Chapitre 1 Notions fondamentales
La chimie est l’étude de la matière et des transformations qu’elle peut subir.
Tout ce qui possède une masse et qui occupe un espace est de la matière.
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I-Etats et caractéristiques macroscopiques des états de la matière
I.1 Etat de la matière
La matière se présente sous des formes différentes appelées états de la matière Les trois états de la matière sont: le solide, le liquide et le gaz
Chaque état de la matière présente ses propres caractéristiques, ainsi :
- L’état solide garde une forme et un volume constant, ne peut être comprimé et ne peut s’écouler.
- L’état liquide prend la forme du récipient, garde le volume constant, ne peut être comprimé, peut s’écouler
- L’état gazeux prend la forme et le volume du récipient, peut être comprimé et peut s’écouler.
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I.2 Propriétés de la matière
• Propriété physique: caractéristique qu’on peut observer ou mesurer sans modifier la nature de la matière.
Exemples: masse, température, couleur
• Propriété chimique: Toute propriété qui décrit comment une matière réagit avec une autre matière, en formant une nouvelle matière.
Exemple: la réaction du zinc avec l’acide chlorhydrique donne du gaz hydrogène
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I.3 Grandeurs physiques caractéristiques de la matière et de ses états
Les grandeurs physiques peuvent être exprimées par les 5 unités de base définies par le système international (SI).
Grandeur mesurée
Unité de mesure
Symbole
longueur mètre m
masse kilogramme kg
température kelvin K
temps seconde s
quantité de matière
mole mol
Chaque unité peut être modifiée par un préfixe
Préfixes courants utilisés dans le SI
II-Changements d’état de la matière
Chaque changement d'état porte un nom spécifique :
• Lorsqu'un solide devient liquide, on parle de fusion ;
• Lorsqu'un liquide devient solide, on parle de solidification ;
• Lorsqu'un liquide devient gaz, on parle de vaporisation ;
• Lorsqu'un gaz devient liquide, on parle de liquéfaction ;
• Lorsqu'un gaz devient solide, on parle de condensation ;
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Lorsqu'un solide devient gaz, on parle de sublimation.
III-Corps pur
.Une substance pure ou corps pur est une substance qui ne comporte qu’une seule sorte de particules
Exemples: eau distillée, sel de table (chlorure de sodium) , gaz oxygène Un corps pur peut être simple ou composé.
III.1 Corps pur simples et éléments.
- Un corps simple est constitué d’un seul type d’élément.
- Chaque élément sera désigné par un symbole. Exemples : H (hydrogène), Na ( sodium), Fe (fer)
III.2 Composés
- Un composé est une substance qui est constituée d’au moins deux éléments différents dans des proportions définies.
Exemple: eau (est formée des éléments d’oxygène O et d’hydrogène H dans une proportion définie).
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IV Notions d’atome, molécule, ion et mole
• L’atome est la plus petite partie d’un élément qui puisse exister.
Ex: la plus petite partie de l’élément carbone C est un atome de carbone
• Les atomes s’associent pour donner des molécules, une molécule est par conséquent une union d’atomes.
Ex: la molécule d’eau est formée par l’union de 2 atomes d’hydrogène H et de 1 atome d’oxygène O
La molécule est représentée par une formule chimique appelée formule moléculaire.
Elle indique le nombre d’atomes de chaque élément dans une molécule.
Exemple:
la molécule d’eau a pour formule moléculaire H2O : chaque molécule d’eau contient deux atomes d’hydrogène H et un atome d’oxygène O
Un ion est un atome ou une molécule chargé positivement (cation) ou négativement (anion) Ex: cation sodium (Na+); anion chlorure (Cl-); cation ammonium (NH4+)
La mole (mol): est une unité pour compter le nombre de particules . Par analogie :
Une douzaine d’œufs une paire de chaussures
Une mole est le nombre de particules (atomes, molécules ou ions) égal au nombre d’atomes de carbone dans 12 g de C-12
Ce nombre est: 6.022 x 1023 . Il est appelé nombre d’Avogadro
1 mole de particules = 6.022 x 1023 particules Masse molaire
• La masse molaire d’un élément est la masse, en grammes, de 6.022 x 1023 atomes de cet élément : C’est la masse de 1 mol de cet élément
• Cette masse apparait sur le tableau périodique Exemples : élément masse molaire (g/mol)
H 1,00
O 15,99
N 14
La masse molaire d’un composé est la masse, en grammes, de 6.022 x 1023 molécules de ce composé.
On le calcule à partir de la formule moléculaire en utilisant les masses molaires des éléments qui constituent la molécule.
Exemples : calculer la masse molaire de l’éthanol C2H5OH M(C2H5OH) = 2M(C) + M(O) + 6M(H)
= 2x12 + 16,0 + 6x1,0 = 46 g/mol
V-Masse atomique
La masse atomique est la masse d’un atome exprimée en unités de masse atomique (uma ou u).
Par définition: 1atome 12C a une masse de 12uma.
1 uma = 1.6605 x 10-27 kg
On exprime les unités des masses d’un atome ou d’une molécule en uma Exemples:
– 1 atome de carbone = 12.01 uma – 1 atome d’oxygène = 16.00 uma
– 1 molecule O2 = 2(16.00 uma) = 32.00 uma
VI- Aspects qualitatifs de la matière
VI-1-Mélanges
Un mélange comporte au moins deux corps purs différents, donc au moins deux types de particules
Exemples : eau de mer, laiton (cuivre et zinc), plantes, les médicaments, le parfum … On distingue deux types de mélanges :
a) Mélange hétérogène
C’est un mélange pour lequel on peut distinguer au moins 2 constituants (à l’œil nu ou au microscope) Exemples : la plupart des roches qui composent un paysage, les mélanges de sucre et de sable, le lait …
b) Mélange homogène
est un mélange pour lequel on ne distingue pas les différents constituants à l’œil nu ( et même avec un microscope)
Exps : eau sucrée, eau salée, sirop, miel,….
VI-2 Solutions
Les solutions sont des mélanges homogènes d’au moins deux substances.
Le solvant est la substance présente en grande quantité.
Le soluté est la substance présente en petite quantité et qui est dissoute dans le solvant.
Lorsque le solvant est l’eau on parle de solution aqueuse
VII-Aspects quantitatifs de la matière
VII.1 Molarité
On définit la molarité, comme étant le rapport entre le nombre de moles de soluté, n, et le volume de la solution, V, exprimé en litres de solution : c = n/V
Exemple : Calculer la molarité d'une solution préparée en dissolvant 15 g de NaOH dans suffisamment d'eau pour faire 250 mL de solution.
VII.2 Dilution
Les solutions utilisées au laboratoire sont souvent achetées sous une forme concentrée. À partir de ces solutions commerciales, il est possible de préparer des solutions de concentrations plus faibles en effectuant une dilution, c’est-à-dire en ajoutant du solvant. Pour effectuer une dilution, il est nécessaire de savoir comment faire passer la concentration d’une solution d’une valeur initiale Ci à la valeur désirée Cf. Supposons que l’on prélève un volume Vi de la solution initiale. Le nombre de moles de soluté contenu dans ce volume est:
n= C x V
On ajoute ensuite assez de solvant pour obtenir un volume Vf. La nouvelle concentration est égale au même nombre de moles de soluté divisé par le nouveau volume: Cf = C i x Vi / Vf
Cette formule peut être réarrangée sous une forme plus facile à retenir:
C i x Vi = Cf x Vf
Exemple : Quel volume de solution de KMnO4 0,038 mol/L faut-il utiliser pour préparer 250 mL d’une solution de KMnO4 2,5 x 10-3 mol/L?
