chapitre 1,2,3,4,5,6,7,8,9,
TRANSCRIPT
hapitre 1 :
LES ESPECES CHIMIQUES
1. Qu'est-ce que la chimie ?
La chimie est l'étude des corps qui constituent la matière....
But de la chimie ?
C'est d'avoir une connaissance plus précise des différentes "espèces chimiques", connaître leurs propriétés, leurs utilisations, leurs origines...
Les composés issus de la nature ou de l'industrie sont constitués de diverses substances chimiques.
Un jus de fruit par exemple est constitué, entre autres, d'eau, de sucre et d'acides. Sa couleur est dûe à des colorants, son odeurs à des arômes...
Lorsque les substances sont des corps purs, on parle d'espèces chimiques.
Exemple : Le glucose est une espèce chimique : c'est un sucre présent dans les fruits murs, le miel, boissons sucrées...
2. Naturelle ou synthétique ?
Les espèces chimiques naturelles se rencontrent dans les produits de la nature : végétaux, animaux, minéraux...
Le sucre : glucose, saccharose ( extrait de la Canne à Sucre )
Menthol
(extrait de la feuille de menthe)
L’acétate de linalyle
( extraite de la Lavande )
Les espèces chimiques de synthèse (ou synthétiques) sont issues de la chimie industrielle. Elles sont fabriquées par l'Homme.
Synthèse du caoutchouc.
Synthèse du nylon.
Fabrication industriel
de médicaments.
Certaines espèces chimiques de synthèse sont identiques à des espèces existant dans la nature. D'autres n'existent pas dans la nature : elles sont souvent désignées comme " artificielles "
3. Connaître les espèces chimiques : Analyse.
Elle est d'abords immédiate : on utilise les premiers " outils " du chimiste, les 5 sens : la vue, le goût, le toucher, l'odorat et l'ouie. Ils permettent d'acquérir les premières informations sur un objet ou un "produit".
Est-ce suffisant ? Les sens ne sont pas des capteurs infaillibles et ne suffisent pas à répondre à toutes les questions. On a d'ailleurs souvent des mélanges, et on ne peut pas approfondir la connaissance du produit uniquement avec les sens.
Il faut faire appel à des tests plus rigoureux : Séparation pour identification, Mesures masse, volume, pH, concentration... , Test de reconnaissances de certaines espèces etc...
C'est l'un des rôles de la chimie...
Mise en évidence de .... En utilisant du...
L'EAU
Le sulfate de cuivre devient bleu en présence de l'eau
SUCRE (le glucose par exemple)
La liqueur de fehling (bleue) forme un composé
rouge-orange lorsqu'il est chauffé en présence de glucose.
Espèces chimiques acide ou basique ?
Le papier pH permet de connaître l'acidité
d'une solution...
CO2
L'eau de chaux se trouble
Espèces Chimiques
La chromatographie permet de séparer
(présence de plusieurs taches) et d'identifier(par comparaison) les espèces chimiques.
Chapitre 2 :
EXTRACTION D'ESPECES CHIMIQUES
Les espèces chimiques organiques présentes dans notre environnement peuvent être extraites du milieu naturel par différentes techniques pratiquées depuis plusieurs siècles.
I/ Les techniques d'extraction.
Les techniques sont nombreuses et leur mise en œuvre plus ou moins facile :
Le pressage : extraire un produit en exerçant une pression.
Ex : presser une orange pour obtenir le jus, presser des olives pour obtenir de l’huile...
La décoction : on place des plantes dans de l’eau froide et on porte le tout à ébullition.
Ex : tisane des grands-mères...
L’infusion : on laisse tremper des végétaux finement divisés dans de l’eau bouillante de façon à extraire les principes actifs.
Ex : thé...
Infusion du thé.
La macération : on laisse séjourner à froid une substances dans un liquide pour en extraire les produits solubles.
Ex : les punchs, préparation de liqueurs...
Punch Vanille (Chatel), et Punch Fraise
L’enfleurage : on étale les pétales de fleurs sur de la graisse. Celle-ci extraît les parfums et les odeurs de la plante. Elle est ensuite traitée à l’alcool.
Ex : les fleurs de rose... Enfleurage de pétales de rose.
L’entraînement à la vapeur ou la distillation : les parfums des plantes sont entraînés par de la vapeur d’eau. Après condensation dans un réfrigérant, on obtient un distillat. (techniques d’origine arabe).
Ex : extraction lavande, anis...
Alambic pour Lavande.
L’extraction par solvant : le produit de base est mis en évidence dans un solvant dans lequel l’espèce chimique à extraire se met en solution. ( 19e siècle)
Extraction du diode.
II/ L'extraction par solvant.
L’extraction par un solvant consiste à dissoudre l’espèce chimique recherchée dans un solvant non miscible avec l’eau et à séparer les deux phases obtenues dans une ampoule à décanter.
L’espèce chimique doit être plus soluble dans le solvant que dans l’eau, de sorte à pouvoir obtenir les deux phases différentes : phase organique et phase aqueuse (principalement de l'eau).
Exemple de manipulation :
Sur la figure ci-contre on peut comparer la solubilité du diiode dans l'eau (fig. a) et dans le cyclohexane (fig. b) :
Le diiode est plus soluble dans le cyclohexane que dans l'eau.
Est-ce que le solvant extracteur (ici le cyclohexane) est miscible à l'eau ? On observe deux phases distincts :
L'eau et le Cyclohexane ne sont pas miscibles.
La phase la moins dense surnage : il s'agit du cyclohexane (densité 0,78)
Pour extraire l'espèce chimique diiode dans de l'eau iodée, on pend donc du cyclohexane.
On utilise l'ampoule à décanter de façon à pouvoir récupérer la phase organique.Le diiode contenu initialement dans l'eau s'est "déplacé" dans le cyclohexane, car il est plus soluble dans le cyclohexane...
III/ Entrainement à la vapeur ou hydrodistillation [distillation simple].
1. Principe.
Lors d’une hydrodistillation, de la vapeur d’eau entraîne les espèces chimiques à extraire. La condensation de ces vapeurs dans un réfrigérant fournit un distillat, constitué de deux liquides non miscibles.
Une des deux phases du liquide obtenu est très parfumée. On l’appelle huile essentielle.
2. Réalisation.
Exemple dans la vie courante : hydrodistillation du géranium :
Alambic de géraniumLe mélange d’eau et de produit naturel est chauffé.
La vapeur qui se dégage est condensée dans le réfrigérant
Pour ensuite récupérer uniquement l’huile essentielle, on a recours à une extraction liquide-liquide : utilisation d’un solvant extracteur si nécessaire phase de décantation.
Pour le géranium, l'huile essentiel est séparée de la phase aqueuse dans le vase florentin
IV/ La distillation [distillation fractionnée].
La distillation est une méthode de séparation basée sur la différence de température d'ébullition des différents liquides qui composent un mélange.
Si on chauffe un mélange de liquides, c'est le liquide le plus volatil, celui qui a la température d'ébullition (Téb) la plus basse qui s'échappera le premier. Pour recueillir les vapeurs de ce produit, il faut le condenser : Ceci est fait par un réfrigérant à eau.
Le Cognac s’obtient par la distillation des vins blancs récoltés dans la zone d’Appellation d’Origine. (Quand la fermentation alcoolique du vin blanc est terminée, le vin blanc doit être distillé pour en faire de l’eau-de-vie. Ensuite, l’eau de vie est distillée une nouvelle fois)
Le protocole expérimental de la distillation est le suivant :
Le mélange à distiller est placé dans le ballon surmonter d’une colonne à distiller et d’un réfrigérant.
Le ballon est chauffé jusqu’à ébullition du liquide.
Les espèces chimiques présentes dans la phase vapeur sont séparées par la colonne.
L’espèce chimique la plus volatile franchit la totalité de la colonne, alors que les autres, moins volatiles, se condensent et retournent dans le ballon.
Le distillat, c'est-à-dire ce qui a franchit la colonne contient l’espèce chimique la plus volatile.
Chapitre 3 :
SEPARATION ET IDENTIFICATION DES ESPECES CHIMIQUES
I/ La chromatographie.
1. Définition
La chromatographie est une méthode physique de séparation et d’identification des espèces chimiques constituants un mélange.
2. Principe
Le bécher de gauche contient de l'eau, Les liquides ne s'élèvent pas à la même vitessecelui de droite du sirop de menthe. sur le papier buvard. L'eau monte plus rapidement.
Observations : Les deux liquides montent progressivement le long du buvard, mais à des vitesses différentes.
Interprétations : L’ascension des liquides, ou migration, repose sur un phénomène physique appelé capillarité. La vitesse de déplacement des liquides dépend de leur nature du liquide.
Le principe de la chromatographie repose sur la propriété mise en évidence dans l’expérience précédente :Plusieurs substances mobiles migrent par rapport à un support fixe à des vitesses différentes.
Pour réaliser une chromatographie on utilise : - Un support fixe, appelé phase fixe : papier buvard, papier Whattman, papier recouvert de silice, d’alumine...
- Un solvant (ou mélange de solvant) appelé éluant : C’est la phase mobile. Les constituants du mélange à analyser sont plus ou moins solubles dans ce solvant. Elle migre le long de la phase fixe, entraînant avec elle le mélange à séparer.
3. Les étapes d’une chromatographie
a) Dépôt.
Une goutte de la substance à analyser est déposée au bas du support fixe (la phase fixe) Le papier est ensuite suspendu verticalement, sa partie inférieure plongeant dans l’éluant. (la phase mobile)
b) Elution.
Le solvant, l’éluant ou phase mobile monte par capillarité sur le support fixe. Lorsque l’éluant arrive au niveau des dépôts des substances, il entraîne les espèces chimiques qu’il dissout au passage.
L’éluant n’entraîne pas toutes les espèces chimiques à la même vitesse. Ainsi la chromatographie permet de séparer les espèces chimiques
contenues dans un mélange.
c) Révélation.
Le chromatogramme comporte autant de taches que l’échantillon analysé contient d’espèces chimiques différentes.
Si les composants ne sont pas naturellement colorés, il faut faire apparaître les taches correspondant aux différentes espèces chimiques.
Il existe deux méthodes : Révélation à la lampe aux ultraviolets (fig. a ci-dessous)Révélation à l’aide d’un produit chimique, le permanganate de potassium par exemple. (fig. b)
4. Exploitation du chromatogramme : identifier les constituants par comparaison
Lors d’une chromatographie, le comportement d’une espèce chimique est le même, qu’elle soit seule ou mélangées à d’autres espèces chimiques.
Ainsi la chromatographie permet d’identifier une espèce chimique par comparaison.
Représentation imagée d'une chromatographie :
M : Mélange à identifier.A et B : Espèces chimiques de référence.
Interprètation : le mélange inconnue contient au moins deux espèces chimiques.Une des deux espèces chimiques a été identifiée : l’espèce chimique A.
II/ Caractéristiques physiques.
Une espèce chimique possède des caractéristiques physiques qui lui sont propres : couleur, températures de changement d’état, densité, indice de réfraction, spectres optiques...
Exemples : Le diiode, l'éthanol, le Mercure.
. Pour identifier une espèce chimique, on peut également déterminer les valeurs de certaines de ces caractéristiques physiques. Ces valeurs sont ensuite comparées à une banque de données.
Quelques grandeurs physiques utilisées :
- Température de changement d’état : température de fusion Tf (état solide à l’état liquide), température de d’ébullition Téb (état liquide à l’état de vapeur).On précise généralement la pression sous laquelle l’expérience est faite (précision atmosphérique : 1,013.105 Pa)
Appareil de mesure de la température de fusion : Banc Kofler.
- Densité (sans unité)
Mesure de la densité d'un liquide avec un densimètre.
- Indice de réfraction : caractérise l’aptitude d’une substance transparente et homogène à dévier le trajet de la lumière.
Réfractomètre.
- La couleur
- Solubilité : quantité maximale de l’espèce qu’on peut dissoudre dans un litre de solvant, exprimée en g/L
Chapitre 4 :
LE MODELE DE L'ATOME
I/ Composition de l'atome
A l'heure actuelle les physiciens et les chimistes pensent qu'un atome peut être modélisé par une structure présentant un noyau autour duquel existe une zone sphérique centrée sur le noyau et dans laquelle il y a une certaine probabilité de trouver les électrons.
Cette partie de l'atome est appelée nuage électronique.
1. Le noyau de l'atome.
a. Les nucléons
Le noyau de l'atome est constitué de particules nommées les nucléons.
Il existe deux sortes de nucléons :
- proton (en rouge sur la figure) est une particule chargée d’électricité positive ; sa charge électrique, qproton, est égale à la charge élémentaire :
qproton = + e = + 1,6.10-19 C (Coulomb)
- neutron (en blanc sur la figure) : particule électriquement neutre.
b. Les nombres Z et A.
Le nombre de charge ou numéro atomique Z d'un noyau est le nombre de protons qu'il contient. A représente le nombre de nucléons du noyau.
On convient de représenter le noyau d'un atome par le symbole:
Dans ce symbole, X représente un élément chimique. Par exemple O: oxygène, Cl: chlore, N: azote.
Si l'on note N le nombre de neutrons du noyau on a: N = A - Z
c. Les isotopes.
On appelle atomes isotopes les ensembles d'atomes caractérisés par le même numéro atomique Z et des nombres de nucléons A différents. Ce sont donc des ensembles d'atomes qui ne diffèrent que par le nombre de leurs neutrons.
Exemple: Le carbone :
Pour le premier : 12 nucléons (6 protons et 6 neutrons).Pour le deuxième : 14 nucléons (6 protons et 8 neutrons).
2. Le nuage électronique.
On appelle ainsi la zone sphérique de l'espace, centrée sur le noyau, dans laquelle il y a une certaine probabilité de trouver, à un instant donné, le (ou les) électron(s) de l'atome.
3. Propriétés de l'atome.
a. Neutralité électrique (ou électroneutralité) de l'atome.
L'atome est un édifice électriquement neutre.
Il y a autant d'ELECTRONS que de PROTONS
Le noyau comporte Z protons de charge électrique qproton = +e. Sa charge électrique totale est donc: Qnoyau= +Z.e
Le nuage électronique comporte Z électrons de charge électrique qélectron = –e. Sa charge électrique totale est Qnuage = – Z.e.
De telle sorte que la charge électrique totale de l'atome est nulle. Qatome = Qnoyau + Qnuage = 0
b. Masse d'un atome.
Nous avons vu plus haut que les électrons ont une masse négligeable devant celle des nucléons.Nous pouvons donc considérer avec une très bonne approximation que la masse de l'atome est pratiquement égale à la masse de son noyau.La masse de l'atome X pourra donc être écrite:
m(X) ~ A.mproton ~ A.mneutron car mproton ~ mneutron A est le nombre de nucléons.
II/ L'élement chimique.
1. Définition.
On donne le nom d'élément chimique à l'ensemble des entités chimiques (atomes ou ions), caractérisées par le même nombre Z de protons présents dans leur noyau.
Exemple de l’élément chimique " cuivre " : L’élément cuivre représente ce qui est commun au cuivre métal et à tous ses composés : Cu, Cu(OH)2, CuO ...
2. Les ions monoatomiques.
Lorsqu'un atome perd ou gagne un (ou plusieurs) électron(s), il devient un ion monoatomique.
Cette transformation ne concerne que les électrons de l'atome et laisse donc le noyau inchangé.
o Un atome, électriquement neutre, qui gagne des électrons, charges élémentaires négatives, devient un ion négatif ou anion.
On indique en haut et à droite du symbole de l'élément le nombre de charges élémentaires qu'il a gagné. Exemples: Cl–, S2–.
Exemple de l'oxygène.
o Un atome, électriquement neutre, qui perd des électrons, charges élémentaires négatives, devient un ion positif ou cation.
On indique en haut et à droite le nombre de charges élémentaires en défauts. Exemples: Na+, Ca2+, Al3+.
hapitre 5 :
LES EDIFICES CHIMIQUES
I/ Règles du duet et de l'octet.
1. Remarques préliminaires.
Lorsque les atomes subissent des transformations (transformation en ion ou lorsque qu'ils établissent des liaisons avec d'autres atomes) ils le font de façon à saturer leur couche externe.
Les atomes "chimiquement stables" sont des atomes dont la couche externe est déjà saturée C’est le cas des gaz nobles : Hélium, Néon, Argon, Krypton, Xenon...
Ces atomes ne donneront donc pas d'ion monoatomique et n’auront pas tendance à établir de liaison avec d’autres atomes.
2. Règle du duet.
Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes caractérisés par Z < 5 évoluent de manière à avoir 2 électrons (un « duet ») sur leur couche externe. (la couche K)
3. Règle de l'octet.
Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes caractérisés par Z > 4 évoluent de manière à avoir 8 électrons (un « octet ») sur leur couche externe [ couche (L) ou (M) ...]
4. Prévision de la charge des ions monoatomiques.
L'application de ces règles permettent de prévoir la charge et donc la formule de la plus part des ions monoatomiques.
Par exemple:
L'atome de chlore de numéro atomique Z = 17 ; la structure électronique de cet atome est: (K)2(L)8(M)7.
Il possède 7 électrons sur sa couche externe (M).
En se transformant en ion chlorure il sature cette couche externe avec un octet : la couche externe contient
alors 8 électrons.
Cet atome, initialement neutre du point de vue électrique, va donc gagner un électron, c'est-à-dire une charge négative lors de sa transformation en ion chlorure. La formule de cet ion est alors : Cl -.
Autres exemple :
II/ Formation des molécules.
1. Liaison covalente.
Partage d'électrons = la liaison covalente.
Afin de satisfaire la règle de l'octet et du duet, les atomes se lient entre eux grâce à des doublets d'électrons appelés doublets liants.
a) Définition.
Une liaison covalente entre deux atomes correspond à la mise en commun entre ces deux atomes, de deux électrons de leurs couches externes pour former un doublet d'électrons (appelé doublet liant.)
Le doublet liant, mis en commun entre les deux atomes, est considéré comme appartenant à chacun des atomes liés.
b) Nombre de liaisons covalentes établies par un atome.
Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d'électrons qu'il doit acquérir pour saturer sa couche externe à un octet d'électrons (ou un duet pour l'atome d'hydrogène).
Exemples :
2. Représentation de Lewis des molécules.
a) Doublets liants.
- Les doublets liants correspondent à la mise en commun des électrons de la couche externe pour former doublets. - Assurent les liaisons entre les atomes.
b) Doublets non liants.
- Les doublets non liants sont les paires d'électrons qui ne servent pas de liaisons entre deux atomes. - Electrons restants de la couche externe !
c) Représentation de Lewis des molécules.
La représentation de Lewis d'une molécule fait apparaître tous les atomes de la molécule ainsi que tous les doublets liants et non liants le cas échéant.
Dans la représentation de Lewis, la règle du "duet" doit être satisfaite pour chaque atome d'hydrogène et la règle de "l'octet" doit être satisfaite pour tous les autres atomes.
Méthode permettant d'établir la représentation de Lewis d'une molécule.
Déterminer le nombre d'électrons périphériques apportés par chaque atome de la molécule.
Déterminer le nombre total N d'électrons périphériques de la molécule. En déduire le nombre de doublets (liants et non liants) à répartir dans la molécule.
Pour cela il suffit de diviser N par 2. Déterminer le nombre n de liaisons ( = nombre de doublets liants ) qu'établit chaque atome
de la molécule (n = 8-p ou n=2-p).
En déduire le nombre de doublets non liants et les répartir autour des atomes en respectant la
règle de l'octet.
Les doublets liants sont représentés par un tiret rouge et les doublets non liants sont représentés par un tiret bleu.
Exemple:
On souhaite représenter le modèle de Lewis de la molécule de chlorure d'hydrogène HCl. (H: Z=1; Cl: Z=17.)
H: structure électronique : (K)1 ; donc 1 électron périphérique.Cl: structure électronique : (K)2(L)7 ; donc 7 électrons périphériques.
N = 1 + 7 où N = 8 est le nombre total d’électrons périphériques de la molécule HCl Le nombre de doublets au total ( liant + non liant) est alors 4. H établit 1 liaison covalente (n= 2-p = 2 - 1)
Cl établit 1 liaison covalente (n= 8-p = 8 - 7)Ce qui correspond à un doublet liant mis en commun entre ces deux atomes.
Il reste donc 3 doublets non liants qui seront répartis autour de l'atome de chlore de façon à respecter la règle de l'octet.Le respect de la règle du duet est assuré pour l'atome d'hydrogène par la présence du doublet liant.
La représentation de Lewis de la molécule est donnée ci-dessous :
III/ Isomérie.
1. Les formules d'une molécule.
Suivant les besoins, les chimistes disposent de plusieurs formules pour un corps donné :
o formule brute (fig. a) : elle indique la nature et le nombre des atomes présents dans le composé.
o formule développée plane (fig. b) : elle fait apparaître tous les atomes et toutes les liaisons entre les atomes du composé. Les angles entre les liaisons sont en général de 90° (ou de 120° dans certains cas).
o formule semi-développée plane (fig. c) : elle fait apparaître tous les atomes et toutes les liaisons entre ces atomes à l'exception des liaisons avec les atomes d'hydrogène
2. Isomères.
Des isomères sont des composés qui ont la même formule brute mais des formules développées ou semi-développées différentes.
Les deux composés proposés en exemple, de même formule brute C2H6O, sont des isomères.
Les isomères n'ont pas les mêmes propriétés physiques et chimiques.
IV/ Géométrie des molécules.
La géométrie de la molécule correspond à la disposition spatiale qui éloigne au maximum les doublets deux à deux.
Remarque : La représentation de Cram.
Afin de représenter une molécule tridimensionnelle sur une page, Donald James Cram a proposé les conventions suivantes de représentation des liaisons :
Exemples :
Chapitre 6 :
CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS
I/ Critère actuel de construction. Les éléments chimiques naturels ou artificiels sont rangés en lignes par numéro atomique Z croissant.
Un changement de ligne s'effectue régulièrement. On retrouve :
o Dans une même ligne : des éléments dont les atomes ont un même nombre de couches électroniques occupées. (c'est la même couche externe).
o Dans une même colonne : des éléments dont les atomes ont le même nombre d'électrons sur la couche externe.
II/ Les familles chimiques. Les élements d'une même colonne de la classification périodique ont des propriétés chimiques voisines.
On dit qu'ils forment une famille.
Les atomes d'une même famille possèdent le même nombre d'électrons sur leur couche externe. (exception pour l'hélium...)
1. Noms de familles.
o Familles des métaux alcalins (exception pour H) (1ère colonne)ex : piles dites alcalines
o Familles des alcalino-terreux (2ème colonne)o Famille des halogènes. (17ème colonne).o Famille des gaz nobles. (18ème colonne)
Utilisé dans certaines lampes d’éclairage.
2. Les molécules.
La structure électronique externe étant la même pour tous les atomes d’une même famille, le nombre de liaisons établies dans une molécule sera également le même pour tous les atomes de la famille.
Exemples : au sein d’une molécule, l’atome de carbone établit toujours 4 liaisons (structure électronique K2L4); idem pour l'atome de silicium, car cet atome est de la même famille.
Azote et Phosphore: 3 liaisons NH3 PH3
Oxygène et Soufre : 2 liaisons ( H2O et H2S )
Chlore et Fluor: 1 liaison
3. Evolution du rayon des atomes. (les périodes)
A chaque nouvelle période intervient le remplissage d’une couche électronique supplémentaire.
Cela à une conséquence sur le rayon des atomes qui augmentent brusquement lorsqu’on passe d'une ligne à l’autre de la classification.
Chapitre 7 :
LA MOLE ET LES GRANDEURS MOLAIRES
I/ La mole.
1. Définition.
Dans la vie courante, lorsqu’on utilise un grand nombre d’objet il est d’usage de les regrouper : on ne compte pas les grains de sucre qu'on met dans le café : on prend une cuillère ou directement un carré de sucre !
Dans ces conditions on ne considère pas le grain de sucre, mais un ensemble de grains, un paquet !
De la même façon, pour exprimer un grand nombre d’entités chimiques (entités chimiques = atomes,
molécules, ions...) et pour simplifier les calculs, on utilise une grandeur : la quantité de matière, notée n qui s’exprime en mole (mol).
La mole est tout simplement l'unité de la quantité de matière.
Par définition, une mole contient autant d’entités (atomes, molécules, ions…) qu’il y a d’atomes dans 12,0 g d’atomes de carbone 12 ( 12
6C)
Les échantillons de gaz, de liquides et de solides représentés sur cette image représentent tous une mole de chacune
des espèces chimiques considérées.
2. Constante d’Avogadro.
On définit la constante d’Avogadro, notée NA, comme le nombre d’entités (atomes, molécules, ions…) contenu dans 1 mole. Son unité est mol-1
NA = 6,02.1023 mol-1
Remarque : Cette valeur signifie qu’il y a 6,02.1023 atomes de carbone dans 12,0 g de carbone ( carbone 12 : 12
6C).
Cette remarque s'applique pour tous les entités chimiques : il y a 6,02.1023entités chimiques (soit des atomes, soit des ions, soit des molécules...) dans une mole d'entité.
3. Quantité de matière.
Intérêt : pouvoir passer d’entités de dimensions microscopiques, dont on peut difficilement mesurer la masse et le volume, à des dimensions macroscopiques, une quantité énorme de ces entités, dont la masse et le volume peuvent être évalués plus facilement.
Considérons un échantillon de matière contenant N entités. Il y a proportionnalité entre le nombre N d’entités et la quantité de matière n de cette entité :
où N = Nombre d’entités sans unité, n la quantité de matière en mol et NA le nombre d'Avogadro en mol-1
Exemple : Quelle quantité de matière représente 20.1022 électrons ? n = N/NA = 20.1022/ 6,02.1023 = 0,33 mol.
Cette valeur signifie que dans 0,33 mol d'électrons, il y a au total 20.1022 électrons ! II/ Les masses molaires.
1. Définition.
La masse molaire d’une espèce chimique est la masse d’une mole d’entités de cette espèce.On la note M, et elle s’exprime en g.mol-1
2. Masse molaire atomique.
La masse molaire atomique est la masse d’une mole d’atomes tous identiques de l’espèce considérée.Le tableau de la classification vous donne la masse atomique des différents atomes :
Exemples : M(Si) = 28,1 g.mol-1 ; cela signifie qu'une mole d'atome de silicium pèse 28,1 g ! M(O) = 16 g.mol-1
: cela signifie qu'une mole d'atome d'oxygène pèse 16 g !
3. Masse molaire moléculaire.
La masse molaire moléculaire est la masse d’une mole de molécules de l’espèce considérée. Elle s’obtient en faisant la somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent la molécule ( en considérant les coefficients dans la formule de la molécule).
Exemple : M(H2O) = 2*M(H) + M(O) = 2* 1,0 + 16,0 = 18 g.mol-1
4. Masse et quantité de matière.
Une mole d'entité chimique a une masse égale à M ; la masse de n moles est donc m = n x M.
Relation entre la quantité de matière d’un échantillon, de masse m d’entité, et de la masse molaire M est :
Exemples : Quelle quantité de matière est contenue dans 28,0 g de fer métal ? (Info : MFe = 55,8 g/mol) n = m/MFe = 28,0/55,8 = 0,501 mol
Calculer la masse de 0,500 mol de dioxyde de soufre SO2
M(SO2) = M(S) + 2 M(O) = 32 + 2*16.0 = 64.0 g/mol m = n*M = 0.500 * 64.0 = 32 g
III/ Le volume molaire.
1. Définition : Loi d’Avogadro-Ampère.
Le volume molaire d’un gaz est le volume occupé par une mole de ce gaz dans des conditions données.On le note Vm , et il s’exprime en L.mol-1
A température et pression données, le volume molaire est indépendant de la nature du gaz. (loi d’Avogadro-Ampère)
Dans des conditions usuelles ( T = 20°C, P = 1013 hPa) Vm = 24,0 L.mol-1
2. Volume et quantité de matière.
Quelle quantité de matière n est contenue dans un échantillon de volume V d’une espèce chimique gazeuse de volume molaire Vm ?
Une mole de l’espèce chimique a un volume égal à Vm, et donc le volume de n moles est donc V = n x Vm
La quantité de matière d’un échantillon de gaz de volume V vaut :
Chapitre 8 :
SOLUTION AQUEUSE ET CONCENTRATION MOLAIRE
I/ Les solutions aqueuses.
1. Définition.
Une solution aqueuse est le mélange liquide homogène obtenu après dissolution dans l’eau d’une ou plusieurs espèces chimiques.
L’eau, en large majorité, s’appelle le solvant ; les espèces chimiques dissoutes sont les solutés.
a. Dissolution dans l'eau d'un solide coloré.
b. Après agitation, la coloration est uniforme :
la solution est homogène.
Dans cette expérience le soluté est le permanganate de potassium, et le solvant l'eau.
Remarques :
- Les solutés peuvent être solides, liquides ou gazeux, moléculaires ou ioniques.
- A partir d’une certaine quantité de soluté, la dissolution n’est plus possible : la solution est saturée.
2. Concentration molaire d’une espèce en solution..
La concentration molaire d'une espèce chimique en solution est la quantité de matière de cette espèce présente dans un litre de solution.
Soit [X] la concentration de l'espèce chimique X en solution (on la note aussi C(X)), n la quantité de matière de l'espèce X en solution et V le volume de la solution.
On a:
Exemple :
- [I2] = 0,020 mol/L signifie que la concentration molaire moléculaire du diiode en solution vaut 0,020 mol/L, donc il y a 0,020 mol de I2 dans une litre de solution.
Exercice : Nous avons dissous m = 20 g de saccharose (C12H22O11 ) dans 100 mL d’eau.La masse molaire du saccharose est M = 342 g/mol. Quelle est la concentration molaire [C12H22O11] ?
Quantité de matière dans ces 20 g ? n=m/M = 20 / 342 = 5,85.10-2 mol.
Concentration molaire en saccharose de la solution ? C = n/V = 5,85.10-2 / 100.10-3 = 5.85.10-1 mol/L
On écrit sous la forme : [C12H22O11] = 5,85.10-1 mol/L
II/ Préparation d’une solution aqueuse.
Dans le cas d’une dilution ou d’une dissolution, la quantité de matière n ne change pas.
1. Par dissolution d’un solide.
a) Principe. On souhaite préparer un volume V d'une solution contenant l'espèce X, de masse molaire M(X), à la concentration C.Déterminer de la masse m de soluté à peser ?
b) Opérations à effectuer.
2. Par dilution d’une solution.
Diluer une solution aqueuse consiste, en ajoutant de l’eau distillée (solvant), à obtenir une nouvelle solution moins concentrée que la solution initiale (solution mère).
a) Principe A partir d’une solution mère de concentration Cinitial, on désire préparer Vfinal d'une solution (fille) de concentration Cfinal (cette solution est moins concentrée).Quel est le volume Vinitial qu'on doit prélever de la solution mère ?
Méthode :
Solution mère :
Ci = ... mol/L
Vi = ???
Solution fille :
Cf = ... mol/L
Vf = ... L
b) Opérations à effectuer
Chapitre 9 :
LA REACTION CHIMIQUE
I/ Les transformations chimiques.
1. Description de l’état d’un système chimique.
On décrit l’état d’un système chimique en précisant :
o La nature et la quantité de matière des espèces présentes.
o L’état physique de chaque espèce : solide (s) ; liquide (l) ; gazeux (g) ; solution aqueuse (aq)o La température du système To La pression du système P
Exemple : Combustion du carbone dans un flacon contenant de l'O2.
Description du système :
2. La transformation chimique.
Une transformation chimique est le passage d’un système chimique, d’un état initial à un état final.
Ce passage modifie de façon importante l’état du système : certaines espèces chimiques disparaissent totalement ou partiellement, tandis que de nouvelles espèces apparaissent dans l’état final.
Après l'ajout de soude (hydroxyde de sodium)à une solution de sulfate de cuivre (a.), il apparaît un
précipité.
Schématisation d'une transformation chimique.
3. Réactifs et produits.
Au cours d’une transformation chimique : - Une espèce chimique qui disparaît est appelée un réactif...
- Une espèce chimique qui apparaît est appelée produit...
Modélisation d'une transformation chimique :
II/ La réaction chimique.
L’équation chimique est l’écriture symbolique de la réaction.
On obéit aux règles suivantes : - Les réactifs à gauches de l’équation, les produits à droite ;
- Les produits et les réactifs y sont représentés par leur formule brute ; on note entre parenthèses leur état physique
- Entre réactifs et produits, une flèche indique le sens d’évolution du système chimique.
Exemple de la combustion du carbone:
III/ Exemple simple : une transformation chimique en solution aqueuse.
On s'intéresse à la réaction entre les ions Cu2+ et les ions OH -
Matériels : Eprouvettes, bécher Baromètre, et thermomètre 30 mL d’une solution de sulfate de cuivre II ( Cu2+ + SO4
2- ) de concentration 0,10 mol/L 20 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium ( Na+ + OH - ) de concentration 0,50 mol/L
Les réactifs sont les ions cuivre II Cu2+ (aq) et les ions hydroxyde OH - (aq) ; Le produit est le précipité formé : l’hydroxyde de cuivre de formule brute Cu(OH)2 (s) Les ions SO4
2- et Na+ sont des ions spectateurs.
Equation chimique :
description de la réaction :
Chapitre 10 :
AVANCEMENT ET BILAN DE MATIERE
Nous allons étudier la composition finale des systèmes résultant de la transformation chimique entre l’hydrogénocarbonate et l’acide éthanoïque.
Matériels :
o 5 g d'Hydrogénocarbonate de sodium ;
o 20 mL d'une solution aqueuse d’acide éthanoïque de concentration 1,0 mol/Lo Bleu de BromoThymol (indicateur coloré)o Balance ; spatule ; ballons de baudruche ; erlenmeyers de 250 mL ; éprouvette graduée de 100 mL.o éventuellement de l'eau de chaux...
2. Les réactifs.
L’hydrogénocarbonate de sodium est un solide. Sa formule est NaHCO3.
L’acide éthanoïque (ou acétique) est le constituant essentiel du vinaigre, ce qui est confirmé par son odeur ! Sa formule brute est CH3CO2H, que l’on notera AH pour simplifier (avec A= CH3CO2 ).
La présence d’un acide dans une solution peut être vérifiée à l’aide d’un indicateur coloré : le bleu de bromothymol. - En présence d’acide : il devient jaune.
- En absence d’acide : ce colorant reste bleu.
Ce type de transformation est utilisé dans la levure chimique mélangée à la pâte à pain. Le dioxyde de carbone produit provoque la levée de la pâte.
3. La réaction chimique.
a. Etat initial du système.b. Etat final du systèle.
c. Mise en évidence du gaz contenu dans le ballon de baudruche.
Lorsqu'on met ces deux espèces chimiques en contact, il se produit une transformation chimique, modélisée par l’équation chimique suivante :
4. Pour décrire le système...
Difficulté sous cette forme de suivre l’évolution de la réaction chimique...
5. Tableau d'avancement.
Principe :
On précise la quantité de matière pour chaque espèce chimique,à l'état initial, au cours de la transformation et à l'état final de la réaction.
a/ Etat initial.
Remarque : Aucune valeur n’est indiquée pour l’eau car on opère en solution aqueuse, l’eau est le solvant : la quantité d’eau est grande, et n’a pas beaucoup d’intérêt.
b/ Au cours de la transformation.
Lorsque la transformation s’effectue, on dit que la réaction « avance ». Pour déterminer les quantités de matière des différentes espèces chimiques présentes au cours de la transformation, jusqu’à l’état final, on utilise l’avancement.
L’avancement est un nombre, qu’on note x, et qui s’exprime en mole.
Soit x l’avancement au cours de la transformation. ( x est par exemple la quantité de CO2 produite par la réaction (en mol ))
L’équation et les nombres stoechiométriques indiquent que s’il s’est formé x mol de CO2 :
Il s’est également formé x mol de NaA
Il a été consommé x mol de NaHCO3, et la quantité d’hydrogénocarbonate restante est de (0,060 - x)
Il a été consommé x mol de HA, et la quantité d’acide éthanoïque restante est de (0,02 - x)
c/ L’état final et le bilan de matière.
Lorsque la transformation s’effectue, x croît de zéro à une valeur maximale xmax correspondant à l’achèvement de la réaction, c'est-à-dire à la disparition du réactif limitant.
Deux méthodes pour déterminer xmax :
Par calcul : L’avancement maximal est atteint lorsque l’un des réactifs disparaît (le réactif limitant) :
On arrive alors au tableau d'avancement suivant :
Par méthode graphique :