Chimie Générale - 2 PDF

CHIMIE GÉNÉRALE CLÉ MOODLE : mw3rix La chimie est une science qui étudie la matière et ses modifications. Lachimie.net 1er cours 1- Caractériser la matière Ses constituants: Molécules composées d'atomes eux meme composées d'électrons et d'un noyau (nuage électronique). Le noyau est compose de nu...

CHIMIE GÉNÉRALE CLÉ MOODLE : mw3rix La chimie est une science qui étudie la matière et ses modifications. Lachimie.net 1er cours 1- Caractériser la matière Ses constituants: Molécules composées d'atomes eux meme composées d'électrons et d'un noyau (nuage électronique). Le noyau est compose de nucléons (neutrons et protons). Les forces nucléaires maintiennent les protons et neutrons ensemble. Les atomes sont liés ensemble par des liaisons atomiques pour former des molécules et les molécules s'organisent a l'aide de force moléculaires amenant la formation de la matière. Les électrons sont des éléments élémentaires.Neutrons et protons ne sont pas des entités élémentaires car elles sont composés de petits éléments : les quarks. Plus les noyaux sont gros plus il y a d'énergie. Tailles des neutrons et protons en femto mètre(10**-15). Nombre de neutrons notés N Nombre de protons notés Z : numéro atomique Le carbone est défini par son numéro atomique Z= 6 Les elements sont classés par Z croissant.Il y a 118 elements naturels. Certains éléments sont tres instables, ont une durée de vie tres courtes et sont donc difficile a observer. Une ligne du tableau= une période du tableau Les colonnes de tableau sont appelés groupe ou famille. 4 familles:  Les gaz nobles ou rares (dernières colonnes du tableau): éléments extrêmement stables. Les halogènes(du fluor a l'iode): extrêmement réactif car extrêmement instable. Il influence beaucoup le vivant. Le brome retarde les flammes (matelas,tables...). Les alcalins et les alcalino-terreux ( 2 premières colonnes) Tres peu d'éléments liquides mais beaucoup de solide. Éléments à connaître: Hydrogène: H(Z=1), carbone C(Z=6), azote N(Z=7), oxygène O(Z=8), phosphore P(Z=15), souffre S(Z=16), calcium Ca(Z=20), magnesium Mg(Z=12), sodium Na(Z=11), potassium K(Z=19), fluor F(Z=9), chlore Cl(Z=17), brome Br(Z=35), iode I(Z=53), helium He(Z=2), néon Ne(Z=10), argon Ar(Z=18), krypton Kr(Z=36), Xénon Xe(Z=54), aluminium Al(Z=13), silice Si(Z=14), arsenic As(Z=33) et mercure Hg(Z=80). Z+N = A : nombre de masse = nombre de nucleons du noyau. Z&A= nucléide On a 300 nucléides naturels. Les isotopes sont des nucléides de même numéro atomique mais de nombres de masse différents (ex: carbone 12 et carbone 14) La Radioactivité sont les forces nucléaires qui s'exercent entres les nucléons et sont a peu près un million de fois plus grandes que les forces entre les atomes. Un noyau instable est dit radioactif. Ils sont sujet a une transmutation soit spontanée provoquée par l'arrivée de particules supplémentaires ou de rayonnements électromagnétiques. L'instabilité peut être due aux neutrons ou protons et elle peut être naturelle ou artificielle. Strontium= radioélément: strontium (Z=38) Radionucleides: strontium 90 (Z=38 A=90) Radioisotopes:... Si on ne connaît pas le nuage électronique on parle d'élément chimique. Les électrons forment le nuage électronique ensemble. Ils sont à distances définies différentes du noyau. Leur trajet est appelé un orbital. Ils sont répartis sur des couches de différentes énergies (aucune déviation de la couche de par l'énergie qu'ils possèdent). La couche la plus a l'extérieur est appelé la couche de valence. Plus la couche est a l'extérieur plus elle contient de l'énergie. Les unités caractérisant la matière: La charge en Coulomb: atomes/ions Protons= 1,6 x 10**-19. Neutrons=0. Électrons : -1,6 x 10**-19 Masse protons et neutrons: 1,6 x10**-27 kg. Électrons = 9,11 x10**-31 kg Le noyau contient toute la masse de l'atome ( electrons en moyenne:0,05% de la masse totale). Masse atomique réelle est un petit nombre donc on utilise sa masse atomique relative. Masse d'un atome ,exprimée en unite de. Masse relative:U (ou UMA) 1 UMA = 1,67 x10**-27; Masse de référence= 1/12 de la masse de l'isotope du carbone 12. Masse relative du souffre= masse réelle/1 uma = 31,74. Résultat qui se rapproche du nombre de nucléons (32) donc masse relative=nombre de nucléons. Approximation car on a pas pris en compte le nuage électronique et qu'il y a une petite différence de masse entre les protons et les neutrons. La mole (mol) est une unité de quantification de la matière. Dans une mole, il y a 6,022 x10**23 atomes, molecules ou ions,... Nombre d'Avogadro arrondi ci dessus La masse molaire atomique c'est la masse d'une mole d'atome. Elle s'exprime en g/mol ou g.mol-1 Deux nucléides d'un même élément ont 2 masses molaires atomiques différents. On peut estimer la masse molaire atomique. La masse en g d'une mole de X équivaut a son nombre de nucléons. Ex: La masse d'une mole d'Argon 40 (39,962 u)est de 39,962g.mol-1. La masse molaire atomique permet de calculer le nombre de moles d'un atome donné qui est contenu dans une certaine masse de cet atome. Dans le cas d'un compose solide: n=m/M La masse molaire moléculaire= somme des masses molaires atomiques Masse molaire du benzène: M(C6H6)=78,1 g.mol-1. 2e cours: Commented : Nommer la matière Substances : Corps non mélangé : corps purs( simple ou composés) Corps mélangé : mélanges(homogène et hétérogène) Corps pur simple : corps formé d’atome d'un seul élément chimique. 3 groupe différents: les gaz noble,les métaux(M) et les non métaux(M’ ou X). Corps pur composé: corps forme d’atome de plusieurs éléments chimique(ex: HCl). On a les composés binaire, ternaire et quaternaire. Dans les composés binaires on a les oxydes(MO et M’O),les hydracides(HM’) et les sels binaires(MM’) Oxyde métallique: M + O2( dit oxyde de M ex: oxyde de sodium) Oxyde non métallique: X + O2( dit oxyde de X avec préfixe devant dépendant du nombre d’O. Ex: DIoxyde(2)de carbone) 1/2 O= hemi...( hemi pentoxyde de phosphore) Les acides: X+ H2(dit X-ure d’hydrogène)(ex: HBr:bromure d'hydrogène) Les sels binaires: MOH + HX(un hydroxyde+ un acide binaire)(dit X-ure de M. Ex: chlorure de sodium) Dans les composés ternaires on a les hydroxydes(MOH), les oxacides(HM’O) et les sels ternaires(M’MO = sels binaires oxydés). 4 grandes familles chimiques : les oxydes(MO et XO), les hydroxydes(MOH), les acides(HX et HXO) et les sels(MX et MXO) Hydroxydes: formule général = MOH formée par MO + H2O On dit hydroxyde de M( ex: Hydroxyde de lithium). Les acides ternaire: formule général: HXO. Formée par XO + H2O. Dit nom du groupement + d'hydrogène(ex: sulfate-ite d'hydrogène)(-ite moins d'oxygène que -ate) Stabilité atomique: Ion: est chargé car les charges positives et négatives ne se compensent plus complètement. Le noyau d’un ion simple est identique à celui de l’atome correspondant; seul le nuage electronique est différent. Réactivité de la matière est principalement lié au nuage électronique. Pertes d'électrons(cation) gains d’électrons (anion) = ionisation. Réactivité de la matière = être plus stable. Pour un atome être stable c’est s’ioniser. Stabilité atomique: la règle fondamentale: celle de l’octet. Cette règle montre que pour avoir une stabilité atomique il faut avoir sa couche de valence complète(c’est a dire avoir 8 électrons sur celle-ci) Parfois la stabilité c'est avoir 2 électrons sur la couche de valence( hélium, lithium, béryllium), lorsqu’il n’y a qu’une couche électronique.(règle du duet). Objectif: se rapprocher du nuage electronique du gaz noble(rare ou inerte) le plus proche pour être stable. La classification périodique permet de déduire, les ions les plus fréquents,la stabilité atomique. Exemple: Mg décale 2 électrons= ion Mg2+; oxygène capte 2 éléctrons= ion O2-. L’ionisation n’est pas spontanée = énergie nécessaire pour capter ou relarguer un ou des electrons. L'énergie d’ionisation: quantité d'énergie pour enlever un ou plusieurs électrons à un atome. - Les électrons les - liés sont enlevés - Elle s’exprime en eV ou en J(1 eV=1,6 x10**-19 J) - C’est une grandeur toujours positive(différente pour chaque élément). - Elle varie en fonction de la proximité avec la configuration des gaz rares et en fonction du rayon atomique(difficile d'être précis). - On peut enlever plusieurs électrons(plusieurs ionisations) - L’energie de la 2e ionisation est toujours + grande que la 1er car il faut lutter contre des forces en +.(elle augmente quand enlèvement de plusieurs électrons). Cours de chimie générale(vidéo) L’affinité électronique permet de caracteriser le phénomène inverse,c’est à dire l’aptitude d’un atome a capturer un électron supplémentaire. Contrairement a l’énergie d’ionisation qui est toujours positive, l’affinité électronique peut changer de signe. L’électronégativité d’un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d’une liaison chimique avec un autre élément. Les gaz inertes n'ont pas ou peu d’électronegativité L'élément le plus électronégatif est le fluor(4) et le moins est le francium(0,7). 3e cours: Commented : Modèle quantique: matière et énergie Rutherford : nuage electronique(1911) Bohr(1913): impose des orbites électroniques bien précises. Tous les électrons sur le même orbite possède la même énergie. On parle d’orbites quantifiées. Chaque couche a une énergie bien precise. Orbites circulaires stables: niveau d’énergie. Un électron ne peut être que sur un orbite: on parle alors du niveau d’energie de l’electron. Si l’électron est soumis a une énergie, l’électron absorbe cette énergie et change de couche electronique(en fonction de l’énergie apporté). Cette situation est instable et le besoin de stabilité l’amène a perdre cette énergie pour se rapprocher du noyau. L’energie absorbée va donc être libéré sous forme d’energie lumineuse (photons)pour se rapprocher du noyau--> être plus stable. L’emission de photons n’est pas dans le domaine du visible. La matière chercher toujours à être la plus stable possible,donc la moins énergétique. Photon: particule sans masse transportant l’energie lumineuse visible ou non En 1905, Einstein avance l’hypothese que la lumière peut être considérés comme un flux de particules élémentaires appelées quanta ou photons(théorie d’une lumière corpusculaire) Théorie des quanta : l’énergie est échangée par petite quantité. Quantum: quantité minimal d’energie. Rayonnement: flux des particules,les photons,d’1 quantum d’energie chacun. Énergie lumineuse transporté par les photons : E = h.v (en joule). h = la constante de Planck= 6,626.10**-34 J.s. v = fréquence du rayonnement, caractéristique de la matière. Commented : Lambda = c.v. La célérité(c) est la vitesse d’un point au sommet d’une onde. C = 3.10**8 m.s-1. Calculer en eV l’energie Euv d’un photon de radiation ultraviolette de longueur d’onde = 300 nm. E uv: h.c/lambda: 6.625.10**-34 x 3.1**8 /300.10**-9= 6,625.10**-19 J et donc 4,14 eV. Calculer la longueur d’onde associée a un photon d’energie E = 2,25 eV. Quelle est la couleur de la radiation ? (A faire) E: 3,6.10**-19 J. E= h.c/lambda donc lambda = h.c/E: 5.51.10**- 7 m : 551 nm( radiation de couleur verte) Niveau d’énergie: n (nombre quantique principal: valeur entière et positive) Il existe jusque 7 couches électroniques autour d’un atome(n différent). Ces niveaux d’energies ne sont pas le meme que pour chaque ions ou atome. L’énergie de n=1 de l’helium n’est pas égale a l’energie de n=1 du plomb. C'est pour ca que l’on peut distinguer les atomes les un des autres (rayonnements différents --> énergies différentes) Spectroscopie atomique (identifier les éléments en fonction de la couleur aux spectres UV). Le modèle de Bohr permet d’expliquer pour un atome: - échange d’energie et de matière - Et emission et absorption de longueurs d’onde. Connaissance types à maîtriser: - énergie d’ionisation - Être stable c’est ? - L’energie échangée c’est ? La configuration électronique : construire une molécule. 7 couches(dans l’ordre croissant : K;L;M;N;O;P;Q) Couches composées de plusieurs sous-couches(l) Les électrons d’une même couche peuvent se situer sur des sous couches différentes. L= 0, souche couche s L= 1, souche couche p L= 2, souche couche d L= 3, souche couche f La position d’un electron est désigné en fonction de sa couche et sous couche(n=2, l=0 : 2s) Le nombre sous couches est compris entre 0 et n-1(ex: pour n=4 on aurai l=0; l=1; l= 2; l= 3). Sur une sous couche donné les électrons sont répartis en case cantique. Elles correspondent a un nombre quantique m et n’ont pas de numérotation particulière. Son nbr varie en fonction de la sous couche. Le nbr de case quantique est compris entre -l et +l (Ex: pour l=1 on en aura 3 : m=-1,m=0,m=1) Nombre quantique spinal(s) qui prend la valeur +1/2 ou -1/2. La case quantique peut en comprendre 2(1négatif et 1 positif) ,l et m dependent de n. Le nbr quantique spinal ne peut prendre que 2 valeurs donc au maximum 2 e- dans la même case quantique. Dans la pratique Principe d’Aufbau; principe d’exclusion de Pauli; règle de hund Règle de Klechkowski Les e- se placent du niveau le - énergétique au niveau le + énergétique. C'est a dire: - le niveau le moins énergétique est n=1 - Le remplissage se fait couche par couche - Les cases quantiques se représentent comme des cases - Les spins se représentent comme des demi flèches Remplissage des cases quantiques: règle de Hund Les e- se placent d’abord a raison de 1 par case Ils ne s'apparente en doublets que s’ils sont plus nombreux que les cases. 1 électron seul dans une case: célibataire ou impair 2 électrons sont appariés, ils constituent une paire ou un doublet. Carbone: 2 doublets, 2 célibataires Oxygène: 3 doublets,2 célibataires Principe d’exclusion de Pauli : dans un atome, il n’y a qu'un seul électron décrit par un même ensemble de valeurs données aux 4 nombres quantiques. Quand Z est strictement inférieur a 18. Si supérieur a 18 il existe des inversions. Exemple: 3s,3p,4s,3d. Regle du niveau énergétique de Klechkowski. Ordre des flèches On a donc: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d,... Les orbitales sont remplies de sorte que n+1 soit croissant En cas d’egalite, la sous couche ayant le plus petit n est remplie en premier. À connaître: méthode de determination Configuration ---> tableau périodique(voir diapo). Exceptions: parmi les métaux de transitions (Cr,Cu,Mo,Pd,Ag,Au,La,Ce et Gd). Pour répondre aux conditions de stabilité. Exception du carbone: explication simple : il lui manque 4 e- sur sa couche de valence. --> 4 liaison pour partager 4e- Avec l’H par exemple --> CH4 Hybridation des sous couche pour donner sp3. Ensuite mise en commun des configurations électronique avec 4 hydrogène --> (molécule de CH4). 4e cours: Commented : Les liaisons: Pourquoi les molécules se créent elles--> pour que chaque atome soit stable(structure de gaz noble-> 8 a 2 électrons). La mise en commun d’électrons va le permettre. Liaison covalente ou par électrons partagé: mise en commun des électrons de la couche de valence pour former un doublet électronique = liaison forte. Liaison assurée par 2 electrons qui attirent en meme temps les 2 noyaux et les maintiennent unis. Necessité de prendre en compte la configuration électronique. Modèle de Lewis: représentation simplifiée de la configuration électronique de l’atome : électrons célibataire= points. Doublet électronique =trait. Schema de la covalence: chacun des 2 atomes fournit un des e- de sa couche externe. Ces 2 e- s’apparient pour constituer le doublet commun aux 2 atomes. Les doublets assurant des liaisons sont les doublets liants et ceux qui n'assurent pas de liaison sont les doublets non-liants ou libres. Les différentes liaisons: Liaison covalente normales parfaites(CNP). Liaison normal (ex: dihydrogène:H-H entre des éléments qui ont la même électronégativité). Électronégativité: Les liaisons covalente normales polarisées: la différence d’électronégativité est suffisante pour produire une repartition non-symétrique de la paire liante entre H et Cl. Cl attire les e- responsables de la liaison chimique: polarisation liaison. Polarisation de la liaison si la différence d’électronegativité est comprise entre 0,5 et 1,5. Nuage électronique de Cl plus grand que celui de H. Les électrons se rapprochent + de Cl. Formation d’une tendance negative sur Cl(delta-) et d'une tendance égale et opposée(delta+) sur H. Delta(+ ou -)= charge partielle. Liaisons ioniques: quand différence d’électronégativité >2: ionisation. Une liaison ionique résulte d’une attraction entre ions formés par transfert d’électrons entres atomes d’électronégativité très différente(>2). Ça donne par exemple Na+ Cl- Schéma de coordinance--> formation d’un adduit. L'un des 2 atomes fournit un doublet de sa couche externe. L’autres recoit le doublet dans une case quantique vide. Exercice: trifluorure de bore --> nitrure d’hydrogène (ammoniaque). Oxygène(Z=8):1s2,2s2,2p4. Liaison Pi et sigma. La liaison sigma c'est la liaison de base entre les éléments. La liaison Pi est une liaison secondaire. Les électrons de la couche valence jouent le rôle principal--> ils forment les liaisons La configuration électronique caractérise la couche de valence et donne: - le nombre de doublets - Le nombre de case vides - Et le nombres d’electrons célibataires. Liaison covalente=liaison forte. --> force d’un liaison--> existence d’une énergie de liaison(stabilité): - La molécule constitue un état plus stable que les atomes séparés - L’energie de liaison (f) rayon atomique,électrons sigma,multiplicité des liaisons,electronegativité des elements, polarité de la molécule,encombrement stérique,... - Briser une liaison nécessite de fournir de l’énergie et former une liaison libère de l’energie. Plus un élément est électronégatif plus il faudra d’énergie pour briser une liaison avec un autre element(ex:H-F). Plus on est proche du noyau plus il faut d’energie pour briser une liaison. La liaison est d’autant plus forte que la multiplicité est grande Les molécules et leurs propriétés. A- les propriétés spécifiques de la matière Apparition des propriétés a l’echelle moleculaire ou plus(pas moins) Propriétés: magnétique et électrique. Dans un atome on a, des barycentres charges+(noyau) et des barycentres charges-(nuage électronique) qui sont confondus. Rarement le cas dans une molécule. Dans une molecule diatomique dissymétrique, la difference d’électronégativité cree une polarisation 2 poles dans la molecule: dipole. Dipôle: système formée de 2 charges égales mais de signe oppose,séparées par une distance d(en mètres) Un dipole est caractérisé par son moment dipolaire: nu Nu en coulomb.metre ou en Debye. Nu: q x d avec q: charge partielle(C) et d: distance entre les 2 poles en mètre. Ordre de grandeur: 10**-29 C.m Habituellement, transformation en Debeye(D): 3.33.10**-30 C.m. B- les interactions de faibles énergies. Les molécules,surtout dans les gaz,sont orientées au hasard mais si elles sont polaires: l’existence des charges partielles crée des forces d’attraction électrostatique: force intermoléculaire. Organisation qui augmente la capacité électrique. FIM: - force de Van der Waals - « Liaisons » hydrogènes Sauf precision, s'adresse aux liquides et aux solides(considérés comme pur),les gaz sont rarement concernées. Forces de Van der Waals: interaction électrique de faible intensité qui s’exerce entre les molécules présentant un moment dipolaire. Il s’exerce une force électrique globalement attractive entre les poles de signes opposées des différentes molécules. Elles sont a l’origine de la cohésion des solides moléculaires. Les interactions attractives imposent une place fixe a chaque molécules. A l’état liquide, elles maintiennent les molécules polarisées en contact mais plus assez(l’agitation thermique est trop forte) pour imposer une place fixe un molécules. Les différentes forces: Keesom,Debye ou London - Force de keesom ou FIM dipôle-dipôle: il existe entre molécules polaires, des forces d’attraction électrostatique, le pole positif de l’un attirant le pôle négatif de l’autre. - Force de Debye:une molécule polaire perturbe le nuage électrique des molécules non polaires. Il se crée alors une polarisation induite, qui disparaît quand les molecules s’eloigent. - Forces de London ou de dispersion: FMI les plus faibles, elles résultent d’une perturbation temporaire de la distribution du nuage électronique, induisant la formation de dipoles au sein des molécules voisines. Ce sont des forces entre dipoles induits. Seules FIM des gaz rares ou des molecules apolaires. Cette force dépend de la taille des atomes(molécules ou ions en jeu). Les liaisons hydrogènes: Type special de FIM dipôle-dipoles Survient quand une substance pure contient un atome H lié avec soit F(HF),O(H2O),N(NH3). Ces substances sont très polaires, l'attraction qu'elles induisent est forte. C- VSEPR model(valence shell electronic pairs repulsion) Une molécule adopte la géométrie qui rend son énergie totale minimum. --> les paires d’électrons de la couche de valence adoptent une position qui rend leur répulsion minimale. Lien YouTube a regarder(organisation tridimensionnelle des atomes d’une molécule et angles entre celle ci). Plus le FIM sont fortes, plus les molecules sont attirées les unes par les autres. Quand les molecules sont fortement attirées, leur point d’ébullition et de fusion augmentent(en CNTP= condition normal de température et de pression). Il faut plus d’énergie pour séparer(vaporiser) les molécules entre lesquelles s’exercent des FIM fortes. Ex: acétone(force de Keesom)+ volatile que l’eau(liaison hydrogène). Effet inductif: un atome exerçant un effet inductif conduit a une propagation de la polarisation transmise à plusieurs liaisons. Se transmet de proche en proche en s'atténuant. Etat de la matière- État gazeux : - molécules très éloignées les unes des autres, - Se déplacent continuellement, parcourent de grandes distance avant d’entrer en collision avec un autre --> état non-condensé et totalement désordonné Un gaz: pas de volume propre, occupe tout l'espace disponible. État liquide: - molécules en contact - Mouvement limités mais agitation moléculaire. -->Etat condensé et désordonné volume propre(incompressible) mais pas de forme propre. État solide: - molécules non libres - Mouvement = oscillation autour de leur position d’equilibre. - -> etat condensé et ordonné: etat cristallin Ou condensé et désordonnée: etat amorphe Volume et forme propre. Changement d’état: a voir A) Etat gazeux: Théorie cinétique des gaz(3 mouvements: translation,vibration,rotation). 1. Les molécules de gaz sont petites(plus c'est gros plus c’est liquide et volatile)--> le volume occupé par les molécules de gaz est considéré comme négligeables. 2. Les particules sont très éloignées les unes des autres et très petites--> elles n'exercent pas de force les unes sur les autres. 3. Les molécules de gaz sont en mouvement constant--> crée la pression(une force par rapport a une surface): pression atmosphérique(masse de l’atmosphere/surface terrestre): c'est la pression qu’exerce le mélange gazeux constituant l’atmosphere considérée sur une surface quelconque au contact avec cette atmosphere(1,013.10**5 Pa). Épaisseur de l’atmosphere: 12 km, donc en montagne,on a une pression atmosphérique qui est moins élevée. 4. L’énergie cinétique des gaz est directement proportionnelle a la température. = propriétés moléculaires des gaz. Lois du gaz parfait Un gaz est: Expansible(occupe la totalité du volume) et compressible(compression non spontanée contrairement a l’expansion). Variables d’état(qui ne dépendent pas du temps) d’un échantillon de matière à l’etat gazeux: - quantité de matière - Volume - Pression - Et température Toute ces variables sont non indépendantes. Équation du gaz parfait: PV=nRT. Avec pression en Pa, volume Commented : en m**3, R constante des gaz parfait(8,3144621J.mol-1.K-1), nombres de mol en mol, Température en kelvin(K). --> le volume occupé par un gaz depend du nombre de moles pas de sa nature. --> 2 volumes égaux de gaz différents, dans les mêmes CTP, contiennent le même nombre de moles(Loi d’Avogadro). Le volume occupé par une mole de gaz dans des CNTP est de 0,022414 m**3(ou 22,414 L.mol-1): volume molaire gazeux normal(d’un gaz parfait). Volume d’un gaz n’existe pas ≠ volume occupé par un gaz. Relation entre pression et volume: Plus la pression augmente, plus le volume est petit. Loi de Boyle-Mariotte; ici n et T sont fixes, donc PV=constante. Commented : Traçage de courbes isothermes. Relation pression- température: Loi de Gay-Lussac Commented : A volume constant, si sa temperature augmente la pression d’un gaz augmente.(ex inverse: une bouteilled’eau dans le réfregirateur se rétracte).si T augmente et V constant alors P augmente linéairement. Relation volume-température: Loi de Charles Commented : A une pression donnée, si un gaz est chauffé, son volume augmente. Comme tous les corps, un gaz se dilate qd T°C augmente. Si P= constante, V varie linéairement en f(T). Gaz réels: volume molaire normal: pas exactement 22.414L. Et leurs équations est: (P+a/V**2)(V-b)= RT. Avec a et b termes constants(caractéristique de chaque gaz). B) Etat liquide. État où les molécules se touchent Cela implique: - une quantité de matière occupe un volume plus petit à l’etat liquide que gazeux. - Incompressible: il transmet la pression--> base de tous les systèmes hydrauliques. - Les molécules ne parcourent plus de longues distance mais se touchent. --> qu’est devenue l’énergie cinétique. Ce n’est pas parce qu’il n’y a plus de sistance, qu'il n’y a plus de mouvement. Molécules soumise a une agitation thermique. --> Un matériau peut stocker de la chaleur -->Tout ce qui est > à la température du zero absolu(-273,15°C) stocke la chaleur sus la forme d’agitation moléculaire. Agitation des molécules d’eau: mouvement brownien. La preuve de ce mouvement est la diffusion(ex du thé). L’energie cinétique devient de l’energie themique. - FIM importantes 4 caractéristique des liquides: la tension superficielle, la capillarité, la viscosité,la pression de vapeur. * La tension superficielle est une force, existant a la surface d’un liquide. Elle est due à l’attraction entre les molécules qui s’opposent a la rupture de la surface. Elle s'oppose à toute déformation qui tendrait a la déformer. La tension interfaciale est la force nécessaire pour rompre la surface entre 2 liquides immiscibles. - Les molécules polaires sont attirées entre elles par les énergies faibles(liaisons hydrogènes). Molécules de surface--> FIMs uniquement avec les molécules de l’intérieur,molécules de « l’intérieur »--> résultante des FIMs nulle. Les forces d’attractions plus fortes vers l’interieur(forme de goutte). La forme sphérique est celle qui offre la moins de surface. La tension superficielle aura pour conséquence de minimiser la surface en contact avec l’extérieur(forme de sphère). - FIMs non nulle: énergie faible existante. A l’interface est donc associée une certaine énergie par unité de surface: N.m-1, equivalent aux J.m-2. Symbole gamma(y). - Le tension superficielle est un exemple de cohésion, dépendant de la nature des particules. Force de cohésion: qui s’exerce entre des molécules semblables; force d’adhésion:  qui s’exerce entre des molécules dissemblables(équilibre entre les forces de cohesion et d’adhérence). * La capillarité est un phénomène d’interaction a l’interface entre 2 liquides non miscibles, entre un liquide et l’air ou entre un liquide et une surface. Elle est due aux forces de tension superficielle entre les différentes phases en présence. La capillarité est une propriété pour laquelle les forces d’adhésion sont > aux forces de cohésion. Bcp de O et OH--> + de liaison H entre H2O et support qu’entre les molécules d’eau. La capillarité est limitée par la gravité. Elle se produit entre 2 liquides non miscibles, un liquide et l’air, un liquide et une surface. * La viscosité est la résistance à l’écoulement due à la difficulté a se déplacer les unes par rapport aux autres--> friction des molécules. 2 facteurs en lien avec la substance(viscosité forte/faible: les FIMs et la taille/complexité des molécules. Elle se mesure en Pa.s. Elle dépend de la température, il faut donc apporter de l’énergie thermique pour agiter les molécules et donc rendre le liquide moins visqueux. De liquide a gazeux: vaporisation ? Apport d’energie thermique a la matière = chaleur(≠température). Un chauffage apporte de la chaleur (énergie thermique) qui augmente la température(énergie cinétique). Graphique cours(chaleur d’echauffement; chaleur latente de vaporisation= mélange eau-vapeur (T° d’ebullition); chaleur de surchauffe). Chaleur latente de vaporisation en kJ.mol-1 est l’enrgie nécessaire pour vaporiser une mole de liquide, a une T° donnée. Énergie pour vaincre les forces de cohésion: état condensé à état décondensé(liquide a gaz). * La pression de vapeur d’un liquide c'est la pression exercée par les molécules de gaz au dessus du liquide. Plus la pression de vapeur est forte, plus le liquide est volatil. Quand les échanges liquides gaz sont équivalents on a la pression de vapeur saturante(a une certaine pression). Evaporation: plus liquide en gaz, que de gaz en liquide. Départ des molécules les plus énergétiques. Rapidité en fonction de 3 facteurs: l'agitation de l’air, la surface du liquide et l'apport de chaleur. Relation deClausius clapeyron: la pression de vapeur dépend de la température. Dans un systeme non clos, la liberation de vapeur influe pas sur la pression du « compartiment » gaz(Patm). La pression de vapeur n'est jamais superieur a la pression atmosphérique dans ces conditions(systèmes non clos). Jamais la pression de vapeur saturante ne sera atteinte. Le nombre de molécules passant du liquide vers le gaz est toujours superieur au phénomène inverse: le liquide s'évapore. État solide: - possède une forme propre(déformation ssi travail conséquent). - Les FMI y sont les plus importantes, les arrangements particuliers aussi. L'énergie cinétique des particules y sont plus faible. - En plus des propriétés physiques,elle possèdent des propriétés mécaniques:dureté(qui résiste a l’usure),ténacité(qui résiste a la rupture),malléabilité(métaux peuvent être allongé par écrasement),ductilité(deformation plastique sans se rompre) Solidification: passage d'un etat désordonné du liquide a un etat ordonné. Comme pour liquide/gaz le changement d’etat s'effectue a une T° constante:Tf. T° d'équilibre entre solideet liquide. Elle depend de la pressions mais moins que le point d'ébullition. La T° ne descend en dessous de Tf que si la solidification est totale. Pour la fusion, de la chaleur est fournie a la matière à l'état solide sans que la T° augmente: chaleur latente de fusion,en kJ.mol(même signification que Lv(chaleur latente de vaporisation). Pour la solidification, le systeme est exothermique. Un liquide peut se refroidir en dessous de son point de congélation:la surfusion(surtout s’il est visqueux). C'est un état instable qui conduit a la formation d’un solide amorphe (désorganisée). Ça arrive quand on refroidit un liquide trop vite. Solide plus diversifié que les liquides et gaz. Pas 1 mais plusieurs état solides. Différents en fonction de leur structure(amorphe ou cristallin) et de leurs constitution. Solides cristallins: les plus nombreux, ils sont constitués de réseaux ordonnés réguliers de composants maintenus ensemble par FIM uniformes. Régulières: entités constitutives formant des assemblages tres organisés: les cristaux. Gaz parfait: désordre parfait; solide parfait: ordre parfait. Structure périodique(répétitive) des cristaux: formée par la répétition, dans les 3 dimensions d'une cellule de base: la maille. (Géométrie de la maille peut différer: solides différents). Maille la plus simple est cubique(8 particules aux sommets dun cube)ex: NaCl(cristaux de sel). Structure des cristaux jouer un role dans la déviation de la lumière. Anisotropie: les propriétés physiques des cristaux ne sont pas les mêmes selon la direction considérée de la forme du cristal. Cristaux caractérisés par 2 ou 3 indices de réfraction. Phénomène de biréfringence. 1 rayon lumineux divisé en 2 rayons: ordinaire et extraordinaire. Ils diffèrent aussi en fonction de leur constitution: solide moléculaire(cristal formé de molecules juxtaposées selon un arrangement géométrique determiné. Cohésions des cristaux assurés par les forces de Van der Waals),atomique ou covalent(solide formé d'atomes tous liés entre eux par un réseau deliaisons covalente étendues a la totalité du cristal),ionique(exemple: NaCl),métallique((force de liaison spéciale: liaisons métalliques. Ce type de liaion forte est responsable dun point de fusion élevé),cristaux liquides(solide amorphe qui bouge). Ccl:graphique poly. Le profil énergétique d’une réaction. Stœchiométrie: ça mesure les proportions quantitatives ou les rapports de masse dans lesquelles les elements sont chimiquement impliquées. Les lois pondérales: Loi de Proust ou des proportions définies; loi de dalton ou des proportions multiplies. Loi de Proust: lorsque des corps simples s'unissent pour former un corps composé défini, le rapport entre les masses de chaque réactif qui ont été consommées dans la réaction chimique est constant. Loi de Dalton: lorsque deux corps sigles peuvent former plusieurs omposés, les masses de lun des constituants s'unissant à l'autre sont toujours dans des rapports de nombres entiers. La loi de Lavoisier: principe de conservation. - les atomes de chaque sorte se conservent au cours dune réaction chimique, mais sont liés différement entre eux. - Toujours vérifier que le principe de conservation est vérifié. Differents types de reactions: moléculaire, ionique, acide/base, oxydo/réduction. Une reaction ne conserve pas: la nature des molecules, le nombre des molécules, le volume du systeme. Pourcentage massique: ex--> H2SO4 a 37,5% en masse(37,5 g dans 62,5g d’H2O) Pourcentage volumique: alcoolémie fixé a 0,5%: O,5 mL dans 100 mLl de sang. Pourcentage masse/volume: solution intraveineuse de NaCL. Molarité: C= n/V. Molalité: m= msoluté/msolvant. Fraction molaire: Xi= Xn/Xt. Pourcentage molaire= Xi.par 100%. 1- Vitesse de réaction: variation de la concentration de produit par unité de temps ou la diminution de la concentration d’un réactif par unité de temps. Réaction: aA+bB --> cC+dD La vitesse est caractérisé par Vm et Vi. Vm = n2-n1/t2-t1. Vi(en mol/L/s) = lim delta T-->0. Graphiquement: detérminée a l’aide de la tangente a une courbe de la concentration en fonctions du temps, au point correspondant a cet instant. ` Vitesse en mol/L/s car c'est une variation de la quantité de matière d’un produit(donc de sa concentration) en fonction du temps. 2- Loi de la vitesse Réaction élémentaire: les réactifs réagissente simultanément pour donner directement les produits sans former d'espèces intermédiaires. Si formation d’intermédiaires= réaction complexe. Ajout de catalyseur peut amener des espèces intermédiaires. Réaction élémentaire: la vitesse de réaction depend donc de la probabilité de rencontre des réactifs donc de la fréquence des chocs. Fréquence est proportionnelle a leur concentration. Équation exprimant la vitesse d’une réaction chimique en fonction des concentrations de réactifs. Loi de vitesse= k{A}**m{B}**n K: constante de vitesse, spécifique a chaque réaction. M et n: ordres de réaction. Pour une réaction élémentaire, l’ordre de la réaction est égal a sa molécularité. Molécularité: nombre d’entités chimiques qui entrent simultanément en contact lors dune réaction élémentaire. Elle peut être égale a 1,2 ou 3(supposition pas encore de preuve). Réaction d’ordre1(monomoléculaire) Pour une réaction élémentaire: A+A-->A2 La loi de vitesse prendrait la forme: v= -d{A}/dt= k.{A} La concentration de réactifs diminue au cours du temps donc la vitesse de la réaction doit diminuer(si la réaction est équilibrée). Graphique diminution des réactifs.(t1/2: reporter pour faire la courbe, asymptote,...). Spécifique des réactions élémentaires d’ordre 1. On a une fonction exponentielle, pour la mettre en linéaire on utilise sa réciproque: le logarithme néperien. Équation: ln{A}= ln{A0}-kt. k est la vitesse d’une réaction d’ordre 1 a la dimension de l’inverse du temps: s-1, min-1. Le temps de demi réaction(t1/2) c'est le temps nécessaire a la consommation de la moitié des réactifs A. Cette droite est caractérisée par la fait que la concentration de A est toujours diviser par le même facteur. Comme ln{A0}/{A}= kt. t1/2= ln2/k. Il est indépendant de {A} et ne dépend que de k. Exercice. Carbone 14: taux d'émission a la mort: 2,5 particules/min/g T1/2: 5720 ans. Un échantillon prélevé émét 8,44 particules/min/g de carbone. Connaissance: t1/2: ln2/k; ln{A0}-ln{A}= kt. A refaire. Réaction d’ordre 2(bimoléculaire). Pour une réaction élémentaire: A+B--> C La loi de vitesse prend la forme: v= -d{A}/dt= k.{A}.{B}. La concentration de A varie suivant: {A}= {AO}/(1+kt{AO}) K est la constante de vitesse dune réaction d’ordre 2 et s'exprime en unité de volume par mole et par unité de temps. (Ex: L/mol/s) Le t1/2 n'est pas constant. Facteurs influents Élévation de la T°: - augmentation de l'energie cinétique moyenne: collision plus fréquente. - Augmentation de la fraction des molécules ayant une énérgie cinétique suffisante pour collision efficace: % collisions efficaces plus élevé. Équation d’Arrhenius: permet de décrire la variation de la vitesse d'une réaction chimique en fonction de la T°. La miscibilité des réactifs et ce qui influe le contact des réactifs. Les catalyseurs Il n’y a pas de reaction a distance. Profil énergétique des réactions: La réaction chimique s'accompagne d’effet thermiques: exo ou endo. Ces effets viennent des modifications des associations moléculaires. L'énergie apporté dans une réaction n’est ni constante ni linéaire= profil énergétique. Energie potentielle du systeme en réaction: somme des énergies liés a la structure moléculaire et a la nature des liaisons. Pour passer de l'état initial à l'état final, le systeme doit passer une barrière énergétique(maximum d’energie). L'énergie d'activation: énergie supplémentaire que doit acquérir le système en plus de son énergie initiale. 2 sources de l'énergie d'activation: de l’énergie cinétique et de la rupture des liaisons. Enthalpie: energie échangé avec l'extérieur au cours de la réaction(ex: negative;endo:positif). Catalyse et activation photochimique. Les catalyseurs agissent sur la concentration ou la T°. Il fonctionne en permettant un mécanisme alternatif mettant en jeu différents états de transition et des énergies d'activation plus basses. Il baisse l'energie d’activation d’une réaction. Modifie pas les conditions thermodynamiques de la reaction; modifie les conditions cinétiques; est utilisé en qté beaucoup plus faible que les réactif,... Différent types de catalyseurs(homogène, hétérogène et enzymatique). ------------------------------------------------------------------------------------- Séances d’exercices: Qu’est ce que le nombre d’Avogadro? C'est le nombre de molécules,atomes,ions,... présentes dans une mole. Valeur: 6,022x10**23 mol-1. 1. Si n=1l’électron est dans une sous couche d? Faux,sous couche p. 2. Si n= 4 l'électron est dans la couche O? Faux, couche N 3. Si n=2 la sous couche correspondante peut recevoir au plus 6 éléctrons? Faux car 5 case quantiques(10 éléctrons). 4. Si 2 constituant de la matière on la même configuration éléctronique, il s'agit forcément du meme élément? Faux. 5. Si 2 constituant on des configurations différentes, sont ils forcément des éléments différents ? Faux(un atome et son ion sont le même élément mais n'ont pas les mêmes configurations. A) Quelle est la masse de 4,20*10**25 molécules d’eau? (4,20*10**25/6,022*10*23)*M(18) = 69,74*18=1255 g. B) moles d’atomes dans 0,0532 mol de sulfate? Quelle est la masse de 1,76*10**22 molécules de sucre(C12H22O11)?.m =n*M =0,029* 342: 9,99 g. La nicotine: 74,07% de carbone, hydrogène(8,64%) et azote: 17,29%. M= 162 g.mol. Quelle est la formule moléculaire de la nicotine? 120 g de C; 28g de N; 14g de H. Or la M moléculaire est la somme des masses atomiques. Carbone: 10; Hydrogène: 14; N: 2. Formule moléculaire de la nicotine: C10H14N2. Question 14 Indium masse atomique de 114,82 u avec la resultante de 2 isotopes avec un isotope de masse 112,9043, l’autre est le 115 In. Faire question 15. Question 16 1. Que se passe t-il si on applique une energie de 1 eV ? Il se passe rien car il ne peut passer a la couche la plus énergétique(n=2) 2. Si on applique une energie de 10,2 eV? Passage a la couche énergétique n=2. Absorption de l’energie. Instabilité il finira par relarguer l’energie sous forme de photon 3. Si on applique 13,6eV? On se retrouve en dehors du nuage électronique donc ionisation. 4. Quelle est la fréquence et la longueur d'onde en nm capable d’ioniser l’atome d’hydrogène ? E: h*v. Donc v =E/h=  13,6*1,6*10**-19/6,63*10**-34= 2,176*10**-18/h= 3,29*10**15/s. Lambda = c/v--> 3,10**8/ 3,29*10**15 = 9,1*10**-8 m= 91nm. Question 19 ------------------------------------------------------------------------------------- Équation des gaz parfait: PV = nRT. P en pascal(1 atm= 1,013.10**5 Pa,1 bar= 10**5 Pa), V en m**3(1000 L), n en mol, T en kelvin(C°+273,15), R(8,31) en J/mol/K. Question 20 Calculer la pression(en Pa et en atm) d’un gaz , lorsque 2 moles de celui-ci occupent un volume de 25L a une T° de 25°C P= nRT/V-->2.8,31.298,15/25.10**-3= 198 305, 53 Pa =1,96 atm. Question 21 Quel est le nombre de moles de Cl2 qui occupe un volume de 27,7 L a une T° de 43°C et sous une pression P= 110kPa?.n= PV/RT--> 1,16 mol. Question 24 A) n= PV/RT--> 2,1.10**-5.30.10**-3/8,31.(20+273,15)= 2,58 mol. B) T= PV/nR= 2,3.10**5. 30.10**-3/2,58.8,314= 320,43°K--> 47,28°C. Question 25 A) n1: P1V1/RT: 2,0.10**5. 2.10**-3/8,31.(27+273,15)= 0,16 mol ;n2: 1.10**5.5.10**-3/8,31.(27+273,15)=0,2 mol B) 7 L= 7.10**-3 m**3 C) Pt= nt.RT/Vt = 0,36.8,31.(27+273,15)/7.10**-3= 1,28.10**5 Pa. Question 26. A) 0,041 mol B) Si le volume du récipient augmente a 2L, la qté de matière va doubler. C) P: nRT/V. Pi/Ti= Pf/Tf. Pf= Pi.Tf/Ti = 96 384 Pa. Question 27. Volume pour 1,2 atm? PV= nRT= constante= 2040= P2V2--> V2= 2040/1,2= 1700 L. Utilisable 1680L. 210 ballons.