LIQUIDE, GAZ ET SOLUTION

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UE3a Liquide, gaz et solution

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I- Niveaux d’organisation de la matière

A) Caractéristiques des états de la matière

1^erniveau Atome

2^èmeniveau Molécules (H20, butane, ADN…)

3^èmeniveau = état agrégation Matière (liquide, gaz, solide)

La matière est un assemblage plus ou moins organisé d’ions, de molécules. À 0°C, il y a coexistence de l’eau sous forme solide et liquide. Les différents états de la matière ont des propriétés différentes (densité plus faible de la glace...). A 100°C sous pression atmosphérique dite normale, l’eau devient gazeuse.

Etats de la matière = Défini par l’aspect macroscopique, il est défini par des propriétés physiques communes et est stable dans un environnement physique déterminé par l’observateur.

(Limites : Température (T°) et Pression).

Il existe 3 paramètres de classification des états de la matière :

 La densité : état condensé (solide, liquide) ou Non Condensé (gaz)

 Le mouvement : Sans mouvement (solides : cristallisés, amorphes), avec mouvement (fluides : liquides, gaz)

 Le degré d’ordre interne : état ordonné (solide = état cristalisé), ou désordonné (liquide, gaz, solide amorphe).

Dans la matière vivante on va rencontrer des solides cristallisés (os, dents..) ou amorphes (cartilage etc..) des gaz dissous (comme dans le plasma) ou non dissous comme dans les poumons. Il y a également de nombreux liquides (céphalo-rachidien, urine etc…)

Dans la matière, il existe deux tendances antagonistes :

 La tendance au désordre et à l’extension, due à l’agitation moléculaire (origine thermique)

 La tendance à la cohésion, grâce aux forces d’interactions de la matière.

B) Agitation moléculaire

Agitation moléculaire = On augmente la température , ce qui augmente l’énergie cinétique = Agitation thermique → État désordonné. (si T° différente de 0K).

Il existe différents types de mouvement : La rotation, la translation et la vibration.

LIQUIDE, GAZ ET SOLUTION

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Si la température augmente, l’énergie cinétique des molécules augmente aussi (= agitation thermique).

Cas d’un solide: les molécules oscillent autour d’une position moyenne contrairement à celles des gaz qui peuvent parcourir de longues distances Les électrons circulent, ils passent à des orbites de plus hautes énergies. Lorsque l’agitation moléculaire augmente, l’état devient toujours plus désordonné qu’initialement. Les solides sont concernés par les énergies de vibration.

C) Forces d’interaction

Forces INTERmoléculaires Forces INTRAmoléculaires

Forces d’attraction (électrostatiques) Liaisons fortes (ionique, covalente, métallique) Forces de répulsion (encombrement stérique) Liaisons faibles (espèces radicalaires)

Eforces d’interaction = Eliaison → États ordonnées de la matière Les forces INTERmoléculaires

Forces électrostatiques (attraction) = forces de Van Der Waals On a 3 types d’interactions entre

- Des molécules polaires (ex: saccharose ou molecules d’eau) : pôle positif de l’une attire le pôle négatif de l’autre (de proche en proche).

- Des molécules polaires-apolaires : (ex : hydrate d’argon) molécule polaire crée un champ électrique qui peut induire polarisation d’une molécule qui devrait être normalement apolaire.

- Plus rares : des molécules apolaires-apolaires (force de dispersion). Exemple: H2, Gaz rares

→ liquide ou solide uniquement à basse température. Les conditions environnementales extrêmes permettent d’observer cet état de la matière

Distance = distance inter-atomique deq = état d’équilibre Ici exemple avec deux atomes d’hydrogène :

Deq est un endroit de très forte stabilité

Les atomes à l’équilibre stables essayent de rejoindre la distance d’équilibre lorsqu’ils s’en éloignent. Si la dieq trop faible cela permet d’expliquer état de la matière à la repulsion.

Les forces INTRAmoléculaires

• Ce sont des liaison fortes :

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3 Formation de 2 ions

Les liaisons covalentes : C’est une mise en commun des électrons de valence (doublet d’électron) de plusieurs atomes. Sont équidistants entre les deux noyaux. L’ensemble du nuage électronique va se remodeler: on a un axe de symétrie passant par ce doublet d’électron qui est perpendiculaire à la liaison et équidistant des deux noyaux

Les liaisons métalliques : Les électrons délocalisés sont les porteurs de charge et d’énergie = conductivité électrique et thermique élevées La liaison métal assure la cohésion d’agrégats de milliards d’atomes principalement métallique. Chaque Atome est en excès d’électrons et cherche à le donner à son voisin: c’est la conduction. Généralement substances solides, elles sont formées d’atomes ionisés situés au nœud d’un réseau rigide et d’électrons libres capable de se mouvoir dans ce réseau.

Le voyage de l’électron au sein de la matière et d’un atome métalique vers un autre explique la conductivité de la matière.

Un cas particulier : Liaison hydrogène (molécule polaire) Concerne principalement les molécules contenant l’élément oxygène (H2O) Oxygène est très électronégatif → force d’attraction électrostatique.

(force de 5-20% de liaisons intramoléculaires) L’atome d’H sert de « pont

» entre les atomes. Ne se manifeste qu’avec des atomes très électronégatifs (O, N, ..) Charge - attire l’Atome d’H (+) → Les températures de fusion et de vaporisation sont alors très hautes (=anormal) (Exemple : Tfusion (eau) réelle = 0°C sous 1 atmosphère au lieu de -65°C s’il n’y avait pas de liaison hydrogène)

Nous avons donc

Plus ces forces sont grandes, plus l’énergie cinétique nécessaire pour s’en libérer est grande !

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II – Notions de quantité de matière

A) Définition

Unité de la quantité de matière: la MOLE (n)

Une mole correspond à autant d’atome que dans 0,012 Kg de carbone 12 = 12g . (c’est l’élément le plus important sur la planète )

La quantité de matière est une grandeur proportionnelle aux nombres d’entités élémentaires contenus dans la substance étudiée.

N = nombre d’entité élémentaire.

Na = Nombre d’Avogadro = 6,022.10^23 mol-1 (par mole)

→ n ne dépend pas de la nature de la substance ! B) Masse molaire

Masse molaire d’une substance, notée M: (masse d’une mole de la substance)

→ M dépend de la nature de la substance

Notion de quantité de matière : Dissolution d’un solide, liquide ou gaz dans un liquide = solution. → Notion de Solvant (= liquide qui dissout ) si c’est de l’eau, on dit que c’est une solution aqueuse. On parle de soluté pour décrire la substance dissoute.

C) Concentrations molaire et massique

Concentration en mole rapportée à un volume : on parle de molaRIté en mol/L

Concentration en mole rapportée à une masse : on parle de molaLIté en mol/Kg

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III – L’état gazeux

Un gaz :

 N’a pas de volume défini, occupe la totalité du volume offert

 Expansible à l’infini et cette expansion est spontanée.

 Nécessité de définir des conditions d’études : T° et Pression .

On peut dire qu’une masse donnée d’un gaz occupant un volume donné a une température et une pression bien déterminée.

A) Les gaz parfaits

A l’échelle macroscopique, ils obéissent à 5 lois :

1) La loi de Boyle-Mariotte : à T = cst → P.V = cst quand P est faible

2) La loi d’Avogadro : à T et P= cst → Volume molaires identiques (à T°=0°C et P=1atm: Vm=

22,414 L.mol -1)

3) Loi de Charles: à P = cst → V = α.T 4) Loi de Gay-Lusaac : à V = cst → P = k.T

5) Loi de Dalton : PTotal = ∑Pi (Pi= pression que chaque gaz exercerait s’il était seul) À l’échelle microscopique : → Approximation des gaz parfaits :

 Il n’y a pas d’interactions entre les molécules

 Le volume des molécules est négligeable.

La pression P exercée par un gaz : P : N.m-2

F : Newton S : Surface en m2

Le système international de mesure physique ou MKSA (mètre, Kg, seconde, ampère)

Hauteur d’une colonne de liquide : (mercure, Hg) ou Atmosphère : h= hauteur du liquide = 760 mm de Hg (Mercure) à 0°C p = rho = masse volumique du liquide (13595 kg/m3 pour Hg) g = Accélération de la pesanteur (9,81m/s2)

1 atm = 1,013.10^5 Pa = 1,013.10^5 N.m-2

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𝑎.

Équation d’état des gaz parfaits :

P : Pa V : m3 n: mole

R = 8,314 J.mol-1.K-1 (constante molaire des gaz parfaits ) T° : Kelvin (K) 1J = 1Pa.m3

Cette équation traduit un travail qui va pouvoir être récupéré : (Exemple:

le piston)

B) Les gaz réels

Equation d’état des gaz réels par Van Der Waals :

𝑃 + .𝑉 − 𝑏. 𝑛 = 𝑛 . 𝑅. 𝑇

Les atomes ont des diamètres différents, à la différence des gaz parfaits. Les gaz réels ont donc une pression forcément supérieure à celle que l’on devrait observer si on avait un gaz parfait. a et b sont des constantes caractéristiques de chaque gaz. (b ou covolume = volume propre des molécules) Conditions d’applications : (pour appliquer cette relation) - Faible masse molaire, molécule non polaire et faible polarisabilité - Grand Volume offert au gaz et Pression faible. - Température éloignée de la température de condensation. (pour éviter les réactions chimiques..)

C) Bases de la théorie cinétique des gaz Un gaz est un milieu constitué de particules qui :

 Sont très éloignées les unes des autres

 Se déplacent continuellement à très grande vitesse et en ligne droite.

 Entrent en collision (entre elles ou avec paroie limitant le volume occupé par le gaz).

Si il y a du mouvement, on peut écrire le théorème de l’énergie cinétique :

Énergie cinétique moyenne :

L’agitation moléculaire dépend de la Température , on peut alors écrire : k = constante de Boltzmann = 1.38066 × 10-23J K-1

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7 Conséquences directes :

→ À T= 0K (0 absolu) : Pas de mouvement. (Loi de Charles)

→ À T > 0K

Vitesse quadratique moyenne est inversement proportionnelle à la racine carré de la masse des molécules

Solubilité :

Solubilité de l’eau et quelques composés minéraux et organiques à 0°C : Iodure de sodium : 3179 g /L Saccharose 1790g/L

Sulfate de cuivre :316 g/L Urée 780 g/L Camphre : 1g/L

(Ces exemples ne sont pas à apprendre uniquement illustrations pour le cour ) On remarque des différences d’un soluté à l’autre .

Définition de la solubilité : C’est la quantité maximale de l’espèce chimique dissoute dans un volume donné de solvant = on obtient alors une solution saturée du soluté

ATTENTION : Un soluté pur en excès et sa solution saturée constituent toujours deux phases distinctes en équilibre.

Elle peut dépendre :

- Nature du solvant et du soluté : parenté de structure qui va favoriser cette solubilité - Température : Si dissolution endothermique : Une augmentation de la solubilité

quand T augmente

Si dissolution exothermique = une diminution de la solubilité quand T augmente

- Pression : L’effet de modification de pression s’exerçant sur la solution n’existe que s’il y a une variation de volume au cours de la dissolution

- Autres facteurs pouvant jouer sur cette solubilité : agitation du solvant, variation de Ph … Plus une molécule est lourde, plus elle se déplace lentement !

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IV – Solubilité des gaz dans un liquide

Loi de Henry : À Température constante et à saturation, la quantité de gaz dissous dans un liquide est proportionnelle à la pression partielle qu’exerce ce gaz sur le liquide.

La quantité de gaz dissous dépend donc de :

 La nature du liquide et du gaz considéré

La surface de contact gaz/liquide.

 La pression exercée par le gaz sur le liquide.

 Le temps (durée pendant laquelle s’exerce la pression).

 La température ( Si la température augmente, la dissolution diminue).

Solubilité des gaz :

À T° constante, La tension (pression exercée par le gaz dissous) : On a 3 situations :

- La saturation : (T° constante) : Tension de gaz dissous = Pression du gaz libre → Pas d’échange gazeux ex : Modèle d’oxygène dissous dans l’eau d’un étang possible (selon l’atmosphère et T° donnée). → C’est une situation d’équilibre.

- La sous-saturation (T° constante) : Si la pression du gaz libre augmente, la dissolution du gaz dans le liquide augmente jusqu’à revenir à un équilibre des tensions (saturation). →Échange gazeux → Modèle de l’absorption de L’O2 lors de la respiration.

- La sur-saturation : (À T° constante) : Si la pression du gaz libre diminue, augmentation de l’élimination jusqu’à l’équilibre des tensions. → Échange gazeux Exemple : Bouteille de champagne. Si on ouvre, chute de la pression libre : → Liquide en sur-saturation (élimination du gaz dissous).

Tension >> Pression libre.

Volume dissous :

α : coefficient d’absorption v = volume du liquide

P = pression partielle en mm de Hg

Il y a une baisse de la solubilité dans des solutions contenant d’autres espèces chimiques (Exemple : plasma).

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9 Solubilité des liquides et des solides dans un liquide :

Dissolution = solvatation

Solvatation : c’est la dispersion des atomes , ions , molécules dans un solvant , elle peut faire intervenir :

 Interaction dipôle-ion ( ex Na+ et eau )

 Des liaison hydrogène ( ex alcool et eau )

 Des liaison des Van Der Waals ( ex méthane et cyclohexane ) Exemple de solvatation : avec une solution aqueuse ionique

Cela va entraîner la rupture hétérolytique d’une liaison covalente à caractère ionique.

Un soluté ne pourra se dissoudre, que si l’interaction soluté-solvant compense l’interaction soluté- soluté ou solvant-solvant .

Solubilité d’un liquide dans un liquide : on distingue :

 Solution électrolytique (présence d’ions) : les propriétés des solutions ioniques sont équivalentes

 Solution non électrolytique = grande solubilité si il y a une parenté dans la structure (ex eau et méthanol )

Solubilité d’un solide dans un liquide = Dépend principalement des forces intermoléculaires Un composé polaire est très bien solvaté dans un solvant polaire

Un composé apolaire est mieux solvaté dans un solvant apolaire