Structure de la matière - Chap1 PDF

Références des cours et exercices Cours 1) Chimie générale R. Ouhes … (OPU) 2) Cours de chimie physique p. Arnaud (Dunod) 3) Chimie physique générale Atomistique, liaisons chimiques et structure moléculaire G. Pannetier (Masson et Cie). 4) Chimie générale M. Garric (Dunod) 5) Princ...

Références des cours et exercices Cours 1) Chimie générale R. Ouhes … (OPU) 2) Cours de chimie physique p. Arnaud (Dunod) 3) Chimie physique générale Atomistique, liaisons chimiques et structure moléculaire G. Pannetier (Masson et Cie). 4) Chimie générale M. Garric (Dunod) 5) Principes de chimie Gray Haight 6) Chimie 1 ; Structure de la matière M. Tournier 7) Chimie ; le minimum vital Jacques Le Coarer (OPU). Exercices 1) La chimie générale au 1er cycle et dans les classes préparatoires - structure de la matière ; J. Drillat, …( Armand Colin – collection fondée par P. Louquet) 2) Exercices et problèmes de chimie générale ; tome 2 : Les atomes G. Watelle, ….(Arnaud colin – Collection U) 3) Exercices résolus de chimie physique. P.Arnaud ( Dunod) 4) La chimie au p.c.e.m. et premier cycle universitaire - Chimie générale : exercices avec solutions CH. Bellec,…. (Vuibert).  Chapitre 1 STRUCTURE DE LA MATIERE I. MATIERE Toute matière est constituée de particules extrêmement petites, indivisibles et indestructibles, appelées atomes ; tous les atomes d’un même élément sont semblables mais diffèrent de ceux d’un autre élément. I.1. Les états de la matière : I.1.1. Les trois états de la matière : La matière se présente à nous sous trois états : L’état solide est caractérisé par l’existence d’une forme propre c’est à dire que les solides possèdent une certaine rigidité ; ils conservent la même forme à moins de leur faire subir des traitements physiques de concassage ou autres ; ex : un caillou, un morceau de sucre. Les solides sont dans un état condensé. L’état gazeux (ou vapeur), au contraire du précédent, n’est pas caractérisé par l’existence d’une forme propre. Les gaz ne sont pas dans un état condensé. Ils sont doués d’expansibilité : ils occupent tout le volume qui leur est offert. Ils sont dans un état dispersé. L’état liquide possède des propriétés intermédiaires entre les deux états précédents. Comme les solides, les liquides sont dans un état condensé, mais ils constituent un état fluide, c’est à dire déformable. Les liquides n’ont pas de forme propre, ils prennent celle du récipient qui les contient mais ils ne sont pas expansibles comme les gaz. 1.1.2. Autre état de la matière Les trois états de la matière qui viennent d’être définis sont les états fondamentaux. Il existe des états intermédiaires entre l’état solide et l’état liquide. Les verres, par exemple, malgré leur apparence rigide, sont des intermédiaires entre solide et liquide : les verres coulent. Ainsi, dans les monuments très anciens, les vitres sont plus épaisses à leur base qu’à leur sommet. 1.1.3. Les changements d’état Toute substance pure peut exister sous les trois états en fonction de la température et de la pression. Si la température croît à partir du zéro absolu (-273.15°C), les différents états de la substance considérée se succèdent toujours dans l’ordre :  Solide → liquide → gaz I.2. Les mélanges 1.2.1. Les types de mélanges Généralement, la matière se présente sous forme de mélanges. - Un mélange homogène est parfaitement uniforme et ne présente qu’une seule phase. - Un mélange hétérogène présente deux ou plusieurs phases. II. CONSTITUTION DE LA MATIERE Toute matière est constituée de particules extrêmement petites, indivisibles et indestructibles, appelées atomes ; tous les atomes d’un même élément sont semblables mais diffèrent de ceux d’un autre élément. II.1. Elément, atome et masse atomique Il existe à nos jours 105 éléments chimiques connus. Le plus léger d’entre eux est l’hydrogène (H = 1) ; chaque élément correspond à un atome (ou à une famille d’isotopes) ayant une masse donnée appelée masse atomique. Ces éléments ou atomes diffèrent par leurs structures et leurs masses. Ces atomes sont eux mêmes des entités complexes formés de particules élémentaires. II.1.1. Masse molaire La masse molaire d’un élément à l’état atomique est la masse de N atomes. Pour établir une échelle relative des masses atomique, on choisit un élément comme base et on y rapporte tous les autres. L’UIPAC (Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée) en 1961 a choisi un isotope du carbone, le carbone 12 comme base de l’échelle des masses atomiques. La mole est donc le nombre d’atomes de carbone contenus dans 12g de carbone 12. L’Unité de Masse Atomique (u.m.a) est par définition le 1/12 de la masse de l’atome de carbone, donc : 1 u.m.a = 1/12. 12/N = 1/N = 1 / 6,02.1023 g = 1.66 10-27 kg 1 g = 6.02.1023 g. Afin que les nombres exprimant les masses atomiques soient les mêmes que ceux exprimant les masses réelles des atomes, on utilise l’u.m.a. Exemple : 12C : 1 atome de carbone pèse 12 u.m.a et une mole d’atome pèse 12xNx1,66 10-24 g = 12g « La masse molaire d’un composé ou d’un élément à l’état moléculaire est la masse de N molécules ». Ex : 1 mole de molécule d’oxygène O2 pèse 32g alors qu’une mole d’atome d’oxygène O pèse 16g. II.1.2. Constitution et constituants de l’atome : L’atome est constitué de deux parties distinctes : -. Un noyau de dimension très petites par rapport au reste de l’atome, très dense car il contient la quasi totalité de la masse. Il est formé de protons et de neutrons appelés nucléons. Ceux- ci ont à peu près la même masse, soit respectivement, 1,6726.10-27 kg et 1.0074 uma pour le proton et 1,6750.10-27 kg et 1.0086 uma pour le neutron. Par contre le proton porte une charge électronique positive : +e = 1,6022.1019 C, alors que le neutron a une charge globale nulle. -. Autour du noyau, le nuage électronique composé essentiellement d’électrons de masse environ 1850 fois plus petite que celle des protons et neutron (me = 9.1095.10-31 kg). Et la charge électronique négative, égale en valeur absolue et de signe opposé à la charge du proton : -e = 1,6022.1019 C. II.1.2. Caractéristiques de l’atome Numéro atomique Z : ou nombre de charge est égal au nombre de proton. Il est aussi égal au nombre d’ĕ puisque l’atome est neutre : Charge du noyau = +Ze Charge totale des ĕ = -Ze Nombre de masse A : c’est le nombre des nucléons (protons + neutrons). Les deux nombres Z et A sont des entiers. Ils caractérisent un atome ou son noyau, appelé aussi nuclide ou nucléide. Les nucléides sont représentés par la notation AZX où X est le symbole chimique de l’élément et A et Z, sont respectivement, son nombre de masse et son numéro atomique. A-Z = nombre de neutrons. Exemple : 11H ; 199F ; 2713Al. Exercice : Déterminer le nombre de protons (Z) et de neutrons (N) des nucléides suivants : 6 16 35 32 69 121 3Li, 8O ; 17Cl ; 16S ; 31Ga ; 51Sb. Element A Z N Zè 6 3Li, 6 3 3 3 16 8O 16 8 8 8 35 17Cl 35 17 18 17 32 16S 32 16 16 16 69 31Ga 69 31 38 31 121 51Sb 121 51 70 51 II.1.3. Isotopes : Les isotopes sont des atomes ayant le même numéro atomique Z et des nombres de masse A différents. Ils sont des propriétés physiques et chimiques très voisines. Ils peuvent être séparés par différentes techniques expérimentales. II.1.4. Masse moyenne d’un atome : Soit un atome X, ayant « i » isotopes des masses mi et d’abondance relatives Ai. Sa masse moyenne m serait égale à : m = ( ∑ mi x Ai) / 100 24 25 26 Exemple : Soient les isotopes mg, mg et mg de masses isotopiques et de pourcentages donnés. Déterminer la masse moyenne du magnésium. Isotopes mi Ai (%) 24 mg 23.985045 78.6 25 mg 24.985840 10.11 26 mg 25.982591 11.29 En appliquant la relation (1), on trouve m=24.312. L’unité serait en u.m.a pour l’atome et en gramme pour une mole d’atomes (masse atomique). III. RADIOATIVITE III.1. Découverte de la radioactivité Becquerel découvrit vers 1896 qu’une substance contenant de l’uranium pouvait impressionner une plaque photographique. Le rayonnement était pénétrant. Marie Curie confirma que la radioactivité est une propriété atomique indépendante de la substance dans laquelle l’atome radioactif est engagé. I.1. Nature du rayonnement radioactif Le rayonnement radioactif soumis à un champ électrique, entre les plaques d’un condensateur chargé, se divise en trois composantes : - Une partie est déviée vers la plaque négative ; se sont les rayons α de charge électrique positive +2 et de masse 4 u.m.a.; ce sont les noyaux d’Hélium ( ils sont peu pénétrants). - Une autre partie est déviée vers la plaque positive ; se sont les rayons β, la déviation est grande, ils ont une charge négative « -e » et une masse très faible. Ce sont les électrons (grande rapidité, très pénétrants). - Une partie n’est pas déviée et correspond à un rayonnement électromagnétique de même nature que la lumière. Ce sont les rayons γ. I.2. Energie nucléaire I.2.1. Définition de l’électron-Volt (èV) L’électron-Volt est l’énergie d’un électron soumis à une différence de potentielle (ddp) de 1 Volt. 1èV = 1.6x 10-19joules (1.6x 10-19 Coulombs x 1 Volt) ; 1MèV (méga)= 106 èV. I.2.2. Energie de cohésion du noyau La réaction de formation d’un noyau d’hélium 42He à partir de ses nucléons s’écrit comme suit : 211P + 210n 4 2He Masse en uma : 2x1.007278 + 2x1.008665 4.001503 Défaut de masse : 4.031886 - 4.001503 = 0.030383 uma Cette réaction nucléaire s’accompagne d’une perte de masse ∆m appelée défaut de masse. ∆m = ∑masses des nucléides – masse du noyau Cette perte de masse se retrouve, selon la relation d’Einstein, sous forme d’énergie ∆E. ∆E = ∆m x C2 Exemple : Quelle serait l’énergie dégagée lors de la formation d’un noyau de He, en joule et en MèV ? En joule : ∆E = ∆m x C2 ∆E = 0.030383 x 1.66 x 10-27 x (3x108)2 ∆E = 4.546 x 10-12 Joule En MèV : Nous avons : 1èV 1.6 10-19 J et 1 MèV = 106 èV ∆E = (4.546 x 10-12) / (1.6 x 10-19 ) = 2.84125 x 107 èV = 28.4125 MèV. ∆E = 28.4125 MèV