Chapitre I by RAYANE LAZOUNI C3

ENP d’ORAN

Département de FPST 1ère année FPST Chimie I

ENP d’ORAN

Département des FPST 1ère année FPST

Chimie I : Structure de la Matière

Chapitre I : Généralités Chapitre II : Les principaux constituants de la matière Chapitre III : Structure électronique de l’atome Chapitre IV : Structure électronique de la molécule – Liaison chimique

ENP d’ORAN

Département des FPST 1ère année FPST Chimie I

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

Elle est de nature discontinue composée d'entités microscopiques appelées atomes et molécules. Exemple : l'air, l'eau, le sable, le bois et les organismes vivants sont des exemples de matière.

La chaleur et la lumière sont des formes d’énergie. 4

Une propriété physique est une caractéristique de la matière en l'absence de tout changement de sa composition. Elle modifie la matière à l'échelle macroscopique.

Exemple :

À 0°C l’eau est à l’état solide, elle devient liquide une fois on augmente la température. 5

Une propriété chimique est une caractéristique de le matière et

qui a pour conséquence une modification de sa composition chimique suite à une réorganisation des atomes.

Exemple : Par combustion, le butane gazeux se transforme en CO2 et H2O. CH4 (g) + 2O2 (g)

CO2 (g) + 2 H2O (l) 6

Cette modification chimique, appelé aussi réaction chimique, se fait à l'échelle microscopique mais les effets résultant sont souvent observables à l'échelle macroscopique.

Réaction chimique

Est une transformation présentée en indiquant les réactifs à gauche et les produits à droite, les deux entités sont séparées par une flèche. H2O + CO2

H2CO3

Au cours d'une réaction chimique, aucun atome ne se «crée», ni ne se « détruit » de sorte que la masse totale ne change pas, c’est le principe de la loi de conservation de la masse, qui a été énoncée par Antoine Lavoisier:" Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se

transforme".

CH4 (g) + 2 O2 (g) 16,00 g 64,00 g 80,00 g

CO2 (g) + 2 H2O (l) 44,00 g 36,00 g 80,00 g

Les trois principaux états physique de la matière sont : solide, liquide , gazeux.

Un solide est rigide ; il a un volume et une forme fixe.

Un liquide a un volume fixe mais aucune forme précise ; il prend la forme de son contenant.

Un gaz n’a ni volume ni forme fixe ; il prend le volume et la forme de son contenant. 10

La composition d'un échantillon de matière désigne le type d'atomes en présence (aspect qualitatif) et les proportions

relatives de ces atomes (aspect quantitatif).

Exemple : La molécule H2O, est constituée d‘H et d‘O : composition qualitative. La molécule H2O comporte 1 atome d‘O et 2 atomes d‘H: composition quantitative.

Matière

Corps purs (C P)

Corps simples (C S)

Élémentaires

Corps composés(C C)

Moléculaires

Mélanges

Homogènes

Mélanges gazeux

Liquides

Hétérogènes

Solutions

Solides

 Un C P est une substance dont la composition est constante.  Les corps purs existent sous forme de corps simples et corps composés.  C S élémentaire est une substance qu'on ne peut

pas séparer en

substances plus élémentaires. Ex: Zn, Co, Fe…  C S moléculaire est formé des atomes qui sont liés par des liaisons covalentes et forment des molécules. Ex : H2, N2, O2,…

C P C est une substance formée de 2 atomes ou plus, de nature différente. Ex : H2O, CO2,… 13

 Mélange est une association de deux ou plusieurs C P simples

composés, qui n’interagissent pas chimiquement entre eux. Ex: bois, sol,...

 La caractéristique principale d’un mélange est sa composition variable

Mélange homogène est un système dont la composition et les propriétés sont identiques en tout point même à l’échelle moléculaire, il ne comporte qu’une seule phase. Ex : l’eau sucrée ou salée ou alcoolisée, l’air… Mélange homogène gazeux

Compte tenu de leur caractère dilué, tous les gaz forment toujours des mélanges homogènes, dont l’air est un exemple. 14

Solutions Dans un mélange homogène de 2 ou plusieurs composants, un composant est minoritaire par rapport à l'autre, le mélange est appelé solution. Le solvant est le composant majoritaire. Le soluté est le composant minoritaire, c’est toute substance dissoute dans le solvant. Solutions solides ; les plus utilisées sont les alliages. Ex: or de bijouterie, aciers,... Solutions liquides ; sont obtenues par dissolution d’une espèce chimique dans un liquide. Un mélange hétérogène; est un mélange dont les propriétés ne sont pas identiques en tout point au sein de celui-ci. Ex : le sable et d'eau, le sang, ...

La dilution

 La dilution est de préparer une solution diluée (fille) à partir d'une autre solution plus concentrée, appelée solution "mère".

 Puisque nmère = nfille on peut poser l'équation suivante : Cmère x Vmère = Cfille x Vfille

La solubilité

 La mesure de la capacité d’une substance à se dissoudre en une autre est appelée solubilité. Elle est exprimée en mol.L—1 et g.L—1.

 On parle de saturation d’une solution quand le soluté introduit ne peut plus se dissoudre c’est la limite de solubilité.

Pour compter un grand nombre d’entités chimiques (atomes, ions ou molécules), il est pratique de les regrouper en paquets.

Chaque paquet contient le même type d’entités chimiques. Chaque paquet contient le même nombre d’entités. Ce nombre correspond à une mole d’entités chimiques.

Une mole est une des unités de base de SI elle représente la quantité de

matière qui contient 6,022.1023 entités chimiques identiques. 6,022.1023 mol—1est le nombre d’Avogadro , noté NA. Grandeur

Symbole

Unité

Symbole de l’unité

Quant de matière

mole

mol

A- Calcul de nombre d’entités chimiques

Nombre d’entités chimiques

Quantité de matière (mol)

N = n . NA

Constante d’Avogadro = 6,022. 1023 mol–1

B- Calcul de la masse d’une quantité de matière

Masse de l’échantillon (g)

m=n.M

Masse molaire (g.mol–1)

Quantité de matière (mol)

C-Calcul du volume d’une quantité de matière

Quantité de matière (mol)

V = n.Vm Volume de l’échantillon (L)

Volume molaire (L.mol–1)

 La concentration molaire d’une espèce chimique dans une solution est la quantité de matière de cette espèce par litre de solution.

 Pour une espèce "i" elle se note C ou [ i ], elle exprimée par mol.L–1. Quantité de matière du soluté « i » (mol)

Concentration molaire (mol.L–1)

Volume final de la solution (L)

 La molalité d’un constituant "i" est la quantité de matière de "i" par une

masse d’1 kg du solvant. Son unité est mol.kg – 1.

 Elle est notée mi mais pour ne pas la confondre avec la masse on utilise une autre notation bi proposée par l’IUPAC.

Molalité (mol.kg-1)

Quantité de matière du soluté i (mol)

Masse du solvant (kg)

 Soit un mélange contenant "i" composés dans le même état physique.  La fraction massique (wi) du composé "i" au sein du mélange s’exprime par la relation suivante :

 Sachant que dans un mélange:

 La fraction molaire (x) d’un composé "i" au sein d’un mélange contenant "i" composés s’exprime par rapport à sa quantité de matière.

 Dans un mélange:

 La concentration massique (pondérale), notée Cm, ou appelée aussi titre massique (T) correspond à la masse de soluté dissous dans un litre de

solution.  Elle s’exprime en grammes par litre (g.L–1). Masse du soluté « i » (g)

Concentration massique (g.L–1) Volume final de

la solution (L)

 La normalité (N) est définie comme le nombre d’équivalent-gramme de soluté par litre de solution.

 mi est la masse du soluté.  V est le volume du solution.  L’équivalent-gramme est une notion qu’on applique aux réactions acidobasique et redox.

 Dans chaque cas l’équivalent-gramme se définit respectivement, comme

suit :

 Il existe une relation entre la normalité et molarité : N = C . valence

Application :  Quelle est la normalité d’une solution de 1,87 g de Ba(OH)2 dans 3 litres de d’eau ? Sachant que :

 l’équivalent-gramme de Ba(OH)2

 La valence de Ba(OH)2 = 2 ; car c’est une dibase qui va libérer 2 ions hydroxyle ( OH−). Ainsi :

La masse volumique  La masse volumique (ρ) correspond à la masse de la solution par unité de volume. Cette grandeur s’exprime en g.L–1 ou en kg.m–3.

La densité  La densité (d) d’une solution s’exprime comme le rapport de (ρ) de cette solution et celle de l’eau. La densité est donc une grandeur sans dimension.

 La concentration molaire de la solution commerciale se calcule à partir de la densité et le pourcentage massique.

Le pourcentage massique  Il est utilisé pour décrire la composition d’un mélange. Il correspond à la masse du soluté contenue dans 100 g de solution.

La concentration molaire de la solution commerciale

 Les atomes sont les premiers corpuscules différenciés de la

matière.  Ils sont constitués de particules subatomiques : noyau formé de nucléons (protons et neutrons), et d’un nuage électronique formé d’électrons (noyau ≈ 1 fm = 1.10–15 m et nuage ≈ 1 Å = 1. 10–10 m).

 C’est l’entité la plus importante, il s’agit d’un édifice constitué d’atomes liés entre eux par des liaisons chimiques.  À l’heur actuelle, il existe 118 éléments chimiques qui sont ordonnés dans

la classification périodique élaborée par Mendeleïev.

 Malgré ce nombre limité d’atomes, on connaît actuellement des centaines de millions de molécules constituées de deux à plusieurs centaines de

milliers d’atomes.

 Comme l'atome est extrêmement petit, il est très difficile d'en mesurer la masse, pour simplifier la tâche; une référence a été choisie.

 Cette référence est l'isotope de carbone 12 (12C) pur, auquel on assigne exactement une masse de 12 unités de masse atomique (12 uma).

 Une unité "uma"

(1/12) de la masse réelle d'un atome de 12C,

qui est estimée par mesure spectroscopique et équivalente à 1,660.10–27 kg = 1 uma.

Exemple:  La masse d’ un atome d’1H = 1 x uma = 1,660 · 10–27 kg.  La masse d’ un atome de 12C= 12 x uma = 19,92 · 10–27 kg.

 Bien que la masse d'un 12C soit exactement de 12,00 uma, pour obtenir la masse d'un échantillon de C naturel, il faut évidemment tenir compte de la proportion massique des isotopes.

 Les

proportions

isotopiques

sont

généralement

exprimées

pourcentages massiques.

 On trouve dans la nature, 98,892 % d'atomes de C (12), 1,108 % d'atomes de

carbone (13) et une très petite proportion de carbone(14).  La masse atomique (m) du C est donc la moyenne pondérée des masses atomiques de chacun des isotopes. Exemple: Calcul de la masse atomique moyenne du C  Contribution du 12C: 0,98892 x 12 uma = 11,87 uma.  Contribution du 13C: 0,01108 x 13 uma = 0,1440 uma. On néglige la contribution du 14C.  La masse atomique moyenne d'un atome de carbone :

m = 11,87 + 0,1440 = 12,01 uma.  Ceci explique pourquoi les masses atomiques ne sont pas des nombres entiers.

 C’est la masse de 6,022 × 1023 atomes identiques soit 1 mole d’atomes. Par définition, la masse molaire de l’isotope

12C

est

rigoureusement égale à 12 g.mol−1.

 Aujourd’hui, les masses molaires atomiques sont proches des valeurs entières. Un écart substantiel à une valeur entière indique généralement la présence notable d’isotopes dans l’élément.

 Ex: le chlore dont la masse atomique molaire est approximativement égale à 35,5 g.mol−1 indique la présence de 35Cl et 37Cl.

 Par définition, elle est égale à la masse de 6,022 × 1023 molécules

identiques.

 Elle se calcule simplement à partir des masses molaires atomiques (notées MX) pour un atome X dont la masse atomique est notée mX.

 Prenons l’exemple d’H2O qui contient 1 atome d’O et 2 tomes d’H. Sa masse molaire est: MH2O = NA (mH2O) = NA (mO + 2 mH) = MO + 2 MH = 16 + 2 × 1 = 18 g.mol−1.

 Il s’agit du volume occupé par NA molécules d’une substance.

 En pratique, le volume molaire ne présente pas un grand intérêt pour les liquides ou pour les solides. En revanche, les gaz possèdent une propriété particulière; dans les mêmes conditions de température et de pression, tous les gaz parfaits possèdent le même volume molaire.

 À 0°C et sous une pression de 1,013 × 105 Pa (conditions normales), ce volume est égal à 22,4 L.mol—1.