ébullition puisque leurs attractions intermoléculaires sont faibles. Ainsi, ils ne sont pas très solubles dans l’eau puisque les forces soluté-solvant sont faibles. Les plus grandes solubilités des gaz se produisent lorsque ces derniers réagissent chimiquement avec un solvant ou un autre constituant.

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Solutions liquide-liquide Les liquides peuvent former des solutions seulement s’ils sont présents en certaines proportions, ce qui n’était pas le cas des gaz. En effet, chaque liquide a seulement une solubilité limitée dans un autre liquide. Dès que l’une des limites de solubilité est dépassée, le mélange se sépare en deux phases.

Solutions solides-liquide Les solides ioniques sont insolubles dans la plupart des solvants non aqueux. Cependant, plusieurs de ces solides sont solubles dans l’eau puisque la forte liaison entre les ions des sels et les molécules polaires de l’eau est très semblable aux fortes attractions entre les ions eux–mêmes et peuvent donc remplacer ces dernières.

5.2 Concentration d'une solution

La concentration d'une solution indique le contenu du soluté dans celle-ci.

Concentration molaire

C'est la quantité de matière en moles de soluté A par litre de solution : C= nAV

. C est en mol/L ou M ; V le volume de la solution, le cas échéant V=Vsoluté+Vsolvant.

La concentration osmolaire ou osmolarité : L’osmolarité d’une solution est le nombre totale de moles (nombre d’osmoles) de particules en solution dans un litre de solution ; c'est la somme de toutes les concentration molaires de tous les solutés.

W = nombre total d'osmolevolume totale de la solution

.

Elle est exprimée en osmole par litre de solution (osm/L).

Pour un cas général : W = C (1+ (ν–1)α)

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− ν : le nombre de particules fournies après dissociation,

− α : le coefficient de dissociation du soluté.

La concentration molale ou molalité Notée m ou Cm, la molalité ou concentration molale est le nombre de mole de soluté contenus dans un kg de solvant : Cm = nA

ms. La mole/kg est noté m. La

molalité est indépendante de la température.

La concentration osmolale ou osmolalité L’osmolalité ou la concentration osmolale est le nombre total d’osmoles (nombre de moles de particules) contenus dans un kilogramme de solvant : CO=i Cm.

La fraction massique ou pourcentage massique

Elle est définie par le rapport entre la masse mA d’une substance A et la masse totale du mélange (mt) : pA= mA

mt x 100.

La concentration massique ou concentration pondérale

C’est la quantité en grammes de soluté par litre de solution : Cp = mV

. On déduit que : Cp = M x C.

Concentration ionique :

L’ionarité ou concentration ionique est le nombre d’ion - gramme contenu réellement dans l’unité de volume de la solution :

Ci = nombre total d'ion – gramme Volume total de la solution

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Elle est exprimée en ion – gramme par litre de solution (ion – g/L). Dans un cas général : CI = Σαi ν i Ci.

Concentration équivalente ou normalité :

La normalité ou concentration équivalente est le nombre d’équivalent – gramme contenu dans l’unité de volume de la solution : Céq= néq

V. Elle est

exprimée en équivalent-gramme par litre de solution (Eq-g/ L) : Céq = z x C.

Ordre de grandeur

Lorsque les substances sont présentes sous forme de trace dans une solution, il est courant d’utiliser les notions de ppm de ppb et de ppt. Il s’agit de facteurs multiplicatifs :

- 1 ppm = 1 mg/L - 1 ppb = 1 µg/L - 1 ppt = 1 pg/L

La dilution :

La dilution consiste à préparer, à partir d’une solution mère, une solution dont la concentration est moindre. La méthode consiste à introduire, à l’aide d’une pipette, un volume déterminé de solution mère dans une fiole jaugée, et à ajouter de l’eau jusqu’au trait de jauge. Le nombre de moles de soluté présent dans la solution diluée est le même que dans l’échantillon de solution mère prélevé : ni = nf.

La dilution d’un acide concentré dans l’eau produit un dégagement de chaleur qui peut amener l’eau à ébullition et causer des éclaboussures. Il alors faut mettre un peu d’eau dans la fiole jaugée avant d’introduire l’échantillon de solution concentrée. Mélanger, et ensuite compléter jusqu’au trait de jauge.

ni = nf ⟹ CixVi = Cf x Vf d'où on tire le paramètre cherché.

Taux de dilution

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Le taux de dilution peut être exprimé par : t = CfCi = ViVf

; t est compris entre 0 et

1, sans unité. Pour les dilutions successives, le taux de dilutions successives est le produit des taux de dilution de chaque dilution. Par exemple, si on fait une dilution à 3 % puis à 5 % on a : t = 3

100 x 5

100 = 15

10000 = 15 x 10-4.

5.3 Propriétés colligatives des solutions Lorsque l’on dissout un soluté dans un solvant pour donner une solution, les propriétés du liquide final sont influencées par la quantité de soluté dissout. Dans les solutions idéales, ces propriétés dites colligatives ne dépendent pas de la nature des corps dissous, mais seulement de leurs concentrations. Elles sont à l’origine d’un grand nombre de phénomènes biologiques et physiologiques comme la pression osmotique qui s’exerce sur les membranes biologiques, la création de potentiels de membrane indispensables à la transmission de l’influx nerveux et au stockage d’énergie vitale (recharge d’ADP en ATP), et le contrôle des traitements de dialyses.

Tonométrie

C'est la réduction de la pression de vapeur. Avec la formation d'une solution, les propriétés de la substance dissoute (soluté) et les propriétés du dissolvant (solvant) changent. A une température donnée, tout le liquide est en équilibre avec sa phase vapeur (pression Po), ce qui signifie en termes moléculaires que la vitesse de condensation est égale à la vitesse de vaporisation du liquide.

La dissolution d’un soluté B dans un solvant A modifie (diminue) la vitesse d'évaporation du solvant ; en raison de la présence d'un second constituant il se réduit la fréquence avec laquelle les molécules de solvant quittent la surface du liquide, sans que la vitesse de condensation soit modifiée (la vitesse de retour à l'état liquide). Ainsi, le nombre de molécules de solvant dans la phase de vapeur diminue et en même temps la pression partielle Po diminue jusqu’à une pression P : ΔP = Po - P.

On considère que le soluté est non volatile (Pvap(soluté) = 0) et ne peut se dissoudre dans le solvant solide. On peut confirmer que la vitesse d'évaporation d'un solvant A est proportionnelle à sa fraction molaire :

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vvap = k · χA avec χA = nA /(nA+ nB) fraction molaire du solvant. Dans le cas d’une solution, la vitesse de condensation d'un solvant A est proportionnelle à sa pression partielle P : vcond = k’ x P. En revanche, la vitesse de condensation est égale à la vitesse d'évaporation, donc : k.χA = k’.P c’est-à-dire P = χA k

k' · Dans le cas d’un solvant pur, nB = 0 ==> χA = 1, d'où :

Po = kk'. En remplaçant cette expression dans la relation ci-dessus on obtient :

P = χA x Po. La pression de la vapeur d'un solvant dans une solution est proportionnelle à sa fraction molaire.

ΔP = Po – P = Po - Po· χA = Po (1 - χA) ===> ΔP = Po x χB.

La pression de vapeur des solutions P, est moindre de ΔP que la pression de vapeur du solvant pur PO, et la baisse de la pression est proportionnelle à la fraction molaire de la substance dissoute, χB : ΔP

Po = χB = n B

nA+ nB.

Dans le cas des solutions diluées : nB <<< nA donc XB = nB /nA alors :

ΔPPo

= χB = nBnA

= mBMB

x mAMA

= 18 m (si MA = 18g/mol, mA = 1000 g).

La diminution relative de la pression de la vapeur est proportionnelle à la concentration molale (m) de la solution.

Loi de Raoult

La pression de vapeur d'une substance volatil est égale à sa pression de vapeur à l'état pur multipliée par sa fraction molaire : PA = P0A x XA. De ce fait, si on a un mélange, par exemple de deux substances volatils A et B, d'après la loi de Dalton on a : Pt = PA + PB ===> Pt = P0A x XA + P0B x XB

Ebullioscopie C'est l'augmentation de la température d’ébullition. Suite à la diminution de la pression de la vapeur, une solution bouille à une température supérieure à la température d’ébullition du solvant pur. L’augmentation de la température d’ébullition d’une solution dépend de la concentration de la solution et non pas de la nature de la substance dissoute. Soient Téb et Téb' les températures d'ébullition du solvant pur et de la solution respectivement : ΔTéb = Téb' – Téb.

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L'augmentation de la température d'ébullition d'une solution par rapport à la température d'ébullition du solvant pur est appelé effet ébullioscopique.

Loi de Raoult pour l'ébullioscopie :

Pour le même solvant, l'augmentation de la température d'ébullition de la solution par rapport à la température d’ébullition du solvant est proportionnelle à la concentration molale de la solution :

ΔTéb = Ke x m0 = i x Ke x m ; où Ke est la constante ébullioscopique.

Cryoscopie L’effet cryoscopique représente la diminution de la température de congélation d'une solution par rapport à la température de congélation du solvant pur. Si Tc et Tc' sont respectivement les températures de congélation du solvant pur et de la solution : ΔTc = Tc – Tc'.

Loi de Raoult pour la cryoscopie

Pour tout solvant pur, la baisse de la température de congélation de la solution par rapport à la température de congélation du solvant pur est proportionnelle à la concentration molale de la solution :

ΔTc = Kc x m0 = i x Kc x m où Kc est la constante cryoscopique, m0 est l'osmolalité (somme de toutes les molalité) de la solution.

Dans le cas des solutions non électrolytiques, la constante Kc et l'abaissement cryoscopique ΔTc ne dépendent pas de la nature de la substance, mais du nombre de molécules-grammes dissoutes. Dans le cas des solutions électrolytiques, à cause de la dissociation, il y aura plus de particules par unité de volume. On fait intervenir dans ce cas un coefficient de correction i : ΔTc = i x Kc x m où i = 1+ (β – 1) x α avec β le nombre d’ions fournis et α le degré de dissociation de l'électrolyte considéré.

L'osmose et la pression osmotique

L'osmose

L'osmose correspond au passage d'un solvant A à travers une membrane semi-perméable. Une telle membrane est perméable au solvant, mais imperméable aux solutés dissous (ions, macromolécules, etc…).

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La pression osmotique

La pression osmotique est relative aux solutés non volatils. Elle se définit comme la pression minimum qu’il faut exercer pour empêcher le passage d’un solvant d’une solution moins concentrée vers une solution plus concentrée à travers une membrane semi-perméable.

Soient deux compartiments 1 et 2 séparés par une membrane semi-perméable. Le compartiment 1 contient une solution de soluté B et le compartiment 2 contient du solvant pur A. La présence du soluté B près de la membrane dans le compartiment 1 diminue la pression du solvant contre la membrane et l'excès de pression dans 2 tend à faire diffuser le solvant A du compartiment 2 vers le compartiment 1. Afin d'empêcher une telle migration on doit fournir une pression supplémentaire π, appelée pression osmotique, sur le compartiment 1 qui est donnée par la loi de Van’t Hoff :

π = R x T x C x i x 1000 = RTW

Où i est coefficient de van't Hoff, C est la concentration initial du soluté (en mol/L) et W est l'osmolarité en osmol/L. Le facteur 1000 permet la conversion des litres en m3 pour obtenir la pression en Pascal. R est la constante des gaz parfaits (8.31 J/mol/K), T la température absolue (en K) et π la pression osmotique en Pascal (Pa).

Pour les solutés qui sont totalement soluble dans le solvant, i est égale aux nombre d'ions fournis par la dissociation du soluté et pour les solutés non dissociables, i = 1. Si le soluté est partiellement soluble, i est donné expérimentalement par i = W

C où W est mesuré expérimentalement.

Une augmentation de la pression au delà de la pression osmotique va se traduire par un flux d’eau dirigé en sens inverse du flux osmotique, c’est-à-dire de la solution concentrée vers la solution diluée : c’est le phénomène d’osmose inverse.

Deux solutions (contenant les mêmes solutés ou non) sont dites isoosmotiques lorsqu'elles développent la même pression osmotique. Elles sont dites isotoniques lorsqu'elles ont la même pression osmotique par rapport à une membrane naturelle donnée. Dans ce cas ci, si une des deux solutions a une pression osmotique inférieure à la pression osmotique de l'autre, elle est dite hypotonique ; si sa pression osmotique est supérieure à celle de l'autre, elle est dite hypertonique.

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Application : détermination de la masse molaire par mesure de la pression osmotique, purification de l'eau (osmose inverse) et des protéines (dialyse).

VI Les solides En diminuant la température d'un liquide, finalement les molécules n'ont plus suffisamment d'énergie pour se déplacer et l'attraction de leurs voisins les retient à une place fixe, leur mouvement est limité à la vibration. Pour beaucoup de substances, les molécules (ou atomes ou ions) forment un réseau bien ordonné, c'est à dire un cristal. La plus petite unité du réseau est appelée maille élémentaire. Le réseau est un système tridimensionnel de nœuds qui représentent les positions des centres des composantes (atomes, ions, molécules). Figure 10.

Les molécules ayant une géométrie compliquée, formant des liquides visqueux, ont tendance à former des solides amorphes ou les molécules sont arrangées d'une façon aléatoire. Exemples : le verre de vitres, le plastique.

Les métaux solides sont toujours cristallins, c'est à dire qu'ils sont ordonnés suivant un réseau bien défini.

Une substance amorphe est isotrope : ses propriétés (conductivité électrique, dureté, etc.) ne dépendent pas de la direction dans le solide. En regardant un réseau cristallin, on s'imagine facilement que certaines propriétés dépendent de la direction dans le cristal, par exemple dan le cristal dessiné ci-dessous, la compression le long d'une arête sera plus facile que le long d'une diagonale où la densité des molécules est plus importante. Tous les cristaux sont, au moins dans une certaine mesure, anisotropes.

Le diffractomètre est couplé à un ordinateur. Ce diffractomètre imprime au cristal un mouvement de rotation par rapport aux faisceaux de rayon X et recueil les données obtenus par la dispersion de ces rayons par les différents plans d'atomes contenus dans le cristal. Ces données sont ensuite analysées par l'ordinateur.

C'est la différence entre les distances parcourues par les ondes après qu'elles aient frappé les atomes qui détermine leur addition ou leur annulation. La distance parcourue après réflexion varie en fonction de la distance entre les atomes, on peut donc déterminer la distance interatomique grâce à la figure de diffraction (figure 12).

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Figure 14 : trois mailles élémentaires et leur réseau correspondant.

6.1 Détermination de la structure des solides Elle se fait par la diffraction des rayons X (figure 15 ci-dessous). La distance additionnelle parcourue par l'onde inférieure est égale à la somme des distances xy et yz ; après réflexion, les ondes sont en phases si :

xy + yz = nλ où n est un entier et λ la longueur d'onde des rayons incidents.

On peut montrer que (trigonométrie) : xy + yz = 2d sinθ où d est la distance entre les atomes et, θ l'angle d'incidence et de réflexion. On obtient :

nλ = 2d sinθ. C'est l'équation de Bragg.

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Figure 16 :

Figure 15

 

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6.2 Les solides cristallins On a déjà vu qu'il existe des solides cristallins et des solides amorphes. Parmi les solides cristallins, on distingue les solides ioniques, des solides moléculaires et des solides atomiques (voir figure 13).

Figure 17 : Trois types de solides cristallins (dans chaque cas, seule une partie de la structure est illustrée). a) solide atomique. b) solide ionique. c) solide moléculaire. Les lignes pointillées représentent les liaisons hydrogènes entre les molécules d'eau polaires.

Dans les solides ioniques, ce sont des ions qui occupent les nœuds du réseau décrivant la structure du solide. Ce sont des liaisons électrostatiques et l'interaction de Coulomb qui existent entre les constituants (ions). Ces solides sont dur, à point de fusion élevé, isolateur dans l'état solide, et soluble dans l'eau formant des ions aqueux. Exemples : NaCl, Ca(ClO4)2, KNO3 (figure 17).

Dans les solides moléculaires, ce sont des molécules covalentes qui occupent les nœuds. Les liaisons qui existent entre les molécules sont des liaisons de types covalentes et de Van Der Waals. Ces solides sont mous, isolateurs, leurs points de fusion et d'ébullition sont bas. Exemple : H2O, S8, CO2, P4.

Dans les solides atomiques, ce sont des atomes qui occupent les nœuds. Dans ce type de solides, les atomes sont tous retenus ensemble par des liaisons covalentes. Selon le type de liaison qui existe entre les atomes dans un solide atomique, on distingue : les solides métalliques, les solides covalents et les solides du groupe des gaz rares. Dans les solides covalents, les atomes sont liés par de liaisons covalentes qui conduisent à la formation de molécules

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géantes, ou réseau, d'atomes. Dans les solides du groupe des gaz rares, les atomes des gaz rares sont attirés les uns aux autres par des forces de dispersion de London. Les solides métalliques sont de bon conducteur de chaleur et d'électricité, brillants et malléables. Exemples : Al, Fe, Au, acier...

6.3 Les solides amorphes Ils sont isotropes c'est-à-dire que leurs propriétés ne dépendent pas de la direction sur laquelle on impose une contrainte. Exemples : verre, plastique, gomme. Leur structure est désordonnée.

VII Le diagramme de phases 7.1 Le changement d'état Le changement d'état est un changement physique ; seules les liaisons intermoléculaires sont rompues, les liaisons chimiques restant intactes. Si l'on chauffe un solide, la vibration des molécules devient de plus en plus importante et finalement les atomes ne restent plus à leur place dans le réseau cristallin mais ils se déplacent librement, c'est à dire le solide fond et un liquide est alors formé. Chauffer le liquide augmente sa pression de vapeur jusqu'à ce qu'elle corresponde à la pression ambiante : le liquide bout et passe entièrement à l'état gazeux. Le diagramme suivant indique comment la température change si on chauffe, à pression constante, un solide jusqu'à ce qu'il soit entièrement évaporé.

Lors de la fusion, le solide et le liquide sont en équilibre. L'apport d'énergie est utilisé afin de faire fondre le solide et la température du mélange solide/liquide ne change pas.

Lors de l'ébullition le liquide et le gaz sont en équilibres. L'apport d'énergie est utilisé pour évaporer le liquide et la température du mélange liquide/gaz ne change pas.

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Figure 18 : variation de la température en fonction du chauffage

7.2 Le diagramme de phases Le diagramme de phases est la représentation graphique des conditions de température et pressions dans lesquelles les différentes phases d'une substance existent. A titre d'exemple on présente le diagramme de phases de l'eau.

Figure 19 : Diagramme d'état de l'eau

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Tout échantillon d'eau dont la température et la pression correspondent au domaine "solide" correspond à la zone de stabilité de la glace. Tout échantillon d'eau dont la température et la pression correspondent au domaine "Liquide" est liquide et tout échantillon d'eau dont la température et la pression correspondent au domaine "Vapeur" est gazeux.

Dans les conditions correspondantes aux lignes qui séparent les différents domaines les deux phases des deux côtés de la ligne coexistent. On remarque que la température d'ébullition (équilibre liquide/vapeur) dépend fortement de la pression tandis que la température de fusion n'en dépend que très peu. Ceci s'explique par le fait que le changement de volume lors de l'évaporation est important tandis qu'il est petit lors de la fusion. Dans le cas de l'eau la ligne de fusion est penchée légèrement vers la gauche car la température de fusion diminue quand la pression augmente. Contrairement à la plus grande partie des substances, le solide (la glace) a une densité plus faible que le liquide car la formation de la glace entraîne une orientation particulière des liaisons hydrogènes donc la glace occupe un volume plus important que l'eau à l'état liquide.

Au point triple, les trois phases coexistent : la pression de vapeur de la glace est la même que celle de l'eau liquide. Il y a seulement un couple température-pression ou les trois phases coexistent. Pour l'eau : P = 612 Pa, T= 0,01 °C. A la pression de 1 bar, la température de fusion de l'eau est 0°C et la température d'ébullition est 100°C.

Au-dessous du point triple, la phase liquide ne peut plus exister. La courbe de sublimation sépare le solide et le gaz. Le séchage d'une substance par sublimation de l'eau à pression basse est appelé "lyophilisation". C'est un processus de grande importance technique, souvent utilisé en biologie pour sécher des échantillons dans des conditions les plus douces. En météorologie, l'apparition et la disparition du givre peuvent apparaître sans qu'il y ait de liquide mais comme un processus faisant intervenir une succession d'étapes de sublimation et d'étapes de condensation.

La courbe d'évaporation se termine au point critique (pour l'eau : 374 °C, 220,6 bar). A des températures plus élevées que la température critique même des pressions les plus hautes ne permettent plus de liquéfier les vapeurs. On peut exprimer ceci aussi en disant que dans ces conditions vapeur et liquide ne peuvent plus être distingués.

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L'azote et l'oxygène sont des exemples pour des gaz qui ne peuvent pas être liquéfiés à 25 °C (Tcrit (N2)= -147 °C ; Tcrit (O2)= -119 °C). La quantité de ces gaz dans une bombonne peut donc être déterminée par la pression. En revanche la pression des gaz qui dans une bombonne sont liquides reste constante tant qu'il y a du liquide au sein de celle-ci (à 20°C : le n-butane a une pression P= 2,2 bars et le gaz hilarant N2O a une pression de P= 50 bar).

8 Stœchiométrie Les réactions chimiques jouent un rôle important dans les processus vitaux. Parmi les quatre conditions fondamentales de la vie (alimentation, isolation et échange avec le monde extérieur, contrôle des températures internes et reproduction), les trois dernières sont entièrement subordonnées aux transformations de la matière vivante par des réactions chimiques. De même, les diverses synthèse effectuées par l'homme (médicaments, polymères, insuline…) témoignent de l'importance de la connaissance de la réaction chimique qui est le cœur même de ces transformations. Sa compréhension, sa modélisation et son utilisation sont indispensables pour comprendre tous ces phénomènes.

8.1 Définition La stœchiométrie est le domaine de la chimie qui étudie les quantités des composés chimique qui interviennent dans les réactions chimiques, soit à titre de réactifs, soit à titre de produits.

Une réaction chimique correspond à la transformation de réactifs en produits. L'équation chimique établit les rapports qualitatifs et quantitatifs associés à la transformation considérée. La flèche indique le sens du déroulement de la réaction. Une double flèche indique que la réaction est terminée et a atteint l'équilibre chimique.

L'équation chimique d'une réaction correspond à une transformation microscopique impliquant des atomes et des molécules. L'hypothèse d'Avogadro transpose l'équation chimique à l'échelle macroscopique (atomes-grammes et moles).

8.2 Pourcentage massique des éléments dans les composés On peut écrire la composition d'un composé de deux façons : en précisant le nombre de ses atomes constituants ou en exprimant le pourcentage (en masse) de ses éléments. On peut obtenir le pourcentage massique des éléments à partir de la

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formule du composé en comparant la masse de chacun des éléments présents dans 1 mole de composé. Soit par exemple le composé AxByDz. On calcule les masses des atomes-grammes des éléments A, B et D dans 1 mole du composé :

At-gr (A) = x x M(A) → m(A) = x x M(A)

At-gr (B) = y x M(B) → m(B) = y x M(B)

At-gr (D) = z x M(D) → m(D) = zM(D)

mol-gr (AxByDz) = At-gr (A) + At-gr (B) + At-gr (D) et m(AxByDz) = m(B) + m(B) + m(D)

Pourcentages massiques :

%A = m(A)masse de 1 mole de AxByDz

x 100 = !"(!)masse de 1 mole de AxByDz

x 100

%B = m(B)masse de 1 mole de AxByDz

x 100 = !"(!)masse de 1 mole de AxByDz

x 100

%D = m(D)masse de 1 mole de AxByDz

x 100 = !"(!)masse de 1 mole de AxByDz

x 100

La somme des pourcentages massiques donne à des approximations près 100%.

8.3 Détermination de la formule d'un composé La détermination de la formule d'un composé repose sur la détermination de sa formule empirique et de sa formule moléculaire.

Formule empirique

Elle représente le rapport entre des nombre entiers des différents atomes. On la détermine en décomposant un échantillon (de masse connue) du composé en ses éléments constitutifs ou en le faisant brûler dans du dioxygène pour obtenir des composé comme CO2, H2O, N2…. Ces dernières substances sont ensuite recueillies et pesées pour obtenir la masse de chaque élément et par là le pourcentage massique.

Soit par exemple un échantillon de masse m d'un composé CxHy formé uniquement de carbone et d'hydrogène. En brûlant par de l'oxygène et en supposant la réaction totale on a tout le carbone et tout l'hydrogène sont transformé en mCO2 g de CO2 et mH2O g de H2O respectivement.

Masses mC de C et mH initiales dans l'échantillon :

- On calcul d'abord les atomes-grammes de C dans CO2 et de H dans H2O :

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mol-gr (CO2) = 1 mol x M(CO2) g/mol = M(CO2) g

mol-gr (H2O) = 1 mol x M(H2O) g/mol = M(H2O) g

Figure 20

Dans les M(CO2) g et M(H2O) g on a :

At-gr(C) = 1 mol x M(C) g/mol = M(C) g = mC(CO2)

At-gr (H) = 2 mol x M(H) g/mol = 2 x M(H) g = mH(H2O)

Donc dans les mCO2 et mH2O on aura :

mC = mCO2 x !!(!"!)!!"!

= !!!!"!

x mCO2

mH = mH2O x !!(!!!)!!!!

= !!!!!!

x mH2O

De là, on peut calculer les pourcentages massiques :

%C = !!  !  !!"!!  !  !!"!  

x 100 ; de même %H = !!  !  !!!!

!  !  !!!! x 100

Avec ces données, on peut maintenant déterminer la formule empirique en suivant les règles ci après :

- Le pourcentage massique indiquant la masse d'un élément particulier dans 100 g du composé, il faut commencer les calculs en avec 100 g du composé. Chaque pourcentage représente donc la masse en gramme de cet élément.

- Déterminer le nombre de mole de chaque élément présent dans les 100 gramme du composé à l'aide des masses molaires des éléments présents.

- Diviser chaque valeur du nombre de mole par la plus petite d'entre elles. Si chacun des nombres obtenus est un entier (après les arrondissements

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appropriés), ces nombres représentent les indices des éléments dans la formule empirique.

- Si les nombres obtenus après la précédente étape ne sont pas entiers, multiplier chacun d'e eux par un même nombre entier de façon à obtenir des valeurs qui sont des nombres entiers.

Remarque : des valeurs près d'un nombre entier telles que 8,95 ou 1,02 devraient être arrondies à l'unité la plus proche (9 ou 1). Par contre des nombres tels que 2,23 ou 1,33 ou 5,76 ne doivent pas être arrondis à l'unité la plus proche.

Formule moléculaire

La formule moléculaire d’un composé est un multiple de sa formule empirique et donne le nombre exact des atomes qui composent la formule de la substance.

Formule moléculaire = n (Formule empirique)

n = masse molaire du composémasse molaire de la formule empirique

Pour déterminer la formule moléculaire d’un composé c'est-à-dire sa formule exacte, il faut connaitre sa masse moléculaire.

Pour déterminer la formule moléculaire :

Première méthode :

- obtenir la formule empirique

- calculer la masse correspondante à la formule empirique

- calculer n de la formule : n = masse molaire du composémasse molaire de la formule empirique

- n représente le nombre d’unité de la formule empirique dans la molécule.

Deuxième méthode :

- A l’aide des pourcentages massiques, déterminer la masse de chaque élément dans une mole de composé

- Déterminer le nombre de mole de chaque élément présent dans une mole du composé

- Les nombres entiers obtenus représente les indices de la formule moléculaire.

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8.4 La réaction chimique L’équation chimique

On appelle réaction chimique un processus par lequel des atomes, molécules ou ions d'une substance sont transformés en atomes, molécules ou ions d'une autre substance chimiquement différente. On représente une réaction chimique par une équation chimique. Cette dernière représente, par des symboles ou des formules, les transformations globales qui ont lieu pendant une réaction chimique.

On appelle réactifs les substances qui sont transformées et produits les nouvelles substances formées par la réaction chimique. De plus, une équation chimique peut contenir d'autres renseignements comme par exemple l'état physique des réactifs ou des produits. Dans une réaction chimique, des atomes ne sont ne sont ni créés ni détruits ; seulement des liaisons sont brisées et d’autres formées.

CH4 + O2 → CO2 + H2O

Réactifs Produits

L’équation chimique d’une réaction fournit des renseignements sur la nature des réactifs et des produits ; les nombres relatifs de chacun d’eux et précise également leur état physique.

Etat Symbole Solide Liquide Gaz Dissous dans l’eau (en milieu aqueux)

(s) (l) (g) (aq)

Equilibrage d’une équation chimique

Dans une réaction chimique, aucun atome n'apparaît ou ne disparaît spontanément. C'est la loi de la conservation de la masse qui implique que la somme des masses des réactifs est égale à la somme des masses des produits. Par conséquent, on retrouve les mêmes types et le même nombre d’atomes dans les réactifs et dans les produits. Equilibrer une équation chimique revient à respecter cette règle. Toute équation chimique doit donc refléter un bilan de masse exact. L'équation chimique finale de la réaction est dite équilibrée.

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Non équilibré Equilibré

Figure 21

Pour équilibrer une équation chimique, on procède souvent par essais successifs en s'assurant que la loi de conservation de la masse est respectée. Il existe cependant plusieurs méthodes rigoureuses.

NB : Quand on équilibre une équation chimique, on ne modifie pas les formules chimiques des composés.

Pour équilibrer une équation chimique :

Etape 1 : identifier la réaction qui a lieu : Déterminer quels sont les réactifs et les produits et leurs états physiques.

Etape 2 : Formuler l'équation non-équilibrée ou équation squelette qui résume l'information qualitative de la réaction : C3H8 + O2 → CO2 + H2O

Etape 3 : équilibrer l’équation par tâtonnement en commençant par les molécules les plus complexes. Donc, introduire des coefficients stœchiométriques sous forme d'inconnues par exemple a, b, c, d : aC3H8 + bO2 → cCO2 + dH2O

Etape 4 : Déterminer les inconnus (a, b, c et d) en effectuant le bilan du nombre d'éléments présents dans chaque membre de l'équation

C : 3a = c ; H : 8a = 2d ; O : 2b = 2c + d

Il suffit de considérer un coefficient égal à 1 pour l'élément le moins fréquent, soit dans l'exemple décrit le carbone ou l'hydrogène ; on choisira le carbone, donc a = 1. Il s'en suit que c = 3, d = 4, b = 5.

Calcul stœchiométrique

La connaissance d'une réaction chimique équilibrée permet de faire des prédictions quant aux quantités de produits formés à partir d'une masse de réactifs à disposition

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et, inversement, de déterminer une masse de réactifs mis en jeu, connaissant la quantité de produits formés.

Règle générale pour effectuer des calculs stœchiométriques :

Etape 1 : Equilibrer l’équation de la réaction.

Etape 2 : Convertir les masses connues de réactifs ou de produits connues en moles de cette substance.

Etape 3 : Utiliser l’équation équilibrée pour déterminer les facteurs stœchiométriques.

Etape 4 : Utiliser les facteurs stœchiométriques pour calculer le nombre de moles du réactif ou du produit voulu.

Etape 5 : Transformer le nombre de moles en grammes si le problème l’exige.

Réactif limitant – Réactif en excès

Le réactif limitant d'une réaction est l'espèce pour laquelle la quantité disponible est inférieure à celle exigée par la stœchiométrie de la réaction. Le réactif limitant constitue le réactif qui détermine la quantité maximale de produit qui sera obtenue. Le réactif en excès est le réactif dont la quantité est plus grande que celle requise par le réactif limitant.

Règle générale pour effectuer des calculs stœchiométriques avec un réactif limitant :

Etape 1 : Ecrire et équilibrer l’équation de la réaction.

Etape 2 : Convertir les masses connues de réactifs ou de produits connues en moles de cette substance.

Etape 3 : A l’aide des nombres de moles des réactifs et des facteurs stœchiométriques appropriés, identifier le réactif limitant.

Etape 4 : A l’aide de la quantité de réactif limitant et des facteurs stœchiométriques appropriés calculer le nombre de moles du produit désiré.

Etape 5 : Transformer le nombre de moles en grammes en utilisant la masse molaire.

Rendement d’une réaction chimique

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On appelle rendement théorique d’un produit, la quantité de ce produit formé quand le réactif limitant est épuisé. C’est la quantité maximale du produit qui peut se former à partir des quantités de réactifs utilisées. Puisqu’en réalité on atteint rarement ce rendement (à cause des réactions secondaires indésirées ou d’un équilibre entre produits et réactifs), on recourt au pourcentage du rendement théorique pour exprimer le rendement réel.

%rendement = rendement réelrendement théorique x 100 = masse du produit réellement obtenue

masse du produit calculée selon l'équation x 100

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REFERENCES BIBLIOGRAPHIQUES :

1. Maron, S. H. et C. F. Prutton, Principles of Physical Chemistry, 4e édition, The MacMillan Co., New York, 1965.

2. Elément de physicochimie, Pr S. SAGUEM, Laboratoire de Biophysique, faculté de médecine de Souse Tunisie

3. CHIMIE GENERALE II Introduction, par Dr Dejene Ayele TESSEMA, université virtuelle Africain

4. Chimie du milieu aqueux, Mireille GUAY, chimie pour les techniques biologiques ; 509 pages ; CCDMD.

5. MANUEL DE CHIMIE DE L'ENVIRONNEMENT par Stevan JANKOVIC

6. Chimie Générale, Steven S. ZUMDAHL, 2ème édition ; 511 pages ; De Boeck Université.

7. Université de Genève, Institut de chimie minérale, analytique et appliquée Prof. Claude Piguet Dr. Nadjet Ouali Dr. Sylvain Koeller.

WEBOGRAPHIE :

8. Licence STE – BIOCHIMIE 1 : L'EAU

9. Tout sur la dilution, Dr Blavier, Lycée Yourcenar. Beuvry.

10. ERC_10_Chapitre 6 : propriétés des solutions

11. http://[email protected]

12. http://www.ucaq.ca

13. www.lachimie.fr

14. www.utc.fr

15. www.Webs.unice.fr

16. www.defl.ca