1
Chapitre I Notions fondamentales
1.1 Théorie atomique - Histoire
Selon le philosophe grec DEMOCRITE (au vième siécle avant J.C), la matiére est de nature discontinue.
DEMOCRITE établit que la matière est composée d’un grand nombre de particules invisible et indivisible. Il a donné le nom « atome » à ces particules.
Quatre noms célèbres sont attachés à l’évolution du modèle de l’atome ; Thomson, Rutherford, Bohr et Schrödinger.
- Le modèle de J.J THOMSON suppose que les électrons sont immergés dans une substance de charge positives et de forme indéterminée, comme des raisins dans un cake.
- Ernest RUTHERFORD découvre que la quasi-totalité de la masse d’un atome est concentré dans un petit volume chargé positivement : le noyau. Dans son modèle, les électrons tournent autour du noyau, comme les planètes autour de soleil.
- Modèle de BOHR : ce dernier pense que les électrons se déplacent autour du noyau sur des orbites (couches) bien définies. Il peut y en avoir plusieurs sur une seule couche.
- Erwin SCHRODINGER : pour lui, on ne peut pas connaitre les positions d’un électron, mais on définit une probabilité de trouver un électron.
1.2. Notion d’atome et molécule 1.2.1. Atome
L’atome est constitué d’un noyau entouré d’électrons en mouvement. Le noyau est lui-même constitué de nucléons (protons et neutrons). Les neutrons possèdent une charge nulle alors que les protons possèdent une charge positive. La charge de l’électron étant opposé à celle de de proton et l’atome est électriquement neutre.
Les cations, issus de l’atome correspondant par perte d’électrons, ont un nombre d’électrons inferieure à celui des protons. Ils sont chargés positivement.
Les anions, issus de l’atome correspondant par gain d’électrons, ont un nombre d’électrons supérieur à celui des protons. Ils sont chargés négativement.
1.2.2 Molécule
Une molécule est l’union de deux ou plusieurs atomes liés entre eux par des liaisons covalentes.
Exemple : NaCl, O2.
1.2.3. Nombre d’AVOGADRO
Le nombre d'Avogadro est le nombre d'entités élémentaires (atomes, ions ou molécules) contenues dans une mole de ces mêmes entités. En d'autres termes, cette constante correspond au nombre d'atomes présents dans 12 grammes de carbone 12 (𝑁𝐴= 6.023 × 1023).
2 1.2.4. La mole
Est la quantité de matière d’un système contenant 𝑁𝐴 = 6.023 × 1023entités élémentaires.
Le nombre de mole ou la quantité de matières noté n. Son unité est la mole (mol).
Le nombre de mole peut être calculer selon : n = 𝑁
𝑁𝐴
N nombre d’entités
𝑁𝐴= 6.023 × 1023 nombre d’Avogadro 1.2.5. Masse molaire atomique
C’est la masse d’une mole d’atome ( c’est la masse de 𝑁𝐴 atomes ).
Exemple : M Na = 23 g/mole, M O = 16 g/mol 1.2.6. Masse molaire moléculaire
C’est la masse d’une mole de molécules. Elle est égale à la somme des masses molaires des atomes qui constituent la molécule.
Exemple : 𝑀𝐻2𝑂 = 𝑀𝐻+ 𝑀𝐻+ 𝑀𝑂= 1 + 1 + 16 = 18 𝑔/𝑚𝑜𝑙.
𝑀𝐻𝐶𝑙 = 𝑀𝐻+ 𝑀𝐶𝑙 = 1 + 35.5 = 36.5 𝑔/𝑚𝑜𝑙.
1.2.7. Volume molaire
Le volume molaire d'une substance est le volume occupé par une mole de cette substance.
Le volume molaire d'un gaz parfait est de 22,41 l⋅mol-1 dans les conditions normales de température et de pression (CNTP : T= 0 °C = 273 K et P = 1 atm).
1.2.8 Masse volumique d’un corps - Densité
La masse volumique d'une substance, est une grandeur physique qui caractérise la masse de cette substance par unité de volume.
𝜌 = 𝑚 (𝑔) 𝑣 (𝑐𝑚3)
Exemple :La masse volumique de l'eau est 𝜌𝐻2𝑂 = 1 𝑔 /𝑐𝑚3. 1.2.8.1 Densité d’un corps
a - densité d’un Solide ou liquide
La densité d’un corps solide ou liquide par rapport à l’eau est le rapport de la masse d’un certain volume de ce corps à la masse du même volume d’eau.
d = ρρCorps
H2O = masse d′un certain volume de ce corps masse de meme volume d′eau .
3 Exemple : la masse volumique du fer et d’eau sont respectivement 𝜌𝐹𝑒 = 7.8 𝑔 /𝑐𝑚3 et 𝜌𝐻2𝑂 = 1 𝑔 /𝑐𝑚3. Donc
𝑑 = 𝜌𝐹𝑒
𝜌𝐻2𝑂 = 7.8
1 = 7.8 a - densité d’un gaz
La densité d’un gaz par rapport à l’air est le rapport de la masse d’un certain volume de ce gaz à la masse du même volume d’air dans les conditions de température et de pression.
𝒅 = 𝑴𝟐𝟗𝒈𝒂𝒛
1.2.9 Solution en chimie
la solution est définie comme un mélange homogène de deux matières ou plus. Elle s’obtient en dissolvant, avec des proportions variables, un ou plusieurs solutés dans un solvant.
Exemple : 𝑒𝑎𝑢 + 𝑠𝑒𝑙 → le solvant est l’eau ( constituant majoritaire) et sel est le soluté (substance dissoute)
I.2.9.1. Les paramètre de quantification des solutions a - Fraction molaire
La fraction molaire xi d’un constituant i s’exprime par le rapport de nombre de mole moléculaires ni de ce constituant au nombre de moles moléculaires total ntot de la solution.
𝑥𝑖 =𝑛ni
𝑡 = 𝑛𝑖
∑ 𝑛𝑖
b - Fraction massique
Soit mi la masse de tout constituant i de la solution. La fraction massique fi de ce constituant est donnée par le rapport de sa masse à la masse totale mtot de la solution. i
𝑓
𝑖=
𝑚mi𝑡
=
𝑚𝑖∑ 𝑚𝑖
Exemple :
On dissout 15g d’acide éthanoïque CH3COOH et 11g d’acide chlorhydrique HCl dans un litre d’eau (M=18 g/mol). Calculer
1. La fraction molaire de CH3COOH et de HCl exprimées en pourcentage ? 2. Le pourcentage massique de la solution ?
On donne : C=12, H=1, O=16, Cl=35,5 (g/mol)
1. Calcul de nombre de mole nCH3COOH, nHCl et : nH2O
4 Par définition, on a :
𝑛𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝑚𝑀𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = (12)2+(16)2+415 = 1560 = 0.25 mol 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 𝑚𝐻𝐶𝑙
𝑀𝐻𝐶𝑙 = 11
36.5= 0.3 𝑚𝑜𝑙 𝑛𝐻2𝑂 = 𝑚𝐻2𝑂
𝑀𝐻2𝑂 = 1000
2 + 16= 55.55 𝑚𝑜𝑙 Et les fractions molaires des solutés s’écrivent comme
xCH3COOH = n n CH3COOH
CH3COOH+ nHCl + nH2O = 0.25+0.3+55.50.25 =56.050.25 = 0.0045 𝑥𝐻𝐶𝑙 = 𝑛 𝑛 𝐻𝐶𝑙
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻+ 𝑛𝐻𝐶𝑙 + 𝑛𝐻2𝑂= 0.25+0.3+55.50.3 = 56.050.3 = 0.0053 2. Calcul des pourcentages massiques de la solution, on a
𝑦𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝑚 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝑚𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻+ 𝑚𝐻𝐶𝑙 + 𝑚𝐻2𝑂 × 100 = 20 × 100
20 + 11 + 1000 = 1.94 %
𝑦𝐻𝐶𝑙 = 𝑚 𝐻𝐶𝑙
𝑚𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻+ 𝑚𝐻𝐶𝑙 + 𝑚𝐻2𝑂 × 100 = 11 × 100
20 + 11 + 1000= 1.07%
c - Concentration molaire moléculaire (Molarité) (C)
La molarité ou concentration molaire d’une solution est le nombre de moles de chacun des solutés contenus dans l’unité de volume de la solution.
𝐶 = 𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡é
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 =
C
m𝑀
La concentration d’une entité chimique X est notée CX ou [X]. Exemple : CNa+ ou [Na+].
Remarque
- Une solution est dite molaire pour un soluté donné lorsque C = 1 mol. L-1 - Elle est dite décimolaire lorsque C = 10-1 mol. L-1
- Elle est dite millimolaire lorsque C = 10-3 mol. L-1 d – Concentration normale (La normalité)
La normalité ou concentration équivalente est le nombre d’équivalents gramme contenu dans l’unité de volume de la solution.
𝐶𝑁 = 𝑁𝑒𝑔−𝑔𝑟
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛
5 𝐿𝑒 𝑛𝑜𝑚𝑏𝑟𝑒 𝑑′𝑒𝑞 − 𝑔𝑟 = 𝑚𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡é
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑑′𝑢𝑛 é𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡é= 𝑚𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡é 𝑚1(𝑒𝑔−𝑔𝑟𝑎𝑚𝑚𝑒)
𝑚1(𝑒𝑔−𝑔𝑟𝑎𝑚𝑚𝑒) = 𝑀 𝑍
Pour un acide, Z est le nombre des protons libéré par cet acide
Pour une base, Z est le nombre des OH- libéré par cette base
Pour un sel, Z est le nombre total de charge des ions positifs ou négatifs
En d’autre terme, pour une solution ionique, la concentration équivalente 𝐶é𝑞𝑖 (𝐶𝑁𝑖) d’une espèce ionique i est donnée par la relation suivante :
𝐶𝑁𝑖 = 𝐶𝑖 × 𝑍𝑖 - Dilution
On dilue le soluté en y ajoutant du solvant. Après la dilution la quantité de soluté est la même mais le volume a augmenté.
Avant la dilution : 𝑛1 = 𝐶1 × 𝑉1 et aprés la dilution : 𝑛2 = 𝐶2 × 𝑉2, sachant que le nombre de mole de soluté reste le même :donc 𝑛1 = 𝑛2 ⇒ 𝐶1 × 𝑉1= 𝐶2 × 𝑉2
e- Concentration molale (Molalité)
Cette concentration est donnée par le nombre de mole de soluté dissoute dans un kilogramme de solvant :
Molalité =
mn (mole/kg)Dans le cas des solutions aqueuses suffisamment diluées, la molarité et la molalité sont numériquement égales (C = Cm). En effet dans ces conditions, la masse d’un litre d’une solution est pratiquement égale à la masse d’un litre d’eau (1kg).
f - Pourcentage masse / volume % (m/v) :
C’est la masse en gramme d’un soluté (solide) dans 100 ml (ou 100 cm3) de solution.
g - Pourcentage volume / volume % (m/v) :
C’est le volume d’un soluté (liquide) dans 100 ml (ou 100 cm3) de solution.
h - Concentration massique ou pondérale (Cm)
La concentration massique est la masse de soluté dissout dans un litre de solution. Elle est donnée par la relation :
C
m=
mV (g/l)
6 Remarque : Cm = M C où M est la masse molaire moléculaire du soluté.
2- Etat de la matière
La matière existe sous trois forme a- Etat solide
Un corps solide Possède un volume et une forme bien déterminée. Les solides sont indéformables. Exemple : Or (Au) est solide à la température ambiante.
b - Etat liquide
Les liquides constituent un état fluide. Ils sont déformables et prennent la forme de récipient qui les contient. Exemple : L’éthanol C2H6O est liquide à la température ambiante.
a- Etat gazeux
Les gaz tendent à occuper tout le volume disponible. Ils sont compressibles et se délattent facilement. Exemple : Dioxyde d’azote NO2 est gazeux à la température ambiante.
2.1 Changement d’état de la matière
Le passage d'un corps d'un état à un autre dépend essentiellement de la chaleur et le froid.
3. Classification de la matière (Corps purs et mélanges) 3.1 Corps purs
Il existe de types de corps purs a – corps pur simple
Est un corps pur constitué d’un seule type d’atomes. Il peut être élémentaire (Exemple : Le fer Fe, Le nickel Ni) ou moléculaire dont les atomes sont liés par des liaison covalentes (Exemple : O2, H2, Cl2)
a – corps pur composé
Est un corps pur constitué de plusieurs types d’atomes. Exemple : NaOH, H2SO4, HCl.
7 3.2 Mélange
Un mélange est constitué de plusieurs espèces chimique. Exemple : L’air est un mélange de gaz avec majoritairement de N2 à 78 %, 21 % de O2 et environ 1 % d’autres gaz.
a – Mélange homogène
Un mélange est homogène si on n’arrive pas à distinguer ses constituants à l’œil nu, on observe une seule phase. Exemple : eau de robinet.
b – Mélange hétérogène
Un mélange est hétérogène si on arrive à distinguer au moins deux de ses constituants à l’œil nu. On aura deux ou plusieurs phases. Exemple : eau + sable, eau + l’huile (liquides non miscibles)
