2nd Cours sur le chapitre 1 : Identication des espèces chimiques
1 Corps purs et mélanges
1.1 Espèce chimique
La matière est constituée d'entités chimiques (molécules, atomes, ions).
Une espèce chimique est un ensemble d'entités chimiques identiques.
Une espèce chimique est caractérisée par sa formule, son aspect physique (état physique à température ambiante, couleur, odeur, etc.) et ses propriétés physiques (température de fusion, d'ébullition, masse volumique, indice de réfraction, etc.) et ses propriétés chimiques.
Exemples d'espèces chimiques : l'eau, l'acide salycilique, l'acide acétique (extrait du vinaigre), le cuivre, le chlorure de sodium (sel de cuisine).
Un mélange est constitué de plusieurs espèces chimiques diérentes.
Figure 1 L'acide salicylique est une molécule présente dans la feuille de saule. C'est le principe actif de l'aspirine dont elle est très proche et c'est une espèce chimique
1.2 Corps purs simples et corps pur composés
Un corps pur est constitué d'une seule espèce chimique.
On distingue deux types de corps purs : les corps purs simples et les corps purs composés.
Un corps pur simple est constitué d'un seul type d'atomes.
Exemples : l'argent Ag, le charbon C, le dioxygène O2.
Un corps pur composé est un corps pur qui est constitué de plusieurs types d'atomes. Ces atomes diérents restent dans des proportions bien dénies dans le corps pur considéré.
Exemples : l'eau H2O, l'éthanol C2H6O, le sel ((Na+; Cl− ) : chlorure de sodium qui s'écrit NaCl en écriture statistique pour désigner un solide ionique comme le gros sel et Na++Cl− en écriture ionique pour l'eau salée). On remarquera que dans l'écriture ionique, les charges ne sont pas écrites, alors qu'elles existent dans la réalité. On fait cela par convention d'écriture pour distinguer ce qui est solide (cristal de gros sel) de ce qui n'est pas solide comme le sel fondu ou l'eau salée.
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1.3 Mélanges homogènes et hétérogènes
Lorsque plusieurs espèces chimiques sont mélangées, elles peuvent former deux types de mélanges : un mélange homogène ou hétérogène.
Un mélange homogène est constitué d'une seule phase.
Exemple : l'acier est un mélange homogène de carbone et de fer (alliage). Le thé est un mélange homogène. Le pétrole est un mélange homogène d'hydrocarbures (molécules avec C et H).
Figure 2 Le thé est un mélange homogène d'espèces chimiques
Des liquides sont miscibles lorsqu'ils se mélangent l'un avec l'autre pour former un mélange homogène.
Exemple : l'eau et l'éthanol sont deux liquides miscibles en toutes proportions ; ils forment un mélange homogène et il est alors impossible de distinguer l'un de l'autre dans la solution résultante.
Un mélange hétérogène est constitué de plusieurs phases (solide, liquide, gaz), c'est- à-dire plusieurs corps que l'on peut distinguer.
Exemple : l'eau et le fer en poudre forment un mélange hétérogène tout comme l'eau et le vinaigre.
Des liquides ne sont pas miscibles lorsqu'ils forment un mélange hétérogène, constitué de plusieurs phases distinctes.
Figure 3 L'eau et l'huile forment deux phases non miscibles : une phase aqueuse et une phase organique et par conséquent forment un mélange hétérogène
Pas de malentendu : Un mélange peut sembler homogène à l'÷il nu et être hétérogène si on l'observe au microscope comme le lait qui est une émulsion de très nes gouttelettes de graisse dans l'eau.
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2 Propriétés physiques des espèces chimiques
2.1 Masse volumique et densité
Une espèce chimique est caractérisée par sa masse volumique, ou par sa densité, qui dépend de son état physique.
Selon son état physique, la masse volumique d'un échantillon peut considérablement varier.
La masse volumique ρ d'un échantillon de matière est une grandeur égale au quotient de sa masse m par le volume V qu'il occupe. Elle est donc dénie par la relation : ρ= m
V
Dans cette expression, la masse m s'exprime en gramme (g), le volume en centimètre cube (cm
3) et la masse volumique en gramme par centimètre cube (g · cm−3).
La densité est une grandeur sans unité. La densité d'un liquide ou d'un solide est égale au quotient de la masse volumique de l'échantillon par la masse volumique de l'eau. La densité est donc dénie par la relation : d= ρ
ρeau
Dans cette relation, les masses volumiques doivent être exprimées dans la même unité.
Exemples : Masses volumiques et densités de quelques espèces chimiques, à θ = 20 °C : ρ(eau liquide) = 1,00 g·cm−3; ρ(éthanol liquide) = 0,789 g·cm−3; ρ(eau solide) = 0,92 g·cm−3 à θ = 0 °C d(eau liquide) = 1,00 à 20 °C, d(éthanol liquide) = 0,789 à 20°C, d(eau solide) = 0,92 à 0°C.
2.2 Température de changement d'état
Figure 4 Les diérents changements d'état d'une espèce chimique
Le passage de la matière d'un état à un autre (solide, liquide ou gazeux) est appelé changement d'état. Pour un corps pur, il se produit à une température donnée, qui dépend de l'espèce chimique constituant le corps pur.
Le passage de l'état solide à liquide (ou liquide à solide) se produit à la température de fusion, notée θf (point de fusion).
Le passage de l'état liquide à l'état gazeux (ou de gazeux à liquide) se produit à la température d'ébullition, notée θeb (point d'ébullition).
Exemple : Pour l'eau, θf = 0°C et θeb = 100°C à la pression atmosphérique (1015 hPa - hectopascals). Le point d'ébullition augmente lorsque la pression augmente et diminue quand la pression diminue. Par exemple, en haut du Mont Blanc, l'eau bout à 85°C car la pression
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est inférieure à 1015 hPa (de l'ordre de 500 hPa, soit la moitié de la pression atmosphérique au niveau du sol) et il est impossible de faire cuire un ÷uf dur. Inversement, dans une cocotte minute, la pression est supérieure à 1015 hPa et les aliments cuisent plus vite. Dans une centrale nucléaire, l'eau est à 155 fois la pression atmosphérique normale (155 bars) et bout à 345°C.
2.3 Solubilité
La solubilité s (exprimée en g·L−1) d'une espèce chimique (solide, liquide ou gaz) correspond à la masse maximale de cette espèce que l'on peut dissoudre dans un litre de solution (généralement de l'eau).
La solubilité dépend de la température et de la nature de la solution.
Exemple : s(sel dans l'eau) = 360 g·L−1.
2.4 Autres caractéristiques et propriétés physiques
Comme caractéristiques physiques, on peut citer l'éclat (brillant ou non brillant), la couleur et comme autre propriété physique la résistivité (conducteur ou isolant) ou encore le module d'élasticité (module d'Young), la tenue au choc (ductile ou fragile), la dureté (dur ou mou : qui raye ou qui se raye). Cette liste est non exhaustive.
3 Identication d'espèces chimiques
3.1 Identication par les propriétés physiques
On peut identier une espèce chimique par ses caractéristiques physiques (aspect, couleur), mais surtout par ses propriétés physiques.
Pour identier une espèce chimique, il faut comparer ses propriétés physiques à celles qui sont référencées (voir l'énoncé, les ches de sécurité du NIOSH, le livre Handbook of Chemistry ou Wikipedia).
3.2 Identication par des tests chimiques
Il existe des tests chimiques qui permettent de reconnaître la présence de certaines espèces chimiques.
Pour identier une espèce chimique, on peut réaliser des tests chimiques.
Figure 5 Exemples de tests chimiques
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