Chimie Générale - Cours 1re Bachelier Chimie (PDF)

Haute-École Robert Schumann Enseignement supérieur du réseau officiel de la Fédération Wallonie- Bruxelles Département des sciences et technologies - Arlon Chimie générale Partie 1 - atomes et molécules Cours destiné aux étudiants de 1èr...

Haute-École Robert Schumann Enseignement supérieur du réseau officiel de la Fédération Wallonie- Bruxelles Département des sciences et technologies - Arlon Chimie générale Partie 1 - atomes et molécules Cours destiné aux étudiants de 1ère Bachelier Chimie (1 BCH) Olivier LENTZEN  Présentation du cours Coordonnées du professeur LENTZEN Olivier  [email protected] È 0472/28 21 48 Organisation du cours ü La première partie du cours de chimie générale comporte 48 heures, soit une moyenne de 4 heures par semaine. ü Les séances de cours comprennent de la théorie et des séances d’exercices. ü Le cours sera illustré par différentes manipulations qui font l’objet du cours de laboratoire. Matériel utilisé ü Le syllabus du cours ü De quoi prendre note. ü Une calculatrice scientifique simple Présence en classe ü La présence au cours n'est pas à proprement parler obligatoire. Elle est toutefois vivement recommandée (et souhaitée) dans l'optique de la réussite de votre année. Évaluation du cours de chimie générale ü En cours de semestre, vos connaissances seront évaluées lors d’interrogations coïncidant avec la fin de certains chapitres clés. En cas de réussite, ces interrogations permettront d’obtenir des dispenses (14/20 ou 12/20) et elles pourront compter pour jusqu'à 40 % de la note finale du cours. ü Un examen écrit portant sur la théorie et sur la matière qui n’a pas fait l’objet d’interrogation est organisé en janvier. Cet examen correspond à 100 % de la note finale pour les étudiants n'ayant obtenu aucune dispense et pour jusqu'à 60% pour les étudiants ayant obtenu toutes les dispenses. ü Les dispenses acquises en cours d’année ne sont pas reportables en cas de seconde session. Bibliographie ü "Chimie Générale" McQuarrie et Rock chez DeBoeck Université. ü "Cours de chimie physique" Paul Arnaud chez Dunod. ü "Chimie" Mahan, L'écuyer et Lefrancois chez Editions du renouveau pédagogique.  Coordonnées de l’étudiant ü Nom : ü Prénom : ü Date de naissance : ü Téléphone : ü Adresse mail : ü Parcours scolaire secondaire (nb d’heure des différentes sciences, de math et de labo) : ü Parcours scolaire supérieur éventuel : ü Problème de santé éventuel :  Table des matières Chapitre 1 - Introduction générale 1 I. Qu’est-ce que la chimie ? 1 II. La chimie dans notre univers quotidien 2 III. Les côtés sombres de la chimie 2 Chapitre 2 - Mesures et unités 6 I. La notation scientifique 6 II. Les chiffres significatifs 6 III. Les unités du système international 7 IV. Applications 9 Chapitre 3 - Structure de la matière 10 I. Atomes et molécules 10 II. Les échantillons de matière 11 III. Quelques informations sur les mélanges 12 Chapitre 4 - Les premiers modèles atomiques 13 I. Le modèle atomique de Dalton 13 II. Le modèle atomique de Thomson 14 III. Le modèle atomique de Rutherford 16 IV. Nombre atomique et nombre de masse 19 V. Applications 21 Chapitre 5 - Aspects quantitatifs 22 I. La masse atomique relative 22 II. La masse moléculaire relative 23 III. Le concept de mole 24 IV. La masse molaire 25 V. Le volume molaire 25 VI. Relations entre masse, nombre de moles et nombre d'entités 26 VII. Applications 28 Chapitre 6 - Phénomènes chimiques et concentration 29 I. Première approche d’un phénomène chimique 29 II. Équilibrer une réaction chimique 30 III. La notion de concentration 33 IV. Exemples numériques 35 V. Applications 38 Chapitre 7 - Fonctions chimiques et nomenclature 40 I. Les règles de nomenclature 40 II. Les différentes fonctions chimiques 44 III. Écrire une équation d’ionisation 48 IV. Établir une formule moléculaire 49 V. Les principales réactions chimiques 50 VI. Applications 52 Chapitre 8 - Stœchiométrie 56 I. Principes généraux 56 II. Exemples numériques 58 III. Applications 64 Chapitre 9 – L’électrolyse 68 I. Principe général 68 II. Substances recueillies aux électrodes 70 III. Applications 72 Chapitre 10 – Vers le modèle quantique de l’atome 74 I. Les rayonnements électromagnétiques 74 II. Insuffisances du modèle de Rutherford 76 III. Le modèle atomique de Bohr 78 IV. Le modèle quantique de l’atome 81 V. L’organisation électronique des atomes 87 VI. Les configurations électroniques 89 VII. Applications 90 Chapitre 11 - Le tableau périodique des éléments 92 I. Structure du tableau périodique 92 II. Analyse de quelques propriétés périodiques 94 III. Applications 99 Chapitre 12 - La liaison chimique 100 I. L’origine des liaisons chimiques 100 II. La théorie de la liaison chimique selon Lewis 101 III. La liaison ionique 102 IV. La liaison covalente normale 104 V. La liaison covalente dative 107 VI. Les limites de modèle de Lewis 108 VII. La liaison chimique dans le modèle quantique 112 VIII. Applications 117 Chapitre 13 - Géométrie moléculaire 118 I. Le modèle VSEPR ou modèle de Gillespie 118 II. Le cas des liaisons multiples 124 III. Applications 125 Chapitre 14 - L’hybridation des orbitales atomiques 126 I. L’hybridation sp 127 II. L’hybridation sp2 128 III. L’hybridation sp3 129 IV. L’hybridation sp3d 131 V. L’hybridation sp3d2 132 VI. Le cas des doubles liaisons 133 VII. Le cas des triples liaisons 134 VIII. Applications 135 Chapitre 15 - Propriétés électriques et interactions moléculaires 136 I. Les molécules polaires et non-polaires 136 II. Les interactions intermoléculaires 138 III. Applications 142  1 Chapitre 1 - Introduction générale I. Qu’est-ce que la chimie ? Avant d’entamer ce cours, il semble utile de se poser la question de savoir ce qu’est la chimie. La chimie présente de nombreuses facettes et chacun en possède sa propre image. En ce qui nous concerne, nous retiendrons la définition suivante : La chimie est la discipline scientifique qui s’intéresse à la constitution de la matière ainsi qu’à l’étude des propriétés des substances et à la manière dont celles-ci réagissent entre elles. La chimie est en réalité la juxtaposition de nombreux domaines ou spécialisations. C’est ainsi que l’on peut la subdiviser en un certain nombre de sous-disciplines comme par exemple : La chimie générale qui est l’étude de la nomenclature, des lois, de la théorie atomique et des applications de la thermodynamique à la chimie. Elle correspond aux bases théoriques de la chimie. La chimie organique qui est l’étude des composés du carbone (à l’exception du carbone lui-même, de ses oxydes, des carbonates et des cyanures). La biochimie qui est l’étude des substances présentes dans les êtres vivants et de leurs transformations. Autrement dit, la biochimie étudie la composition des êtres vivants et les réactions chimiques associées à la respiration, la nutrition, l’excrétion, la reproduction, etc... La chimie analytique qui est l’étude des méthodes qualitatives et quantitatives permettant de séparer et d’identifier les différentes substances présentes dans un échantillon de matière. La chimie physique qui est l’étude des bases physiques des systèmes chimiques et des procédés. On y trouve des disciplines importantes comme la thermodynamique chimique, la cinétique chimique et la spectroscopie. L’électrochimie qui s’intéresse aux effets du courant électrique sur les systèmes liquides (électrolyses, …) et aux possibilités de produire du courant électrique grâce aux phénomènes chimiques (piles et accumulateurs). La radiochimie (ou chimie nucléaire) qui s’intéresse aux éléments radioactifs et à leurs propriétés. Chimie Générale - Olivier Lentzen  2 II. La chimie dans notre univers quotidien Dans le monde actuel, la chimie est partout. Un minimum de connaissances en ce domaine est donc une nécessité incontournable pour tout citoyen responsable. S’il fallait convaincre celui qui serait ignorant d’emprise de la chimie dans notre vie quotidienne, vous trouverez ci-dessous une liste non exhaustive de quelques domaines dans lesquels la chimie joue un rôle déterminant. ü Eau et alimentation ü Médicaments et désinfectants ü Cosmétiques ü Détergents, lessives et colles ü Encres et papier ü Informatique et technologie ü Métallurgie ü Matériaux de construction ü Colorants, teintures et peintures ü Caoutchoucs et plastiques La chimie au quotidien ü Herbicides, insecticides, fongicides et engrais ü Poudres et explosifs ü Fourniture d’énergie ü … III. Les côtés sombres de la chimie La plupart des gens sont étonnés lorsque l’on esquisse, comme ci-dessus, l’incroyable présence de la chimie dans notre environnement quotidien. Par contre, le côté sombre de la chimie est perçu par tout le monde : ce sont les fumées d’usines, la pollution sous toutes ses formes, les déchets, les marées noires, … "Plus que de toute autre science, on donne de la chimie une image extraordinairement déformée. Je vois deux raisons à cette incompréhension quasi générale : la première tient à la spécificité d’un langage qui constitue un obstacle insurmontable à toute conversation normale pour qui n’a pas appris à parler "chimiste". La seconde est que la chimie ayant contribué pour une part décisive à fonder la société industrielle que nous vivons, elle en est désormais le symbole, dans ce qu’elle nous apporte de plus artificiel, de plus nauséabond et de plus sournoisement inhumain. Elle représente, par ses conséquences et ses menaces, la rançon détestée d’un confort qu’on aurait voulu plus facile à supporter. Incompréhensible et encombrante parente étrangère qui s’installe chez vous, sous prétexte qu’elle vous a jadis sauvé la vie." Jean JACQUES "Les confessions d’un chimiste ordinaire" Chimie Générale - Olivier Lentzen  3 Quelques accidents industriels marquants ü Le 10 juillet 1976 à Seveso près de Milan en Italie. Après une explosion au niveau d’un réacteur chimique produisant du chlorophénol dans une usine du groupe Hoffmann-La Roche, un nuage toxique de dioxine se propage au- dessus de la ville. Bilan : 193 personnes sont atteintes de lésions et des milliers d'animaux sont tués. Cet accident, a donné son nom à tous les sites de production classés à risques en Europe. ü Le 3 décembre 1984 à Bhopal en Inde. À l’origine de la catastrophe, une fuite accidentelle d'eau dans un réservoir de stockage de l'usine de pesticides d'Union Carbide. L’explosion qui a suivi a provoqué l'émission dans l'atmosphère de la ville de 40 tonnes d'isocyanate de méthyle. 3500 personnes trouvent la mort la nuit même de l’accident mais le bilan global fait état de 20000 morts. Cet évènement est considéré comme l’une des pires catastrophes industrielles de l’histoire. ü Le 21 septembre 2001 à Toulouse en France. Un stock de 350 tonnes de nitrate d'ammonium destiné à la production d’engrais explose à l'usine chimique AZF (filiale de Total Fina Elf). Bilan : 31 morts, 2500 blessés et 27000 logements d’habitation touchés. ü Le 4 aout 2020 à Beyrouth au Liban. Deux explosions se produisent dans un entrepôt du port de la ville contenant 2750 tonnes de nitrate d’ammonium. Bilan : 204 morts, plus de 6500 blessés et une part importante de la ville est dévastée. Chimie Générale - Olivier Lentzen  4 Quelques grandes marées noires ü Le 24 mars 1989 : l'Exxon Valdez (USA) s'échoue en Alaska dans la baie du prince William. Plus de 40000 tonnes d'hydrocarbures se déversent sur 1700 km de côtes. ü Le 12 décembre 1999 : naufrage de l'Erika. Le pétrolier affrété par Total se casse en deux à une cinquantaine de kilomètres de la pointe bretonne par 120 mètres de fond, répandant environ 20000 tonnes de fioul sur le littoral breton et vendéen. ü Le 19 novembre 2002 : le Prestige (Bahamas) se brise en deux et sombre au large de la Galice avec 70000 tonnes de fioul alors qu'il était remorqué en grande difficulté. ü Le 20 avril 2010 : la plate-forme pétrolière Deepwater Horizon louée par la compagnie pétrolière BP dans le golfe du Mexique à 70 km de la Louisiane explose en générant une marée noire estimée à 680000 tonnes de pétrole. Les accidents nucléaires de niveau 6 et 7 ü Le 29 septembre 1957, une explosion se produit dans une usine de retraitement de combustible nucléaire appelée Tcheliabinsk 40 en URSS. Le secret a été gardé pendant 30 ans, mais l’explosion a libéré des déchets radioactifs sur 15000 km2 et officiellement 200 personnes sont mortes de cancers à cause de l'exposition aux radiations. ü Le 28 mars 1979, à la centrale nucléaire de Three Miles Island en Pennsylvanie (USA), les pompes d’alimentation en eau tombent en panne, interrompant le refroidissement du circuit primaire et provoquent la fusion du cœur du réacteur. Malgré la gravité extrême de l’accident, l’enceinte de confinement étant restée intègre, le relâchement de produits radioactifs dans l’environnement est resté faible. Chimie Générale - Olivier Lentzen  5 ü Le 26 avril 1986, à Tchernobyl (Ukraine), une erreur humaine provoque 2 explosions successives dans le réacteur n°4 de la centrale nucléaire. Ces explosions provoquent la destruction partielle du cœur du réacteur et la projection dans l’atmosphère de 5 tonnes de combustible radioactif. Officiellement, 32 personnes sont mortes suite à cet accident, mais 4 millions de personnes ont été exposées au nuage radioactif. ü Le 11 mars 2011, un tremblement de terre d'une magnitude 9 survenu au large des côtes japonaises engendre un tsunami dont les vagues ont atteint une hauteur de 30 m. La centrale nucléaire de Fukushima a été touchée par les deux phénomènes naturels. Le séisme en lui-même a entraîné des dommages structurels dans la partie nucléaire des installations ainsi que le déclenchement des groupes électrogènes de secours. À la suite du tsunami, ces groupes électrogènes sont tombés en panne. Ces défaillances, couplées à plusieurs erreurs humaines, ont causé l'arrêt des systèmes de refroidissement des réacteurs 1, 2 et 3. Le défaut de refroidissement des réacteurs a induit la fusion partielle des cœurs de trois réacteurs ainsi que d'importants rejets radioactifs. Il est cependant intéressant de faire remarquer que si la chimie est jugée responsable de tous ces fléaux, c’est pourtant vers elle que l’on se tourne pour trouver des parades ou des solutions. Chimie Générale - Olivier Lentzen  6 Chapitre 2 – Mesures et unités I. La notation scientifique Un scientifique est très souvent confronté à des nombres très grands ou très petits. Pour écrire ces nombres, on a conçu une écriture particulière appelée notation scientifique qui utilise les propriétés des puissances de 10. Dans la notation scientifique, tout nombre est réduit à un nombre compris entre 1 et 9 multiplié par une puissance de 10. Voici quelques exemples : 2,467 102 représente 246,7 6,8 10-3 représente 0,0068 7423 = 7,423 103 0,00380 = 3,80 10-3 II. Les chiffres significatifs Les instruments de mesure que nous utilisons permettent de travailler avec une certaine précision. Ainsi, une balance à affichage numérique nous permet de mesurer de masses au centième de gramme, alors que des balances de précision nous permettent de peser au dixième de milligramme. Des mesures de masses effectuées avec ces deux balances ne seront pas notées de la même façon. Sur la première balance, la masse serait 10,35 g alors que sur la balance de précision, il faudrait utiliser 10,3458 g. On dira que la seconde mesure possède davantage de chiffres significatifs. On appelle chiffres significatifs les chiffres qui composent un nombre et dont seul le dernier est douteux. Le nombre de chiffres significatifs est une indication de la précision de la mesure. Comment déterminer le nombre de chiffres significatifs d’un nombre ? Tous les chiffres différents de zéro sont considérés comme significatifs. Par exemple, le nombre 5,173 possède 4 chiffres significatifs. Les zéros situés entre les chiffres d’un nombre ou à la fin de celui-ci sont significatifs. Par exemple, 1002,50 compte 6 chiffres significatifs. On l’écrira : 1,00250 103 en notation scientifique. Les zéros placés au début d’un nombre ne sont pas significatifs. Par exemple, 0,00510 ne compte que 3 chiffres significatifs. On l’écrira 5,10 10-3 en notation scientifique. Comment arrondir un nombre ? Si le chiffre à éliminer est < 5, le dernier chiffre retenu reste inchangé. Par exemple, 286,34 devient 286,3 si l’on veut réduire ce nombre à 4 chiffres significatifs. Si le chiffre à éliminer est ³ 5, le dernier chiffre retenu augmente de 1. Par exemple, 34,258 devient 34,26 si l’on veut réduire ce nombre à 4 chiffres significatifs. Chimie Générale - Olivier Lentzen  7 III. Les unités du système international Les 7 unités de base du système international sont : ü Le mètre (m) est l’unité de longueur. ü Le kilogramme (kg) est l’unité de masse. ü La seconde (s) est l’unité de temps. ü L’ampère (A) est l’unité d’intensité d’un courant électrique. ü Le kelvin (K) est l’unité de température. ü La candela (cd) est l’unité d’intensité lumineuse. ü La mole (mol) est l’unité de quantité de matière. Toutes les autres unités peuvent s’exprimer en fonction de ces 7 unités de base. Le tableau ci- dessous présente quelques exemples. Expression en termes Grandeur Unité Symbole d’unités de base Fréquence Hertz Hz s-1 Force Newton N m kg s-2 Pression Pascal Pa N m-2 = m-1 kg s-2 Température Celsius Degré Celsius °C K + 273,15 Notons également que certaines unités ne sont pas dans le système international. Elles peuvent néanmoins s’exprimer en fonction des 7 unités de base. Par exemple : Grandeur Unité Symbole Valeur en unités S.I. Temps Minute / Heure min / h 60 s / 3600 s Longueur Angström Å 10-10 m Volume Litre l dm3 = 10-3 m3 Masse Tonne t 103 kg Énergie Électronvolt eV 1,60 10-19 J Chimie Générale - Olivier Lentzen  8 La plupart des unités peuvent être accompagnées de préfixes ou de suffixes exprimant des multiples ou des sous-multiples de l’unité de départ. Sous-multiple Préfixe Symbole 10-1 déci d 10-2 centi c 10-3 milli m 10-6 micro µ 10-9 nano n 10-12 pico p 10-15 femto f 10-18 atto a Multiple Préfixe Symbole 10 déca Da 102 hecto h 103 kilo k 106 méga M 109 giga G 1012 téra T 1015 péta P 1018 exa E Chimie Générale - Olivier Lentzen  9 IV. Applications 1) Exprimez les nombres suivants dans la notation scientifique : a. 0,009876 b. 9876 c. 1200000 d. 0,000042 e. 100002000 f. 0,020067 2) Convertissez les nombres suivants dans l’écriture décimale ordinaire : a. 2,345 105 b. 2,345 10-5 c. 1,01 106 d. 1,00 10-1 e. 3,46 10-2 f. 1,457 102 3) Un échantillon d’une substance pesant 20,4 g occupe un volume de 1,50 cm3, quelle est la masse volumique de cette substance en g/cm3, en g/l, en kg/dm3, et en kg/m3 ? 4) Une année-lumière est la distance parcourue par la lumière en un an à raison de 3,00 108 m/s. Combien de mètres et de kilomètres correspondent à une année-lumière ? (Rép : 9,46 1012 km) 5) Combien de minutes mettra la lumière pour nous parvenir du soleil sachant que la distance terre-soleil vaut 93 millions de miles et qu’un km correspond à 0,62 miles ? (Rép : 8,33 min) ! 6) Un comprimé d’aspirine contient 325 mg d’aspirine. On désire produire 64 flacons contenant chacun 250 comprimés. De combien de grammes d’aspirine utilisera-t-on ? (Rép : 5200 g) Chimie Générale - Olivier Lentzen  10 Chapitre 3 – Structure de la matière I. Atomes et molécules La matière est constituée de molécules qui sont, elles-mêmes, des assemblages d’atomes. Le premier à avancer l’hypothèse de la constitution atomique de la matière fut Dalton au début des années 1800. Depuis, les progrès technologiques réalisés en microscopie ont permis d’obtenir des images du monde matériel à l’échelle atomique. Celles-ci constituent autant de preuves de l’existence d’une entité matérielle aux endroits que nous nommons atomes. Une molécule est une association d’atomes. Elle est l’unité fondamentale de toute substance simple. Il s’agit de la plus petite quantité de matière qui puisse exister à l’état libre. Un atome est l’unité constitutive des molécules. C’est la plus petite quantité de matière qui reste inchangée au cours d’une réaction chimique normale. Les millions de produits chimiques connus sont composés des différents atomes que l’on trouve dans le tableau périodique. Pour bien comprendre celui-ci, il faut savoir que : ü Les éléments chimiques qui y sont rassemblés sont symbolisés par une ou deux lettres. La première est toujours une majuscule et la seconde une minuscule. Ainsi, le symbole du cobalt est Co et non CO (qui est une formule moléculaire). ü Tous les éléments n’ont pas la même abondance. Ainsi, on estime que l’hydrogène et l’hélium représentent, à eux seuls, 99% de la masse totale de l’univers. ü Le tableau périodique comporte actuellement 118 éléments différents. ü Vous remarquerez que tous les symboles n’ont pas la même couleur. Les symboles écrits en rouge correspondent à des éléments qui sont gazeux dans les conditions standard de température et de pression. Les symboles écrits en bleu correspondent aux liquides dans ces mêmes conditions. Ceux qui sont écrits en noir correspondent aux solides. Il y a également des éléments écrits en blanc, ce sont les éléments artificiels. ü Les éléments sont divisés en deux grandes catégories : les métaux et les non-métaux. Près des trois quarts des éléments chimiques sont considérés comme des métaux. Les non- métaux sont rassemblés dans le coin supérieur droit du tableau périodique. ü Vous devrez petit à petit connaître le nom et le symbole chimique des éléments les plus courants. Chimie Générale - Olivier Lentzen  11 II. Les échantillons de matière Tout ce qui occupe une place dans l’univers et possède une masse est de la matière. La plupart des substances que l’on rencontre dans la nature sont des mélanges dans lesquels les divers composants sont rassemblés sans être combinés chimiquement. Un mélange peut, à priori, être séparé en ses différents constituants qui ne sont donc plus des mélanges, mais des substances pures. Notons toutefois que la pureté absolue n’existe pas et que le concept de pureté est donc relatif. Si une substance pure est composée de différentes sortes d’atomes comme le CO2 par exemple, nous parlerons d’une substance pure composée. Dans le cas contraire (O2 par exemple) d’une substance pure simple. Mélanges homogènes Mélanges Mélanges hétérogènes Matière Corps purs simples Corps purs Corps purs composés ü Une substance pure est un échantillon de matière qui ne contient qu’une seule sorte d’entités fondamentales (atomes ou molécules). ü Une substance pure simple est une substance pure dont les entités fondamentales (molécules) sont constituées par l’association d’atomes d’un seul élément chimique. ü Une substance pure composée est une substance pure dont les entités fondamentales (molécules) sont constituées par l’association d’atomes d’au moins deux éléments chimiques différents. ü Un mélange est un échantillon de matière qui contient au moins deux sortes d’entités fondamentales différentes (atomes ou molécules). ü Un mélange homogène est un mélange au sein duquel il est impossible de mettre en évidence deux parties distinctes à l’œil nu ou à l’aide d’un instrument grossissant ordinaire. Il est constitué d’une phase unique. ü Un mélange hétérogène est un mélange au sein duquel il est possible de distinguer à l’œil nu ou à l’aide d’un instrument grossissant des parties distinctes. Il présente au moins deux phases. Chimie Générale - Olivier Lentzen  12 III. Quelques informations sur les mélanges 1. Les mélanges gaz-gaz Il n’est pas facile de savoir si un échantillon gazeux donné est un mélange ou une substance pure. En effet, les échantillons gazeux se mélangent toujours jusqu’au niveau moléculaire du fait de l’importance de l’agitation thermique et de la faiblesse des interactions intermoléculaires. La conséquence est que les mélanges de gaz sont toujours homogènes. 2. Les mélanges liquide-gaz Les mélanges liquide-gaz seront homogènes lorsque le gaz est dissout dans le liquide et ils seront hétérogènes si on peut percevoir le gaz sous la forme de bulles. Par exemple, les boissons gazeuses avant l’ouverture de la bouteille sont des mélanges homogènes. En effet, l’eau pétillante, le coca-cola ou encore le champagne contiennent tous du dioxyde de carbone (CO2) dissout de façon naturelle ou artificielle. Lorsque l’on ouvre la bouteille, les bulles apparaissent et on parlera de mélanges hétérogènes. 3. Les mélanges liquide-liquide Les liquides miscibles forment des mélanges homogènes tandis que les liquides non- miscibles forment des mélanges hétérogènes. Pour pouvoir prédire si des liquides sont miscibles, on les classe en deux grandes catégories. Il y a les liquides solubles dans l’eau (méthanol, éthanol, acide acétique, …). On retrouve dans cette catégorie les substances dont les molécules sont polaires. Il y a ensuite les liquides non miscibles à l’eau ou non-polaire comme la plupart des liquides organiques. Lorsque l’on mélange un liquide polaire et un liquide et non-polaire, il se forme en général deux phases. 4. Les mélanges liquide-solide Un mélange liquide-solide sera homogène lorsque le solide est totalement dissous dans le liquide. Ce type de mélange porte le nom de solution. Le liquide est appelé le solvant et le solide est appelé le soluté. Toute substance possède une certaine solubilité dans un solvant donné. La solubilité s’exprime comme la quantité de soluté que l’on peut dissoudre, à une température donnée, dans un litre de solution. La solution est dite saturée lorsqu’elle contient la quantité maximale de soluté dissous. Lorsque l’on dépasse la solubilité du solide, on obtient un mélange hétérogène. Dans un tel mélange, le solide n’est plus totalement dissous dans le liquide. Chimie Générale - Olivier Lentzen  13 Chapitre 4 – Les premiers modèles atomiques Dès le 4ème siècle avant J.C., les philosophes grecques tels que Démocrite ou Épicure savaient déjà que la matière pouvait être fragmentée ou dispersée. Ils avaient également l’intuition que cette divisibilité de la matière était limitée et qu’il existait par conséquent des particules insécables (qui ne peuvent pas être coupées ou divisées). Ces philosophes ne disposaient évidemment pas de preuves justifiant leurs idées qui étaient alors considérées comme des pensées philosophiques et non comme des théories scientifiques. I. Le modèle atomique de Dalton Au 18ème siècle, presque tous les chimistes avaient accepté l’idée que la matière était composée d’atomes. Cependant, dans leur esprit, il n'y avait qu'une seule sorte d'atome, et les différences entre les substances composées étaient dues à différentes géométries d'arrangements des atomes. C’est dans ce contexte que Dalton (1766 – 1844) proposa la première véritable théorie atomique. Il fut un personnage hors du commun qui s'intéressa à des domaines aussi différents que la météorologie, la physique, la chimie, et même la grammaire. Dalton s’est posé la question de savoir pourquoi les différents constituants de l'air ne se séparaient pas par ordre de densité. Pour expliquer le mélange homogène des gaz de l’atmosphère, il partit du principe que les gaz devaient être constitués de particules extraordinairement petites et en perpétuel mouvement. Il les nomma atomes en reprenant l'ancien nom donné par les philosophes grecs aux particules ultimes de la matière. Le modèle atomique de Dalton est basé sur 4 principes : ü Toute matière est formée de particules extrêmement petites et indivisibles, appelées atomes. ü Tous les atomes d’un même élément sont identiques quant à leur masse et aux autres propriétés, mais les atomes d’un élément donné diffèrent des atomes de tout autre élément. ü Les composés résultent de l’association, selon des proportions fixes, d’atomes d’éléments différents. ü Au cours d’une réaction chimique, il se produit un réarrangement des atomes, mais aucun n’est créé, ni détruit. Chimie Générale - Olivier Lentzen  14 Dans ses publications, Dalton se représente les atomes comme de petites sphères et il les symbolise par de petits cercles pourvus de points et de traits afin de pouvoir différencier les divers éléments. Chaque signe représente non seulement un élément précis, mais également un atome dont le "poids" est déterminé. C’est ainsi que Dalton a introduit le concept de masse atomique. De plus, il est le premier à établir des formules moléculaires en combinant les atomes entre eux. Notons toutefois que dans ce domaine, les choses restent encore assez aléatoires. Par exemple, lorsque la combinaison de deux éléments ne conduit qu’à un seul composé connu, Dalton adopte chaque fois la composition la plus simple (un atome de chaque élément). Ainsi, il propose pour décrire la molécule d’eau la formule HO et non H2O, … II. Le modèle atomique de Thomson Au 19ème siècle, la plupart des scientifiques considéraient, en se basant sur le modèle de Dalton, que les atomes étaient des particules indivisibles et stables. Cependant, vers la fin de ce siècle, de nouvelles expériences vinrent indiquer que les atomes étaient composés de particules encore plus petites : les particules subatomiques. L’une des premières expériences réalisées à ce propos fut celle du physicien anglais Thomson (1856 – 1940) en 1897. On venait de découvrir à cette époque qu’une décharge électrique était capable de circuler entre deux électrodes placées aux extrémités d’un tube en verre dans lequel règne un vide partiel. Thomson soumis une telle décharge électrique à l’action d’un champ électrique et d’un champ magnétique, ce qui provoqua sa déviation. Il montra que la décharge était un courant de particules dont la nature est indépendante de la nature chimique du gaz contenu dans le tube à décharge. Il calcula le rapport charge sur masse de ces particules, en déduisit qu’elles étaient chargées négativement et que leur masse était 1837 fois plus petite que celle d’un atome d’hydrogène. Comme l’atome d’hydrogène est le plus petit atome connu, Thomson en conclut que ces particules étaient des constituants de l’atome. C’est ainsi que fut découverte la première particule subatomique que l’on appelle actuellement électron. Chimie Générale - Olivier Lentzen  15 L'expérience de Thomson Aujourd’hui, l’électron est toujours considéré comme une particule élémentaire dont les caractéristiques sont : ü Masse au repos = 9,11 ´ 10-31 kg ü Charge électrique = -1,60 ´ 10-19 C ü Symbole : e- La découverte que les atomes contenaient des électrons, particules négatives et très légères, conduisit à se poser deux questions : où réside la masse de l’atome et quelle est la contrepartie de la charge négative des électrons ? En effet, si un atome contient des particules porteuses d’une charge négative, il doit également contenir des particules chargées positivement puisque la matière est globalement neutre. Autrement dit, dans un atome neutre, la quantité totale de charges négatives doit être contrebalancée par une quantité identique de charges positives. Thomson proposa un modèle d’atome en "plum-pudding" (car il ressemble au gâteau anglais aux raisins). Il peut être considéré comme le premier à proposer un modèle un peu détaillé de l’atome. Dans ce modèle, Thomson imagine que les électrons se déplacent dans un milieu chargé positivement. Même si ce modèle reste très rudimentaire, il est déjà bien plus représentatif que celui de Dalton, pour qui les atomes étaient de petites sphères sans structure interne. Chimie Générale - Olivier Lentzen  16 Par la suite, d’autres expériences ont permis de mettre en évidence des particules chargées positivement dans des tubes à décharges sous la forme de rayons chargés positivement. Dans le cas particulier de l’hydrogène, la charge mise en évidence est la même que celle découverte pour l’électron, mais de signe opposé. L’ion positif obtenu lorsque l’on arrache un électron à l’atome d’hydrogène fut appelé proton. Ses caractéristiques sont : ü Masse au repos = 1,6726 ´ 10-27 kg ü Charge électrique = + 1,60219 ´ 10-19 C ü Symbole : p III. Le modèle atomique de Rutherford (¨) Le problème auquel Rutherford (1871 – 1937) s’attaqua est celui de la distribution des charges positives et des charges négatives à l’intérieur des atomes. L’expérience qu’il réalisa en 1911 fut rendue possible par la découverte en 1896 de la radioactivité par Becquerel, puis Pierre et Marie Curie. La radioactivité est le processus par lequel certains atomes se désintègrent spontanément. Les radiations émises par les substances radioactives peuvent être classées en trois groupes : les particules a, les particules b, et les rayons g (voir cours de chimie analytique de deuxième année). Rutherford eut l’idée d’utiliser des particules a comme projectiles susceptibles d'entrer en collision avec des atomes afin d’en comprendre l’infrastructure. Sa fameuse expérience consiste à bombarder un film d'or de faible épaisseur avec un faisceau de particules a, et à observer la direction prise par celles-ci après la collision avec l’obstacle rencontré sur leur trajectoire. La source radioactive utilisée est du radium qui est placé dans un bloc de plomb muni d’une fine fente de façon à produire un faisceau étroit de particules. Le film métallique d’or qui est placé sur le trajet du rayonnement a a une épaisseur de l’ordre de 4 µm. Pour pouvoir observer les particules a après leur rencontre avec l’obstacle, Rutherford place, tout autour du film métallique des écrans fluorescents qui émettent des scintillations lorsqu’ils sont frappés par une particule a. Rutherford observe que, même si certaines particules sont en effet déviées (parfois avec un angle important), les scintillations sont, en majorité, détectées sur l’écran situé derrière le film, c'est-à-dire en ligne droite avec la fente d’émission. Il semble donc que la toute grande majorité des particules a ne soit pas déviée par l’obstacle que constitue le film métallique. Si, comme le modèle de Thomson le suggèrerait, les atomes étaient des sphères compactes, le film d’or devrait pourtant consister en un assemblage représentant pour les particules a un obstacle quasi infranchissable. On ne devrait donc observer que de très rares scintillations sur l’écran placé derrière le film, dues à des particules a ayant subi de multiples changements de trajectoire pour pouvoir traverser les couches successives d’atomes. Chimie Générale - Olivier Lentzen  17 L'expérience de Rutherford Rutherford en conclut que le modèle atomique de Thomson était incapable d’interpréter convenablement les observations de ses expérimentations. La seule façon de parvenir à une interprétation satisfaisante était d’émettre l’hypothèse qu’un atome devait être essentiellement un volume spatial vide et que l’ensemble des charges positives ainsi que la quasi-totalité de la masse de l’atome étaient concentrés dans un très petit volume situé au centre de l’atome. Rutherford appela ce centre de l’atome : noyau atomique. Le modèle atomique proposé par Rutherford permet d’expliquer les résultats des expériences de diffusion des particules a. En effet, si la quasi-totalité de la masse est concentrée dans un volume très petit par rapport aux dimensions de l’atome, on peut comprendre que les particules a puissent traverser les couches d’atomes en ne subissant que des déviations minimes. La réflexion totale de certaines particules a résulte d’un choc frontal de cette particule (chargée positivement) avec le noyau d’un atome du film d’or (également chargé positivement). Les déviations intermédiaires de particules a sont expliquées par le passage d’une particule à proximité d’un noyau, ce qui induit une répulsion entre leurs charges positives respectives. Chimie Générale - Olivier Lentzen  18 En comptant le nombre de particules a déviées dans les diverses directions, Rutherford pu démontrer que le diamètre d’un noyau est à peu près 100000 fois plus petit que le diamètre de l’atome (dans les mêmes proportions qu’un petit pois et la Grand-Place de Bruxelles). Dans le modèle de Rutherford, la quasi-totalité de la masse de l’atome est concentrée dans le noyau central contenant les charges positives. Les électrons, chargés négativement sont disposés autour de ce noyau. Pour expliquer pourquoi les électrons ne "tombent" pas sur le noyau suite à l’attraction entre charges électriques de signes contraires, Rutherford imagina que les électrons devaient se déplacer sur des orbites, un peu comme les planètes autour du soleil. Cependant, la représentation que Rutherford donne de l’atome n’est pas encore complète. Diverses expériences ont montré que la masse d’un noyau ne peut pas être attribuée aux seuls protons. Dès les années 1920, divers savants avancèrent l’idée de l’existence d’un autre type de particules nucléaires. Il fallut attendre jusqu’en 1932 pour que Chadwick mette cette particule en évidence. Cette particule appelée neutron présente une masse très légèrement supérieure à celle d’un proton et est électriquement neutre. Ses caractéristiques sont : ü Masse au repos = 1,67495 ´ 10-27 kg ü Charge électrique = 0 C ü Symbole : n Chimie Générale - Olivier Lentzen  19 IV. Nombre atomique et nombre de masse Le nombre de proton d’un atome est appelé nombre atomique de cet atome. Il est symbolisé par la lettre Z. Un élément est caractérisé par le nombre de protons contenus dans son noyau. Autrement dit, un élément est défini comme l’ensemble des atomes ayant le même nombre atomique. Par exemple, l’atome d’hydrogène possède le nombre atomique 1 car il ne contient qu’un seul proton dans son noyau. Un atome qui possèderait 2 protons aurait le nombre atomique 2 et serait par conséquent de l’hélium. Le noyau d’un atome contient donc Z protons mais également un certain nombre de neutrons noté N. La somme Z + N est appelée le nombre de masse de l’atome et est symbolisée par la lettre A (A = Z + N). Le nombre de masse est donc la somme du nombre des particules contenues dans le noyau de l’atome. On rassemble parfois ces particules sous le nom de nucléons. Attention, par définition, le nombre de masse est un nombre entier qui ne doit pas être confondu avec la masse atomique indiquée dans le tableau périodique. On représentera un élément de la façon suivante : Tous les atomes d’un élément donné n’ont pas la même masse : ils ont le même nombre de protons mais pas forcément le même nombre de neutrons. C’est ce que l’on appelle des isotopes. Ils ont des propriétés chimiques identiques mais diffèrent par leurs propriétés physiques (masse, radioactivité, …). Des isotopes sont des atomes d’un même élément (même nombre de protons) mais ayant une masse différente car ils contiennent un nombre différent de neutrons. D’autre part, dans un atome neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre de protons de façon à assurer la neutralité électrique de l’édifice. Toutefois, s’il est impossible de modifier le nombre de protons ou de neutrons d’un atome, il est par contre possible de modifier le nombre d’électrons qu’il contient. En effet, certains atomes ont la capacité de gagner ou de perdre un certain nombre d’électrons. Ainsi, un atome ayant gagné un électron possède une charge électrique globale négative résultant de la présence de cet électron excédentaire. De la même manière, un atome ayant perdu un électron possède une charge électrique globale positive résultant du manque d’un électron par rapport au nombre de protons qu’il contient. Chimie Générale - Olivier Lentzen  20 Un ion est un atome ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Un ion positif est appelé un cation. Un ion négatif est appelé un anion. Exemple : le brome (Br) possède un nombre atomique égal à 35. Cela signifie que son noyau contient 35 protons. S’il est neutre, il possède également 35 électrons. Toutefois, l’atome de brome peut gagner un électron pour former l’anion Br-. Cet anion possède donc 36 électrons. Exemple : le baryum (Ba) possède un nombre atomique égal à 56. Cela signifie que son noyau contient 56 protons. S’il est neutre, il possède également 56 électrons. Toutefois, l’atome de baryum peut perdre deux électrons pour former le cation Ba2+. Ce cation possède donc 54 électrons. Remarque : à l’heure actuelle, nous savons que les neutrons et les protons ne sont pas des particules élémentaires. Ils sont eux-mêmes constitués de quarks. Par contre, les électrons sont, dans l’état actuel de nos connaissances, toujours des particules élémentaires. Chimie Générale - Olivier Lentzen  21 V. Applications 1) On demande de préciser le nombre de protons et de neutrons présents dans les noyaux représentés ci-dessous. 238 65 52 4 94 Pu 29 Cu 24 Cr 2 He ! 2) On vous demande de déterminer le nombre de protons, de neutrons et d’électrons présents dans chacun des atomes et ions suivants. € € € € 24 24 2+ 59 2+ 79 12 Mg 12 Mg 27 Co 34 Se 2− 3) On vous demande d’identifier les éléments chimiques cachés derrière le X dans chacun des cas suivants. € € € € 31 127 39 173 15 X 53 X 19 X 70 X ! 4) Complétez le tableau suivant : € € € € Symbole Z Nb de neutrons A 14 6C Am 243 40 90 € 78 131 Mo 57 31 36 Chimie Générale - Olivier Lentzen  22 Chapitre 5 – Aspects quantitatifs I. La masse atomique relative Comme l’a découvert Dalton, chaque élément possède sa propre masse. Cependant, s’il est simple de mesurer la masse d’un objet de grande taille (corps humain, sac de pommes de terre, …), aucun instrument de mesure courant ne permet de déterminer la masse d’un seul atome. Dalton a résolu ce problème en choisissant un élément de référence et en attribuant à la masse d’un atome de cet élément une valeur unitaire. Il suffit ensuite de calculer la masse des autres éléments par rapport à cette référence prise comme unité de mesure. Les masses ainsi obtenues sont appelées masses atomiques relatives (notées Ar). Historiquement, c’est l’atome d’hydrogène qui avait été choisi comme atome de référence et sa masse comme unité. Plus tard, la découverte des isotopes et la nécessité de disposer d’un système de référence unique a fait qu’on a décidé de prendre comme référence un atome de l’isotope 12 du carbone (12C). On pose donc arbitrairement que la masse d’un atome de l’isotope 12 du carbone vaut 12,00000. Une unité de masse atomique (u.m.a. ou simplement u) vaut donc un douzième de la masse d’un atome de carbone 12, ce qui correspond à 1,6605402 10-27 kg. La masse atomique relative d’un atome est donc le rapport entre la masse de cet atome et le douzième de la masse de l’isotope 12 du carbone. Nous avons vu que les atomes d’un même élément n’ont pas tous la même masse car il en existe généralement des isotopes. Dès lors, la masse atomique relative d'un élément qui est fournie dans le tableau périodique est en réalité la masse atomique relative moyenne. En effet, chaque case du tableau périodique représente un élément chimique défini par son nombre atomique Z, et ainsi, l'ensemble de ses isotopes, dont chacun possède sa propre masse atomique relative et une abondance naturelle exprimée en %. Il est donc normal que la masse atomique d'un élément chimique donné, qui représente en quelque sorte un atome "moyen" de cet élément, s'exprime comme la moyenne pondérée des masses atomiques de ses différents isotopes. Prenons le cas de l'élément carbone. L'élément carbone naturel est constitué de l'isotope 12 et de l'isotope 13 (l'isotope 14 n'est pas pris en compte car il est radioactif et en conséquence il n'est pas présent dans tous les échantillons de carbone). On a : Ar(12C) = 12,000 avec une abondance de 98,89 % Ar(13C) = 13,003 avec une abondance de 1,11 % Chimie Générale - Olivier Lentzen  23 Cela signifie que si l'on prend un échantillon naturel de carbone, sur 10000 atomes sélectionnés au hasard, statistiquement, il devrait y en avoir 9889 ayant 6 neutrons et 111 ayant 7 neutrons. Connaissant ces valeurs, on peut accéder à la masse atomique relative moyenne de l'élément carbone de la façon suivante : 98,89 × 12,000 + 1,11 × 13,003 !! (#) = = 12,011 0. 2. 3. 100 C’est bien cette valeur qui figure dans le tableau périodique. II. La masse moléculaire relative De la même façon que l'on a défini la masse atomique relative, on peut définir, pour les entités polyatomiques, une masse moléculaire relative. Cette dernière est accessible par l’intermédiaire des masses atomiques relatives des atomes qui composent la molécule. En pratique, on calcule la masse moléculaire relative en additionnant les masses atomiques relatives des atomes qui la composent. Le calcul de la masse moléculaire relative n'exige donc que la connaissance de la formule brute de la substance et des masses atomiques relatives fournies par le tableau périodique. Par exemple : Mr (H2O) = 2 Ar (H) + Ar (O) = 2 ´ 1,0079 + 15,9994 = 18,0152 uma = 18 uma Mr (FeSO4) = Ar (Fe) + Ar (S) + 4 Ar (O) = 56 + 32 + 4 ´ 16 = 152 uma Mr (Cu(OH)2) = Ar (Cu) + 2 (Ar (O) + Ar (H)) = 64 + 2 ´ (16 + 1) = 98 uma Chimie Générale - Olivier Lentzen  24 III. Le concept de mole Les atomes et les molécules sont d'une taille fantastiquement petite ! C'est la raison pour laquelle il y a un nombre si grand d'atomes et de molécules dans des échantillons de matière qui nous paraissent pourtant très petits. Par exemple, dans un petit diamant dont la masse est de 0,2 g, il y aurait 1022 atomes. Pour compter les objets, il existe différentes unités de mesure adaptées au nombre d'objets que l'on désire dénombrer : on utilise la paire, la douzaine, le millier,... Pour les échantillons de matière, il convient d'avoir une unité de comptage bien plus grande. Les chimistes utilisent la mole qui est donc une unité de comptage ou de dénombrement adaptée à la structure atomique de la matière. Par définition, une mole est la quantité de matière qui contient autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 12 g de l’isotope 12 du carbone. Ce nombre d’atomes est appelé le nombre d’Avogadro (NA). Il correspond à 6,022 1023 atomes. Il faut bien comprendre la différence entre le concept de masse et celui de quantité de matière. Cette différence peut être mise en évidence en parlant d’un sachet de petits pois surgelés. L’indication sur l’étiquette indique 400 g, cette donnée correspond à la masse de petits pois. Par contre, la quantité de matière est le nombre de petits pois contenus dans le sachet. Pour un même échantillon de matière, il y a donc deux La mole caractéristiques : la masse et la quantité de matière. On dira que les 256 petits pois contenus dans ce sachet correspondent à une masse de 400 g. La mole doit donc être comprise comme une façon de dénombrer les entités présentes dans un échantillon de matière. On pourrait, théoriquement, considérer une mole de n'importe quoi (une mole de petits pois, par exemple). Cependant, cette unité de dénombrement est tellement grande, qu’elle convient uniquement pour le comptage d'échantillons comportant un très grand nombre d'objets. 1 mole de petits pois contient 6 1023 petits pois 3 moles de petits pois contiennent 3 ´ 6 1023 = 1,8 1024 petits pois 1 mole d’He contient 6 1023 atomes d’hélium 3 moles d’He contiennent 1,8 1024 atomes d’hélium 1 mole de CO2 contient 6 1023 molécules de CO2 3 moles de CO2 contiennent 1,8 1024 molécules de CO2 Chimie Générale - Olivier Lentzen  25 IV. La masse molaire La mole est donc un nombre de particules matérielles. Nous avons déjà suggéré qu’une quantité de matière pouvait également être exprimée en fonction de sa masse. Il est donc normal qu’une mole d’une substance donnée corresponde à une certaine masse. La grandeur qui permet de lier le nombre de mole d’une substance et sa masse est appelée masse molaire. La masse molaire d’une substance (notée M) est la masse d’une mole de cette substance. Elle s’exprime en g/mol. Puisque par définition, la masse d’une mole de carbone 12 vaut 12 g, sa masse molaire est numériquement égale à sa masse atomique relative. On peut donc accéder très facilement à la masse molaire d’une substance à partir de la valeur numérique de la masse atomique ou moléculaire correspondante. Puisque Ar (Fe) = 55,8 u, la masse molaire du fer vaut 55,8 g/mol. La masse molaire de CuSO4 = 63,6 + 32 + 4 ´ 16 = 159,6 g/mol. V. Le volume molaire Dans le cas particulier des échantillons gazeux, nous verrons que dans des conditions déterminées de température et de pression, on peut affirmer (en acceptant l’approximation selon laquelle le gaz peut être considéré comme un gaz parfait) que des volumes égaux de gaz différents contiennent le même nombre de molécules. En conséquence, une mole de n’importe quel gaz, dans des conditions déterminées, occupe un volume constant, appelé le volume molaire. Le volume molaire d’un gaz dans des conditions de température et de pression déterminées est le volume occupé par une mole de ce gaz dans ces conditions. Il s’exprime en l/mol. Pour le moment nous nous contenterons d’étudier les gaz dans les conditions dites normales de température et de pression (CNTP). Ces conditions sont définies comme une température de 0°C (273 K) et une pression de 101325 Pa (une atm). Dans ces conditions, le volume molaire d’un gaz vaut 22,414 l/mol. Dans les CNTP, une mole de n’importe quel gaz parfait occupe 22,4 litres. Remarque : attention, ne confondez pas conditions normales de température et de pression avec d'autres conditions appelées conditions standards de température et de pression. Ces dernières sont définies comme 25°C et 101325 Pa. Chimie Générale - Olivier Lentzen  26 VI. Relations entre masse, nombre de moles, et nombre d’entités Sur base des définitions présentées ci-dessus, nous allons établir les trois relations associées à l'étude quantitative des transformations des échantillons matériels. Dans ces relations, n est le nombre de moles, m est la masse de l'échantillon de matière (en g), M est la masse molaire (en g/mol), N est le nombre d'entités (atomes, molécules,...) et V est le volume de gaz (en litres). " =$×& ' = $ × 6 10!" + = $ × 22,4 Nous pouvons représenter les diverses relations de la façon suivante : Volume (V) ´ 22,4 : 22,4 nb de mole (n) ´M ´6 1023 :M :6 1023 Masse nb d’entités (m) (N) Exemple 1 : Soit un morceau de sucre dont la masse est de 5,2 g. En supposant qu'il soit constitué uniquement de saccharose C12H22O11, combien de moles de saccharose contient ce morceau de sucre ? 2 5,2 5,2 4= = = = 0,0152 29:;< 5 (12 ´ 12) + (22 ´ 1) + (11 ´ 16) 342 Chimie Générale - Olivier Lentzen  27 Exemple 2 : On demande de calculer nombre de moles et la masse de dioxygène (O2) que représentent 100 ml de ce gaz dans les conditions normales de température et de pression (CNTP). On commence par calculer le nombre de mole de O2 : = 0,1 4= = = 0,00446 29:;< 22,4 22,4 On calcule ensuite la masse correspondante : 2 = 4 × 5 = 0,00446 × 32 = 0,143 > Exemple 3 : On demande de calculer combien de molécules et d’atomes de chlore on trouve dans 50 g de chlorure d’aluminium (AlCl3). On commence par calculer le nombre de mole d’AlCl3 : 2 50 5,2 4= = = = 0,0390 29:;< 5 27 + (35,5 ´ 3) 133,5 On calcule ensuite le nombre de molécules correspondant : @ = 4 × 6 10"# = 0,039 × 6 10"# = 2,34 10"" 29:éB0:;< C; !:#:# Finalement, sachant que chaque molécule de AlCl3 contient 3 atomes de chlore : @(#:) = 3 × 2,34 10"" = 7,01 10"" 3D92;< C; Bℎ:9F; Chimie Générale - Olivier Lentzen  28 VII. Applications ! 1) L'acide sulfurique est un produit industriel très important. a. Combien de moles d’H2SO4 y a-t-il dans 375 g d'acide pur ? b. Combien de molécules d’H2SO4 y a-t-il dans 500 g d'acide pur ? c. Combien de moles d'O y a-t-il dans 3,0 moles d’H2SO4 ? d. Combien d'atomes d'H y a-t-il dans 175 g d’H2SO4 ? (Rép : 3,82 moles ; 3 1024 molécules ; 12 moles ; 2,15 1024 atomes) 2) Une lame de rasoir contient 8,4.1021 atomes au total, dont 57 % d'atomes de Fe, 14 % d'atomes de Cr et 29 % d'atomes de C. On demande quelle masse de carbone contient cette lame ? (Rép : 0,049 g) 3) Parmi les échantillons suivants, lequel renferme le plus grand nombre d'atomes ? a. 1,0 g d'or b. 1,0 g d'eau c. 1,0 g d'hélium d. 1,0 g d'octane (C8H18) (Rép : c) ! 4) La masse atomique du bore est de 10,811. Il est constitué d’un mélange de deux isotopes de masse atomique relative 11,009 et 10,010. Quelle est la composition isotopique du bore ? (Rép : 80,2 %) 5) Quel est le nombre total d'atomes présents dans 265 mg de KAuCl4 ? (Rép : 2,52 1021 atomes) 6) Quelle est la masse d'une mole de K2Co(SO4) 2.6 H2O ? (Rép : 437 g) ! 7) Quel est le volume d’une mole de cuivre sachant que sa masse volumique vaut 8,9 g/cm3 ? (Rép : 7,1 cm3) 8) Quelle est la masse de 3,00 l de dioxyde de carbone dans les CNTP ? (Rép : 5,90 g) 9) Quel est le volume de 4,00g de dioxyde de carbone à 0°C et 101325 Pa ? (Rép : 2,04 l) ! 10) Quelle est la masse volumique du méthane (CH4) dans les CNTP ? (Rép : 0,72 g/l) Chimie Générale - Olivier Lentzen  29 Chapitre 6 – Phénomènes chimiques et concentration I. Première approche d’un phénomène chimique Un phénomène chimique est un phénomène au cours duquel la nature des substances mises en présence est modifiée partiellement ou totalement. Au cours d’un phénomène chimique l’arrangement des atomes au sein des molécules est modifié, des liaisons sont rompues et d’autres se forment. Un phénomène chimique (réaction chimique) peut toujours être représenté par une équation bilan. D’une façon générale, une équation peut être représentée comme suit : !" + $% → '( + )* ü A et B représentent les molécules impliquées au départ du phénomène chimique : les réactifs. ü C et D représentent les molécules obtenues suite au phénomène chimique : les produits. ü a, b, c, d sont les coefficients stœchiométriques. Ce sont des nombres entiers ou fractionnaires qui indiquent le nombre d’entités participant à la réaction, ou si l’on veut, les proportions réactionnelles. ü Les deux membres d'une équation bilan sont séparés par une flèche. La présence d'une simple flèche est l'indication d'un phénomène qui est supposé être complet et irréversible. Nous verrons plus tard que tous les phénomènes chimiques ne peuvent pas être considérés comme tels. Pour les phénomènes réversibles, nous utiliserons une flèche double. ü Notons finalement que dans une équation bilan, il est souvent important de préciser l’état physique des différentes substances. Les conventions d’écriture utilisées sont : (g) : substance à l’état gazeux. (l) : substance à l’état liquide. (s) : substance à l’état solide. (aq) : substance dissoute dans l’eau (solution aqueuse). Exemple : Prenons comme exemple la préparation du dioxygène par thermolyse du chlorate de potassium. L'équation bilan du phénomène s'écrit : 2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g) Il est à noter que cette équation ne fait apparaître que des nombres entiers comme coefficients stœchiométriques. On peut obtenir une équation équivalente en multipliant ou en divisant les coefficients de celle-ci par un nombre quelconque. En effet, les coefficients Chimie Générale - Olivier Lentzen  30 stœchiométriques nous renseignent sur les proportions réactionnelles des diverses substances. Ces proportions ne sont pas modifiées si l'on multiplie ou divise tous les coefficients par le même nombre. C'est ainsi que si l'on divise l'équation par 2, on obtient : KClO3 (s) KCl (s) + 3/2 O2 (g) La présence d'un coefficient fractionnaire peut gêner certaines personnes qui ne raisonnent qu'en termes de molécules et non en termes de moles. Une équation bilan est réellement un bilan qui nous indique les proportions des quantités de matière qui interviennent. II. Équilibrer une réaction chimique Dans les deux membres d'une équation bilan, on retrouve le même nombre d'atomes de chacun des éléments chimiques participant au phénomène. On dit que l'équation est équilibrée ou pondérée. Pour équilibrer une équation, il est indispensable de bien comprendre que l'on ne peut pas modifier les indices dans les formules, mais uniquement les coefficients numériques placés devant les formules chimiques des substances participantes. En effet, changer un indice reviendrait à modifier la formule chimique de la substance concernée et donc sa nature chimique. Il s'ensuivrait qu’il ne s’agirait plus de la même réaction. Exemple : on demande de pondérer l'équation suivante : Chimie Générale - Olivier Lentzen  31 FeS2(s) + O2 (g) Fe2O3(s) + SO2 (g) Vous remarquerez que l’élément oxygène est présent dans la plupart des substances de l'équation. Chaque fois qu’une telle situation est rencontrée (un élément commun à plusieurs substances), il vaut mieux laisser la pondération de cet élément pour la fin. On commencera donc par équilibrer les atomes de S et les atomes de Fe. Dans une molécule de FeS2, il y a 2 atomes de S, on ajoutera donc un coefficient 2 devant SO2. FeS2(s) + O2 (g) Fe2O3(s) + 2 SO2 (g) On voit tout de suite que l'équilibration des atomes de Fe va nous obliger à introduire un coefficient 2 devant FeS2, ce qui va modifier à nouveau l'équilibration des atomes de S. La conclusion est qu'il valait mieux commencer par le Fe plutôt que par le S. Recommençons donc en équilibrant d'abord les atomes de fer. Pour ce faire, nous plaçons donc un coefficient 2 devant FeS2 et un coefficient 4 devant SO2. 2 FeS2(s) + O2 (g) Fe2O3(s) + 4 SO2 (g) Il ne nous reste plus qu’à procéder à l'équilibration des atomes d'O tout en gardant les coefficients déjà introduits. Il ne reste donc qu'un seul endroit où nous pouvons introduire un nouveau coefficient sans démolir l'équilibration du Fe et du S, c'est devant O2. Nous observons que dans le membre de gauche, l'élément O n'apparaît que dans une seule substance : le dioxygène et que c'est devant la formule de celui-ci que nous désirons introduire un coefficient nouveau. Nous ne connaissons donc pas encore le nombre d'atomes d'O dans le membre de gauche. Par contre, nous ne voulons plus modifier les coefficients dans le membre de droite. Nous pouvons donc considérer que nous connaissons le nombre d'atomes d’O dans ce membre. Il y en a 3 dans la molécule de Fe2O3 et 8 dans les 4 molécules de dioxyde de soufre, ce qui fait 11 en tout. Nous devons donc avoir un total de 11 atomes d'O dans le membre de gauche, or l'oxygène est présent sous forme biatomique. Il faudra donc 11/2 molécules d'O2 pour avoir l'équivalent de 11 atomes d’O. On ajoute donc un coefficient 11/2 devant O2. 2 FeS2(s) + 11/2 O2 (g) Fe2O3(s) + 4 SO2 (g) Pour ceux que les coefficients fractionnaires gênent, il est toujours possible (même si ce n’est pas nécessaire) de multiplier l’équation par deux. 4 FeS2(s) + 11 O2 (g) 2 Fe2O3(s) + 8 SO2 (g) Chimie Générale - Olivier Lentzen  32 Application : On demande d'équilibrer les équations suivantes : NH3 (g) + O2 (g) NO (g) + H2O (l) CO (g) + Fe3O4 (s) CO2 (g) + Fe (s) CH4 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) C5H8O (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) C17H30O4 (s) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) Ag2S (s) + O3 (g) AgO (s) + SO3 (g) BCl3 (g) + P4 (s) + H2 (g) BP (s) + HCl (l) (NH4)2Cr2O7 (s) N2 (g) + Cr2O3 (s) + H2O (g) Zn3Sb2 (s) + H2O (l) Zn(OH)2 (aq) + SbH3 (g) HClO4 (l) + P4O10 (s) H3PO4(l) + Cl2O7(l) IBr(s) + NH3 (g) NI3 (s) + NH4Br (s) KrF2 (g) + H2O (g) Kr (g) + O2 (g) + HF (g) Na2CO3(s) + C (s) + N2 (g) NaCN (s) + CO (g) C2H2Cl4 (l) + Ca(OH)2 (aq) C2HCl3 (l) + CaCl2 (aq) + H2O (l) Y2O3 (s) + BaCO3 (s) + CuO (s) + O2 (g) YBa2Cu3O7 (s) + CO2 (g) Y2O3 (s) + BaO2 (s) + CuO (s) YBa2Cu3O7 (s) + O2 (g) Y (s) + BaF2 (s) + Cu (s) + O2 (g) YBa2Cu3O7 (s) + F2 (g) Chimie Générale - Olivier Lentzen  33 III. La notion de concentration Nous avons vu qu’une solution était un mélange homogène résultant de la dissolution d'un ou plusieurs solutés (espèces chimiques dissoutes) dans un solvant. Les molécules (ou les ions) de soluté sont alors dispersées dans le solvant. La concentration est une quantité qui caractérise la composition d’une solution en indiquant la quantité de soluté contenue dans une certaine quantité de solution (ou de solvant). Une solution est dite diluée lorsque la quantité de soluté est relativement faible par rapport à la quantité de solvant. Par contre, si le soluté est présent en grande quantité, on dira que la solution est concentrée. Pour être plus précis, on peut exprimer la concentration dans différentes unités. 1. La concentration molaire ou molarité La concentration molaire d’une substance A est représentée par la formule de la substance entre crochet : [A] ou au moyen de la lettre C avec parfois en indice la formule de la substance considérée : CA. Elle est définie comme le quotient de la quantité de soluté (exprimée en moles) par le volume de solution (exprimé en litres). Elle s’exprime donc en mol/l, unité qui est parfois abréviée par la lettre M (attention à ne pas confondre avec le symbole de la masse molaire). Par exemple, on dira d’une solution qu’elle est 0,125 mol/l ou 0,125 M. $# = 2# = + Lorsque l’on parle de concentration sans autre indication, on peut admette que l’on parle de la concentration molaire. Remarque : la concentration molaire se rapporte au volume de solution et non au volume de solvant. C’est pour cette raison qu’au laboratoire, on utilise un ballon jaugé (matras) dans lequel le soluté est transvasé avant d’ajouter de l’eau jusqu’au trait. Chimie Générale - Olivier Lentzen  34 2. La concentration massique Elle est définie comme le quotient de la masse de soluté (exprimée en grammes) par le volume de solution (exprimé en litres). Elle s’exprime donc en g/l. La concentration massique est représentée de la même manière que la concentration molaire mais l’unité permettra de les distinguer. "# = 2# = + Le passage de la concentration massique à le concentration molaire et vice-versa se fait à l’aide de la masse molaire. Il s’agit en effet d’une simple conversion de la masse au nombre de mole comme vu dans le chapitre 5. Remarque : tout comme la concentration molaire, la concentration massique se rapporte au volume de solution et non au volume de solvant. 3. Le pourcentage massique Le pourcentage massique d’une substance est défini comme le rapport de la masse de la substance en question sur la masse totale du mélange en multipliant par 100 pour avoir la réponse en pourcents. "# %# = × 100 La concentration "$%$&'( 4. La fraction molaire La fraction molaire d’une substance est définie comme le rapport du nombre de moles de la substance en question sur le nombre total de moles du mélange. La fraction molaire est un nombre compris entre 0 et 1. $# 4# = $$%$&'( Chimie Générale - Olivier Lentzen  35 5. La molalité La concentration molaire, tout comme la concentration massique, sont des grandeurs qui varient en fonction de la température puisque le volume y est sensible. Toutefois, il est important de disposer d’une définition de la concentration qui soit indépendante de la température. Cette grandeur est la molalité (notée m). Elle est définie comme le quotient de la quantité de soluté (exprimée en moles) par la masse de solvant (exprimée en kilogrammes). Elle s’exprime donc en mol/kg de solvant. Ainsi, une solution 1 mol/kg en urée est réalisée en dissolvant 1 mole d’urée (soit 60,06 g) dans 1000 g d’eau. Il faut souligner que cette définition n’est pas basée sur le volume total de solution. En effet, le volume final n’a aucune importance : des solutions 1 mol/kg de différents solutés contiennent toutes 1000 g d’eau, mais auront des volumes différents. $# "# = ")%'*&+$ IV. Exemples numériques Exemple 1 : Comment préparer 500 ml d'une solution 0,25 mol/l de NaOH ? On commence par calculer le nombre de moles de soluté contenu dans le volume considéré de solution. Pour ce faire, on utilise la formule de la concentration molaire : 4 = # × = = 0,25 × 0,5 = 1,125 29: C; @3GH Il ne reste ensuite plus qu’à calculer la masse de NaOH correspondant à ce nombre de moles grâce à la masse molaire : M (NaOH) = 40 g/mol. 2 = 4 × 5 = 0,125 × 40 = 5,00 > C; @3GH Pour préparer cette solution, on prend donc un matras jaugé de 500 ml. On pèse les 5,00 g de NaOH et on les transvase dans le matras avant de compléter au trait avec de l’eau distillée. Chimie Générale - Olivier Lentzen  36 Exemple 2 : Une solution d'HCl est 0,50 mol/l, quelle est sa concentration en g/l ? Il suffit de calculer la masse molaire du soluté : M (HCl) = 36,5 g/mol. On utilise alors la relation qui lie ces trois grandeurs : 2 = 4 × 5 = 0,50 × 36,5 = 18,25 > C; @3GH La solution est donc 18,25 g/l. Exemple 3 : On ajoute 100 ml d'eau à 500 ml d'une solution de HCl dont la concentration est 0,125 mol/l, que devient sa concentration ? Pour trouver la nouvelle concentration, on commence par calculer le nombre de mole d’acide contenu dans les 500 ml de la solution 0,125 mol/l de départ. 4 = # × = = 0,125 × 0,5 = 0,0625 29:;< C; H#: Ce nombre de mole est toujours contenu dans la solution finale mais le volume a été modifié par l’ajout d’eau. On a donc un volume final de 600 ml. La concentration après dilution vaut donc : # = 4/= = 0,0625/0,6 = 0,104 29:/: Exemple 4 : On mélange 250 ml d'une solution de HCl 0,125 mol/l et 350 ml d'une solution de HCl 0,300 mol/l. Quelle sera la concentration de la solution obtenue ? Le nombre de mole contenu dans la solution finale est la somme des nombres de moles de HCl apportés par chacune des deux solutions. 4$ = #$ × =$ = 0,125 × 0,25 = 0,03125 29:;< C; H#: 4" = #" × =" = 0,300 × 0,35 = 0,105 29:;< C; H#: Le nombre total de moles sera donc de n = 0,03125 + 0,105 = 0,13625 mol. Quant au volume, il est la somme des deux volumes mélangés soit 600 ml (0,6 l). Nous pouvons à présent calculer la concentration du mélange obtenu : 4%&% 0,13625 #= = = 0,227 29:/: =%&% 0,6 Chimie Générale - Olivier Lentzen  37 Exemple 5 : Comment préparer 500 ml d'une solution 0,15 mol/l en H2SO4 à partir de la solution concentrée dont les caractéristiques sont : d = 1,84 et % H2SO4 = 98 ? On donne la densité de la solution, ce qui signifie que sa masse volumique vaut 1,84 g/ml. Autrement dit, 100 ml de cette solution concentrée ont une masse de 184 g. Le pourcentage dont il est question sur l'étiquette est le pourcentage massique : il y a donc 98 g d'acide pur dans 100g de la solution. Nous allons commencer par calculer la concentration molaire de la solution stock d’H2SO4 concentré. Pour cela, il suffit de rassembler les deux informations détaillées ci-dessus : on sait que 100 ml de solution pèse 184 g et que 100 g de solution contiennent 98 g d’acide. Il y a 98 g d’acide dans 100 g de solution 98 ´ 1,84 184 g de solution 180,3 g. 100 ml de solution Notre solution contient donc 180,3 g d’acide pour 100 ml. Elle est donc 1803 g/l. Puisque la masse molaire de d’H2SO4 vaut 98 g/mol, on trouve facilement que la concentration molaire de notre stock est de 18,4 mol/l. Pour ceux qui auraient du mal avec les % × , × 10 règles de 3, notons que ce raisonnement ! ($%&/&) = peut être résumé par la formule ci- / contre. 98 × 1,84 × 10 #= = 18,4 29:/: 98 Dans un deuxième temps, il faut calculer le nombre de mole d'acide contenu dans le volume de la solution que nous voulons préparer. 4 = # × = = 0,15 × 0,5 = 0,075 29: Ce nombre de mole est à prélever dans notre stock concentré. Nous allons donc calculer le volume de stock contenant ce nombre de mole. 4 0,075 == = = 0,00405 : = 4,05 2: # 18,5 Pour préparer notre solution, on prend donc un matras de 500 ml et on y introduit les 4,06 ml d’acide. On met ensuite au trait avec de l'eau. Chimie Générale - Olivier Lentzen  38 V. Applications 1) Quelle masse de KMnO4 faut-il peser pour préparer 500 ml d'une solution 0,2 mol/l de cette substance ? (Rép : 15,8 g) 2) Quel volume de solution 0,1 mol/l de KMnO4 contient 3,16 g de cette substance ? (Rép : 200 ml) 3) On dissout 20 g de NaOH dans de l'eau, l'ensemble a une masse de 250 g, quelle est la concentration de cette solution en % massique de NaOH ? (Rép : 8 %) 4) Quelle masse de NaOH est contenue dans 200 g de solution de NaOH à 8 % ? (Rép : 16 g) 5) Calculer la concentration de la solution concentrée commerciale d’HCl dont les caractéristiques sont : % massique d’HCl = 36 % et d= 1,18. (Rép : 11,64 mol/l) 6) Comment préparer 1 litre de solution HCl 1 mol/l à partir d’une solution d’HCl 12 mol/l ? (Rép : prélever 83,3 ml et mettre au trait à 1 litre) 7) Comment préparer 1 litre de solution d’H2SO4 1 mol/l à partir d’une solution concentrée dont les caractéristiques sont : % massique de H2SO4= 93,64 et d = 1,83 ? (Rép : prélever 57 ml et mettre au trait à 1 litre) ! 8) Comment préparer 500 ml d’une solution de H2O2 0,2 mol/l à partir d’une solution à 30 % et de d = 1,12 de cette substance ? (Rép : prélever 10,1 ml et mettre au trait à 500 ml) ! 9) Calculez combien de molécules d’aspirine (M = 180) parviennent dans chaque cm3 de votre corps lorsque vous en absorbez 1 mg. Supposez que le volume de votre corps vaut en litre sa masse exprimée en kg et que le médicament est réparti uniformément dans le corps. (Rép : environ 1013 molécules en fonction de votre poids) 10) Un échantillon d’un composé dont la formule est MCl2.2H2O présente une masse de 0,642 g. Lorsque ce composé est chauffé de façon à éliminer l’eau du cristal, on recueille 0,0949 g d’eau. Quelle est la nature de M ? (Rép : Ba) Chimie Générale - Olivier Lentzen  39 11) L’acide phosphorique concentré (H3PO4) est une solution aqueuse dont le pourcentage massique en acide vaut 85%. Sachant que cette solution concentrée est 15 mol/l, quelle est la masse volumique de cet acide ? (Rép : d = 1,73) 12) Combien de ml d’une solution 14,6 mol/l en H3PO4 doit-on prélever pour préparer un litre de solution 0,650 mol/l ? (Rép : 44,5 ml) 13) Si une tasse de café contient 300 mg de caféine (C8H10N4O2), quelle est la molarité de la caféine dans une tasse de café (4 tasses = 0,946 l) ? (Rép : 0,0066 mol/l) 14) On ajoute 123 ml d'eau à 750 ml d'une solution de Na2SO4 dont la concentration est 0,231 mol/l, que devient sa concentration ? (Rép : 0,198 mol/l) ! 15) On mélange 30 ml d'une solution de KOH 1,21 mol/l et 250 ml d'une solution de KOH 0,72 mol/l. On demande quelle sera la concentration de la solution obtenue ? (Rép : 0,773 mol/l) ! 16) On ajoute 5 g de Na2CO3 à 300 ml d'une solution 0,325 mol/l de cette substance, que devient sa concentration ? (Rép : 0,482 mol/l) 17) Une solution contient 36,0 g d'eau et 46 g de glycérol CH2OH-CHOH-CH2OH. Quelles sont les fractions molaires des deux substances ? (Rép : 0,20 pour le glycérol et 0,80 pour l'eau) Chimie Générale - Olivier Lentzen  40 Chapitre 7 – Fonctions chimiques et nomenclature I. Les règles de nomenclature 1. Nomenclature des corps simples Le nom systématique des corps simples indique simplement le nombre d’atomes qu’ils contiennent au moyen de préfixes grecs (mono, di, tri, tétra, penta, hexa, hepta, octa, …). Formule Nom systématique Nom commun O2 Dioxygène Oxygène O3 Trioxygène Ozone S8 Octasoufre 2. Nomenclature des corps composés covalents Un composé covalent est un composé qui ne s’ionise pas, autrement dit qui n’est pas constitué de l’association d’anions et de cations. Ce type de composé est habituellement constitué de 2 non-métaux. Le nom systématique de ces composés indique la nature des deux constituants en inversant l’ordre des noms par rapport à l’ordre des constituants dans la formule. Les proportions des constituants sont indiquées à l’aide de préfixes grecs précédant le nom des éléments auxquels ils se rapportent. Pour éviter des problèmes de prononciation, on laisse souvent tomber la finale o ou a du préfixe quand l’élément commence lui-même par une voyelle. Par exemple, N2O4 est souvent appelé tétroxyde de diazote plutôt que tétraoxyde de diazote. Formule Nom systématique Nom admis N2 O Oxyde de diazote Hémioxyde d’azote CO Monoxyde de carbone N2 O3 Trioxyde de diazote Sesquioxyde d’azote CS2 Disulfure de carbone N2 O5 Pentoxyde de diazote Hémipentoxyde d’azote SO3 Trioxyde de soufre CCl4 Tétrachlorure de carbone SF6 Hexafluorure de soufre Chimie Générale - Olivier Lentzen  41 3. Nomenclature des cations Les cations monoatomiques portent simplement le nom de l’élément correspondant. Lorsque l’élément possède plusieurs états d’oxydation, il faut préciser sa valence au moyen d’un chiffre romain placé entre parenthèses après le nom de l’élément. Par exemple : Na+ : cation sodium Ca2+ : cation calcium Cu+ : cation cuivre (I) Cu2+ : cation cuivre (II) Pour connaître la valence d’un élément, rappelons que les éléments d’un même groupe (colonne du tableau périodique) possèdent le même nombre d'électrons sur leur couche externe et présentent dès lors des propriétés semblables. C’est ainsi que par exemple : ü Les gaz rares (dernière colonne du tableau périodique) ne se lient à aucun autre atome. Cette propriété particulière résulte de la présence sur leur dernière couche de 8 électrons. Cette configuration à 8 électrons est appelée octet. ü Les métaux alcalins (première colonne du tableau périodique) ont tendance à perdre un électron pour accéder à une configuration de type octet. Dès lors, ils ont tendance à former des ions X+. On dit qu’ils ont une valence de +I. ü Les halogènes (avant-dernière colonne du tableau périodique) ont tendance à capter un électron pour se transformer en ions X- pour accéder à une configuration de type octet. On dit qu’ils ont une valence de -I. On peut résumer ces propriétés dans le mini-tableau périodique présenté ci-dessous : H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr +1 +2 +3 +4 -3 -2 -1 0 Chimie Générale - Olivier Lentzen  42 En ce qui concerne les autres éléments (métaux de transition), les principaux cations pouvant être observés sont repris dans le tableau suivant. Vous devrez rapidement connaître les valences de ces éléments. Notons le cas particulier du l’ion mercure de valence I. Cet ion existe sous la forme d’un dimère (association de 2 ions). Élément Ions Élément Ions Fe Fe2+ ou Fe3+ Ag Ag+ Co Co2+ ou Co3+ Sn Sn2+ ou Sn4+ Ni Ni2+ ou Ni3+ Pt Pt2+ ou Pt4+ Cr Cr2+ ou Cr3+ Pb Pb2+ ou Pb4+ Cu Cu+ ou Cu2+ Au Au+ ou Au3+ Zn Zn2+ Hg Hg22+ ou Hg2+ Cd Cd2+ As As3+ ou As5+ Notons finalement qu’il existe quelques cations polyatomiques. Parmi ceux-ci, retenons le cas particulier de l’ion ammonium. Formule Nom NH4+ Ammonium 4. Nomenclature des anions Le nom des anions monoatomiques est formé en ajoutant le suffixe -ure au radical du nom de l’élément correspondant. Notons l’exception de l’anion polyatomique cyanure qui possède également une terminaison en -ure. Les noms des anions dérivés de l’oxygène sont quant à eux formés en ajoutant une terminaison en -yde. Anion Nom Anion Nom F- Fluorure N3- Nitrure Cl- Chlorure CN- Cyanure Br- Bromure O2- Oxyde I- Iodure O22- Peroxyde H- Hydrure OH-