Chimie Généale - Fichiers PDF

CHIMJ101 Chimie Générale ULB - Faculté de Pharmacie J e h a n Wa e y t e n s  Introduction La chimie : définition La chimie : Science qui étudie les divers constituants de la matière, leurs propriétés, transformations et intera...

CHIMJ101 Chimie Générale ULB - Faculté de Pharmacie J e h a n Wa e y t e n s  Introduction La chimie : définition La chimie : Science qui étudie les divers constituants de la matière, leurs propriétés, transformations et interactions. (Dictionnaire Le Robert) La chimie est partout : les produits chimiques ne sont pas que des produits fabriqués de façon industrielle (à partir du pétrole). Les plantes transforme le CO2 en sucre ou cuire un aliment modifie la structure et le gout. 2  Introduction La chimie : Plan du cours 1er quadrimestre 2eme quadrimestre - Atomes - Redox - Molécules - Acides-Bases - Matière - Précipités-Complexes - Thermodynamique - Cinétique - Equilibres 3 Chimie Générale Structure du cours Q1 Atomes Molécules Matière Thermodynamique Sciences Pharmaceutiques - BA1 Equilibres 4  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e L’histoire du modèle atomique 400 avant notre ère, premier modèle : Démocrite (philosophe) Il affirme que la matière est constituée de particules très petites indivisibles, il appelle ces particules atomes (atomos en grec qui signifie indivisible). Il pense que ses particules sont séparées par du vide. Modèle non basé sur des expérimentations scientifiques 5  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e L’histoire du modèle atomique 1808, modèle de Dalton (chimiste et physicien) - La matière est composées de particules invisibles et indivisibles (atomes) - Atome d’un même élément sont identiques et ont les mêmes propriétés et masses - Les atomes peuvent se combiner pour former une nouvelle substance Basé sur des expériences et observations 6  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e L’histoire du modèle atomique 1904, modèle de Thompson : découverte de l’électron (particules chargées négativement) cathode anode ELECTRON Charge : 1,60 10-19 Coulombs Masse : 9,9091 10-31 kg 7  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e L’histoire du modèle atomique 1904, modèle de Thompson le « plum cake » : Atome n’est pas indivisible (arracher e-) Électron, charge - La sphère est uniformément chargée positivement 8  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e L’histoire du modèle atomique 1909, modèle de Rutherford mise en évidence du noyau. Feuille d’or placée dans le trajet d’un rayon de particule - 226 222 Au - 88 Ra → 86 Rn +  + + + + Particules  - - = 42He détecteur: ZnS Ra 9  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e L’histoire du modèle atomique 1919, le noyau de l’atome d’hydrogène est présent dans les autres noyaux. Rutherford baptise cette particule : PROTON Modèle d’un atome d’hydrogène Grain de riz : l’électron Balle de baseball : le noyau = un proton 10  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e L’histoire du modèle atomique 1919, le modèle de Rutherford noyau dense contenant les protons (charges +) autour duquel sont dispersés les électrons L'atome est « rempli » de vide ! 11  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e L’histoire du modèle atomique MAIS, le nombre de proton ne suffit pas pour expliquer la masse atomique En 1932, James Chadwick met en évidence les neutrons : particules neutres présentes dans le noyau de masse proche des protons. X Elément chimique (dépend nombre de protons) Z Nombre de protons A Nombre de nucléons 𝐴 𝑍𝑋 12  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e Les quarks L’électron est une particule élémentaire insécable Le proton et le neutron sont sécables en quarks Quark up : u → +2/3 Quark down : d → -1/3 Composition en quark d’un neutron et proton ? 13  L’ h i s t o i r e d e l ’a t o m e Les quarks L’électron est une particule élémentaire insécable Le proton et le neutron sont sécables en quarks Quark up : u → +2/3 Quark down : d → -1/3 Composition en quark d’un neutron (udd) et proton (uud) 14  D e l ’a t o m e à l a m a t i è r e Les sous-particules Proton Charge = + 1,60 10 -19 Coulombs masse = 1,673×10-27 kg. Neutron Pas de charge masse = 1,675×10-27 kg. Électron particule universelle charge = – 1,60 10-19 Coulombs masse = 9,091 10-28 g = 9,091 10-31 kg. Accompagne la transformation d’un neutron en proton 15  La radioactivité Définition La radioactivité est le phénomène physique par lequel des noyaux instables se transforment spontanément en d’autres atomes (désintégration) en émettant simultanément des particules de matière et de l’énergie. 16  La radioactivité Définition Emission alpha Emission beta Emission de positron Capture d’un électron Emission gamma 17  La radioactivité Réactions nucléaires Emission α : 24α = 2x 11p + 2x 01n Emission β : conversion d’un neutron en proton Emission d’un positron : conversion d’un proton en neutron Capture d’un électron (ne pas confondre avec la réaction chimique) Emission gamma 18  La radioactivité Réactions nucléaires 19  La radioactivité Réactions nucléaires 20  La radioactivité Réactions nucléaires 21  La radioactivité Réactions nucléaires 22  La radioactivité Réactions nucléaires 23  La radioactivité Réactions nucléaires 24  La radioactivité Réactions nucléaires 25  La radioactivité Temps de demi-vie 26  La radioactivité Temps de demi-vie Elément Demi-vie Elément Demi-vie (année) (année) 238U 4,5 109 87Rb 47 109 226Ra 1600 40K 1,3 109 206Pb Stable 14C 5730 14C : Datation d’objets anciens 131I : isotope de l’iode fréquemment associé aux accidents nucléaires (demi vie de 8 jours) Pourquoi est-il recommandé de prendre des pastilles d’iode en cas de problème nucléaire? 27  La radioactivité Les rayonnements Pourquoi les particules  sont les moins pénétrantes ? Pourquoi les particules  sont les plus pénétrantes ? 28  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Masse atomique et masse atomique relative Considérons l’atome 4 He 2 La masse molaire de 42He vaut 4,0031 g/mol. Calcul de la masse théorique de cet élément 2 protons → 2*m proton = 2*1,67262 10-24 g 2 électrons → 2*m électron = 2*9,109 10-28 g 2 neutrons → 2*m neutron = 2*1,67494 10-24 g * NA = 6,0221 1023 (2 x 1,67262 10-24 + 2 x 9,091 10-28 + 2 x 1,67494 10-24) * 6,0221 1023 = 4,0329 g/mol. La masse réelle est inférieure à la masse calculée ! Que se passe-t-il ? 29  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Masse atomique et masse atomique relative Il y a un défaut de masse de 0,0298 g/mol 4,0031 Rien ne se perd et 0,0298 4,0329 rien ne se crée ! La masse des nucléons isolés est différente de la masse de nucléons associés. La différence est due aux interactions entre nucléons. En quoi s’est transformée la masse manquante ? 30  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Masse atomique et masse atomique relative Le défaut de masse est converti en énergie. E = mc2 c : vitesse de la lumière 299 792 458 m/s m : masse en kg E : énergie en Joule C’est l’énergie de liaison des nucléons E = mc2 = 0,0298 10-3*(299 792 458)2 = 2,68 1012 J/mol 31  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s L’onde électromagnétique λν = c Vitesse de la lumière dans le vide (arrondie): 3 108 m/s Calculez la fréquence de rayons X dont la longueur d’onde est de 8,21 nm ? 32  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s L’échec du modèle de Rutherford D’après la physique classique, un « modèle planétaire » dans lequel les électrons sont en orbites autour du noyau est mécaniquement stable. Selon la théorie de Maxwell, un électron en accélération (même centripète) émet un rayonnement. À cause de la perte d’énergie correspondante, l’électron devrait tomber sur le noyau en 10-8 s, suivant une spirale. 33  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Spectre d’émission d’un atome Dans un spectromètre atomique étincelle H2 (g) → 2 H(g) + hν 34  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s L’atome « planétaire » de Bohr Bohr propose un modèle qui décrit les atomes par analogie avec la représentation astronomique du système solaire. E 4 3 2 1 Les orbites des électrons sont quantifiées. 35  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Hypothèse de Bohr 1- L'électron ne rayonne aucune énergie lorsqu'il se trouve sur une orbite stable (ou orbite stationnaire). Ces orbites stables sont différenciées, quantifiées. Ce sont les seules orbites sur lesquelles l'électron peut tourner. 2- L'électron ne rayonne (n’émet) ou n'absorbe de l'énergie que lors d'un changement d'orbite. 36  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Niveaux d’énergie Hydrogène En = - B/n2 B = 2,179 10 -18 J 37  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Niveaux d’énergie Hydrogène Les spectres d’émission de l’atome d’hydrogène présentent un grand nombre de raies dans l’UV, le visible et l’IR Les spectroscopistes ont montrés que les fréquences de ces raies obéissent à la relation empirique suivante : ν = R *c *( 1/n12 – 1/n22 ) c : vitesse de propagation de la lumière n1 et n2 : nombres entiers avec n1 = 1, 2, 3… et n2 = n1 + 1, n1 + 2,… (n2> n1) R : constante de Rydberg : 1,097 107 /m 38  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Niveaux d’énergie Hydrogène La formule des niveaux d’énergie se dérive des principes du mouvement circulaire et de l’interaction électrostatique. Pour l’atome d’hydrogène : 4 me 1 1 E = - 8 2h2 * n2 = - 2,179 10 -18 * 0 n2 Le signe négatif provient du zéro qui est défini comme l’énergie lorsque l’électron est à l’infini. ΔE = -2,178 10-18 * (1/n2final -1/n2initial) ΔE = hν= -2,178 10-18 * (1/n2final -1/n2initial) Si l’électron émet de l’énergie (nfinal < ninitial), ΔE < 0 Si l’électron absorbe de l’énergie ((nfinal > ninitial), ΔE > 0 39  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Niveaux d’énergie Hydrogène Energie d’un photon: E = hν h = constante de Planck = 6,626 10-34 J.s/photon En = - B/n2 B = 2,179 10 -18 J ΔE = Ef –Ei = -B/nf2 - (-B/ni2) = -B (1/ nf2 - 1/ ni2 ) Calculez en Joules, le changement d’énergie associé au passage de l’électron d’un atome de H du niveau d’énergie n= 5 à n=3. 40  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Niveaux d’énergie Hydrogène Les spectres d’absorption et les spectres d’émission des atomes sont constitués d’une même série de raies localisées aux mêmes longueurs d’onde. Absorption d’un photon: Em + h = En h = En - Em ΔE = Ef –Ei = -B/nf2 - (-B/ni2) = -B (1/ nf2 - 1/ ni2 ) J 41  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Spectre d’absorption d’un atome Le spectre d’absorption de l’hydrogène va toujours donner le même spectre de raies. Le spectre dépend de l’atome étudié, Spectres d’absorption dans le domaine du visible Li Fe Ba Ca 42  L’a t o m e e t l e s p a r t i c u l e s s u b a t o m i q u e s Effet photoélectrique 43  Mécanique quantique Modèle atomique basé sur la mécanique quantique MAIS : Le modèle de BOHR n’est pas applicable aux atomes contenant plus d’un électron E. Shrödinger et la mécanique quantique ou la mécanique ondulatoire 44  Mécanique quantique Les fondamentaux 1. De Broglie postule la nature ondulatoire de la matière : une particule de masse m qui se déplace à une vitesse v se comporte comme une onde dont la longueur d’onde est donnée par l’équation : λ = h/mv 2. Shrödinger formule l’équation d’onde qui décrit l’atome d’H et dont la solution appelée «fonction d’onde » (Ψ) représente l’état d’énergie de l’atome 3. Le carré d’une fonction d’onde (Ψ2) est égal à la probabilité qu’un électron se trouve dans une portion de l’espace occupé par un atome : notion de probabilité de présence (notion mathématique). 45  Mécanique quantique L’équation de Schrödinger Partie radiale Partie angulaire Forme de l’orbitale Orientation de l’orbitale Orbitale atomique = fonction mathématique qui décrit le comportement ondulatoire d’un électron dans un atome. Dépend de 4 nombres quantiques : n, l , ml et ms 46