M. Hadj Sadok NOTIONS FONDAMENTALES I. Introduction La chimie est la science de la matière et de ses transformations. Le monde de la chimie englobe donc tous les matériaux qui nous entourent- les cailloux que nous foulons, la nourriture que nous mangeons, la chaire dont nous sommes faits et le silicium que nous introduisons dans les ordinateurs. Aucun matériau n’est hors de portée de la chimie, qu’il soit vivant ou mort, végétal ou minéral sur terre ou dans une étoile lointaine. II. La matière Chaque fois que nous touchons, que nous pesons quelque chose, nous travaillons avec de la matière. La matière est tout ce qui a une masse et qui occupe un espace. La matière se présente sous différents formes appelées états de la matière. Les trois états de la matière les plus courants sont le solide, le liquide et le gaz : Un solide est une forme rigide de la matière. Il a une forme propre, un volume fixe peu variant avec la température ou la pression Un liquide est une forme fluide de la matière qui a une surface bien définie, un volume déterminé et qui prend la forme de son contenant Un gaz est une forme fluide de la matière qui occupe tout le volume de son contenant ; sa pression dépend alors de la température. 1 M. Hadj Sadok III. Classification de la matière La matière se présente sous forme de corps purs ou de mélanges. a) Le corps pur Le corps pur est formé de molécules identiques. Un corps pur peut être simple ou composé - Un corps simple est un élément constitué d’atomes identiques - Un corps composé est un élément constitué d’atomes différents qui forment des molécules ou des composés ioniques. b) Les mélanges Un mélange peut être homogène ou hétérogène - Un mélange homogène est totalement uniforme au niveau microscopique (on observe la présence d’une seule phase). - Un mélange hétérogène est composé de constituants qui ne sont pas répartis uniformément dans tout le volume. (on observe généralement la présence de plus d’une phase). Classification de la matière Corps pur Corps simple IV. Corps composé Mélange Homogène hétérogène L’atome et la molécule: L’atome est la plus petite partie d’un élément qui conserve toutes les propriétés caractéristiques de cet élément. 2 M. Hadj Sadok Oxygène O Hydrogène H Carbone C Azote N La molécule est la plus petite entité de matière, constituée d’au moins deux atomes identiques ou différents, qui possède les propriétés de la substance. V. Les unités de mesure Pour exprimer les mesures, la communauté scientifique a adopté le système international d’unités (SI) Toutes les unités du SI dérivent des unités de base répertoriées dans le tableau suivant Grandeurs Unités Abréviations Masse kilogramme Kg Longueur mètre M Temps seconde S Température kelvin K Quantité de matière mole Mol Courant électrique ampère A Intensité lumineuse candela Cd Des préfixes utilisés avec les unités SI sont regroupés dans le tableau suivant : 3 M. Hadj Sadok VI. Préfixes Valeurs Abréviations téra 1012 T giga 109 G méga 106 M kilo 103 k hecto 102 h deca 101 da Déci 10-1 d centi 10-2 c milli 10-3 m micro 10-6 µ nano 10-9 n pico 10-12 p Définition d’une mole C’est la quantité de matière d’un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atome dans 12g de carbone 12. 1mol contient le nombre d’Avogadro (N = 6,02 1023) d’entités. VII. Définition de la masse molaire d’un élément C’est la masse en gramme d’une mole de cet élément. Numériquement elle est égale à la masse atomique de cet élément, exprimé en u. VIII. Définition de l’unité de masse atomique (u) La masse d’un atome est très petite, les scientifiques ont convenu d'utiliser une unité de mesure de masse atomique. Plusieurs atomes ont été utilisés comme étalon (1H, 16O, etc.), mais depuis 1961, par convention, c’est le 12C qui sert d’étalon. L'unité de masse atomique unifiée (symbole u ou uma) est une unité de mesure standard, utilisée pour mesurer la masse des atomes et des molécules. Cette unité n'appartient pas au système international (SI), et sa valeur est obtenue expérimentalement. Elle est définie comme 1/12 de la masse d'un atome du nucléide 12C (carbone), non lié, au repos, et dans son état fondamental. 4 M. Hadj Sadok En d'autres termes un atome de 12C a une masse de 12u et si on prend N (nombre d'Avogadro) atomes de 12C, on aura une masse de 12 g. 1u = 1,66054 10-27 kg = 1,66054 10-24g. 5 M. Hadj Sadok LES ATOMES I. Introduction Pour Démocrite (460 - 370 av. J.-C.), la matière est constituée de minuscules et indivisibles particules appelées « atomes » qui pouvaient se lier par l'intermédiaire de « crochets » pour donner à un corps, un objet, son existence. Mais pour Aristote (384 - 322 av. J.-C.), la matière peut être divisée et résulte de la combinaison de quatre éléments : l'eau, l'air, le feu et la terre. Durant de longs siècles, cette théorie de l'atome sera oubliée et seule la théorie des quatre éléments sera véhiculée par les savants. Mais, au cours de ce siècle, toutes les théories mises de côté sont exhumées et approfondies grâce aux progrès techniques qui permettent de plonger au cœur de la matière. C’est en 1808 que le scientifique et enseignant John Dalton a mis au point sa théorie atomique de la matière sur laquelle repose toute la chimie moderne. Les trois grands principes de la théorie atomique moderne sont les suivants : Chaque élément se compose de minuscules particules appelées « atomes ». Tous les atomes d’un élément donné possèdent des propriétés chimiques similaires; les atomes d’éléments différents ont des propriétés différentes. Dans une réaction chimique ordinaire, aucun atome d’un élément quelconque ne disparaît ou n’est transformé en un atome d’un autre élément. Les atomes de plusieurs éléments se combinent pour former des composés. Dans un composé donné, le nombre relatif d’atomes de chaque élément est défini et constant. II. II.1. Mise en évidence des particules fondamentales Les tubes à décharge d’Eugene Goldstein En 1886, le physicien allemand Eugène GOLDSTEIN (1850-1930) qui étudiait les effets des rayons cathodiques dans un tube de Plücker, eut l’idée d’employer comme cathode un disque percé de trous. Il constata l’apparition, dans l’espace situé à l’arrière de sa nouvelle cathode, de faisceaux qu’il nomma rayons canaux, car ils se propageaient en ligne droite à travers les trous du disque. Curieusement, ces rayons se dirigeaient dans le sens opposé à celui des rayons cathodiques, c’est-àdire vers l’anode ce qui a mis en évidence la présence de charges positives dans les noyaux 6 M. Hadj Sadok II.2. L’expérience de J. J. Thomson Vers la fin du XIXème siècle, le physicien J.J. Thomson commença des expériences sur les tubes cathodiques. Un tube cathodique est un tube de verre étanche presque entièrement sous vide. En appliquant une haute tension entre deux électrodes à une extrémité du tube, on crée un faisceau de particules qui part de la cathode (l'électrode chargée négativement) vers l'anode (l'électrode chargée positivement). Ces tubes sont appelés cathodiques parce que le faisceau de particules, ou "faisceau cathodique", part de la cathode. Ce faisceau est détecté grâce à une couche de phosphore qui recouvre la partie du tube qui est à l'opposé des électrodes. Le phosphore émet de la lumière quand il est frappé par le flux cathodique. Pour tester les propriétés des particules, Thomson plaça deux plaques portant des charges électriques opposées de chaque coté du faisceau cathodique. Le flux de particules fut alors dévié vers la plaque chargée positivement. Il en déduisit que le faisceau cathodique était composé de particules de charge négative. Thomson plaça également deux aimants de part et d'autre du tube, et observa que le champ magnétique ainsi créé faisait également dévier le faisceau. Les résultats de ces expériences lui permirent de déterminer le rapport masse sur charge des particules du faisceau cathodique. Thomson essaya de répéter l'expérience en utilisant différents métaux pour les électrodes, et à chaque fois les propriétés du faisceau cathodique restaient les mêmes, quelque soit le métal formant la cathode dont il était issu. Il en tira les conclusions suivantes : Le faisceau cathodique est composé de particules chargées négativement. Ces particules font partie de l'atome, puisque leur masse n'est que de 1\100 de la masse de l'atome d'hydrogène. Ces particules subatomiques se trouvent dans tous les atomes, quelque soit l'élément chimique. Bien qu'initialement controversées, les découvertes de Thomson furent progressivement acceptées par la communauté scientifique. Les particules composant le faisceau cathodique ont reçu le nom d'électrons. La découverte des électrons réfuta la partie de la théorie atomique de Dalton qui supposait que les atomes sont des entités indivisibles. Il fallait à présent penser à un tout nouveau modèle atomique afin d'inclure l'existence des électrons. 7 M. Hadj Sadok Le modèle du pudding aux raisins Thomson savait que les atomes étaient électriquement neutres. Comme les électrons sont chargés négativement, il déduisit qu'il devait y avoir une source positive à l'intérieur de l'atome pour compenser ces charges négatives. Il proposa donc un modèle dans lequel les électrons, chargés négativement, "flottent" dans une soupe diffuse de charge positive. Ce modèle est souvent appelé le modèle en pudding aux raisins de l'atome, en référence au pudding aux raisins ou pudding de noël qui est un célèbre gâteau Anglais (voir figure ci-dessous). Détermination de e/m de l’électron Le rapport e/m est une mesure quantitative, effectuée par Thomson. La méthode utilisée ne permet de donner qu’une valeur approximative exprimée par la distance AB, une distance apparente sur l’écran, due au déplacement du point A au point B. Ce phénomène est apparu après application du champ magnétique à ces particules à leur sortie du condensateur cathode Aimant B Anode A Plaque de condensateur A partir de la mesure de AB, il est possible de calculer le rapport e/m de la valeur absolue de la charge sur la masse des particules issues de la cathode. La valeur de ce rapport ne dépend pas du matériau de la cathode ni du gaz risiduel dans le tube cathodique. e/m=1,759 1011 coulombs kilogramme-1 8 M. Hadj Sadok II.3 Expérience de Millikan (détermination de la charge de l’électron) Le principe Le principe de l'expérience de Millikan est relativement simple. Imaginons une gouttelette d'huile, très petite, et chargée électriquement. Cette gouttelette est soumise à la force de gravitation qui entraine sa chute. Si cette chute a lieu dans l'air, elle est aussi soumise à d'autres forces, plus ou moins négligeables. Imaginons maintenant que cette chute ait lieu dans un champ électrique. En faisant varier la valeur de ce champ, il est possible de créer une force sur la gouttelette qui soit suffisante pour compenser la force de gravitation et stopper ou freiner cette chute. L’expérience est effectuée en deux étapes : a. En absence des Rx , une gouttelette n’est soumise qu’à deux forces la pesanteur p et celle de la poussée d’Archimède p’. Au cours de son déplacement une troisième force intervient, la force de frottement de Stocks. P = mg = ((4/3 π r3) ρ) g (ρ est la masse volumique de l’huile) P’ = m’ g = = ((4/3 π r3) ρ°) g ( ρ° est la masse volumique de l’air) r : le rayon de la gouttelette g : l’accélération de la pesanteur. ƒ = σπ ŋ r ƒ est la force de stocks ŋ est la viscosité de l’air v est la vitesse de déplacement Considérons le bilan des forces en prenant comme vitesse, la valeur maximale P+P'+ƒ = m γ = 0. v: la vitesse est considérée constante. γ = dv/dt = 0. P-P'– ƒ = 0 après projection. P - P'= ƒ => 4/3 π r3 (ρ- ρ° ) g = 6 π ŋ r v. 9 M. Hadj Sadok r2 = 9 ŋ v / 2 (ρ - ρ° ) g. Si nous négligeons la poussée d’Archimède, le rayon de la gouttelette a pour expression : r2 = 9ŋv /2ρ g. b. En présence des Rx, les gouttelettes sont cette fois- ci chargées et donc influencées par le champ électrique. La vitesse de déplacement est fonction de l’intensité champ. Les gouttelettes sont dirigées vers le pôle positif. En jouant sur l’intensité du champ, on peut alors pratiquement les immobiliser. Dans ce cas le bilan de force devient : P + P' + ƒ = ƒe. Pour une valeur de E, la goutte est en équilibre, la force de Stocks s’annule quand la gouttelette s’immobilise (ƒs = 0 ). Après projection, le bilan de forces s’écrit : P' – ƒs – P = ƒe => 4/3 π r3 ρ g - 4/3 π r3ρ g = qE. La charge que prend la gouttelette a pour expression : q = 4/3 π r3g (ρ0 – ρ) /E. La charge prise par les particules, q est trouvée un multiple de 1,602 .10-19 coulomb, considérée comme la charge élémentaire. En fonction du volume de la goutte, q peut être égale à 2 e, 3 e, 4 e,… A partir du rapport e/m et de la charge de l’e, on déduit la masse de la charge élémentaire (électron). e/m = 1,759.1011 coulomb/kg. |e| = 1,602.10-19 coulomb. 11 -19 Alors m = e /1,759.10 = 1,602.10 / 1,579.1011 m= 9,1.10-31 kg = 5,5.10-4 u. Cette valeur correspond à la masse de l’électron au repos. II.4. Ernest Rutherford et l'expérience de la feuille d'or Dans sa célèbre expérience de la feuille d'or, Rutherford projeta un rayon de particules alpha sur une fine couche d'or pur. Rutherford plaça un échantillon de radium (un métal radioactif) dans une boite en plomb avec un minuscule trou. La plupart des radiations sont absorbées par le plomb, mais un fin rayon de particules α passe par le petit trou, en direction de la feuille d'or. Tout autour de la feuille d'or se trouve un écran détecteur qui produit une lumière en cas de contact avec une particule α. 10 M. Hadj Sadok En se basant sur le modèle de pudding aux raisins de Thomson, Rutherford prédit que la plupart des particules alpha passeraient à travers la feuille d'or. La raison est que la charge positive, selon le modèle du pudding, est supposée être dispersée à travers tout le volume de l'atome. Par conséquent, le champ électrique créé par la "soupe" chargée positivement serait trop faible pour entraver significativement la trajectoire des particules alpha, relativement lourdes et rapides. Les résultats de l'expérience furent pourtant bien plus surprenants. Bien que la plupart des particules α soient passées directement à travers la feuille d'or comme prévu, un certain nombre de particules α (environ 1 sur 20 000) avaient été déviées de plus de 90° de leur trajectoire. A partir des résultats de ses expériences, Rutherford arriva aux conclusions suivantes concernant la structure de l'atome : La charge positive doit être située dans un très petit volume dans l'atome, volume qui contiendrait également la plupart de la masse de l'atome. Cela expliquerait pourquoi seul un très petit nombre de particules α a été significativement dévié, probablement suite à une collision avec un noyau d'or. Comme la plupart des particules α sont passées tout droit à travers la feuille d'or, l'atome doit être presque entièrement constitué d'espace vide. 11 M. Hadj Sadok À partir de ces conclusions, Rutherford proposa le modèle nucléaire de l'atome, dans lequel l'atome est constitué d'un minuscule noyau chargé positivement, autour duquel gravitent les électrons chargés négativement. Etant donné que le nombre de particules α significativement déviées était très faible, Rutherford estima que le noyau n'occupait qu'une minuscule fraction du volume de l'atome. II.5. Expérience de James Chadwick James Chadwick, qui découvrit le neutron en 1932, fut l'assistant de Rutherford et l'un de ses plus brillants disciples. Chadwick a mené des expériences de bombardement de différents éléments par les particules alpha du polonium et a détecté l’éjection d’autres noyaux que les protons. Il démontra que si le rayonnement était dû à des γ, dont la masse est nulle, leur énergie devait être d’autant plus élevée que les noyaux de la cible étaient lourds, ce qui n’avait aucun sens. En supposant par contre que le rayonnement était dû à des particules de masse voisine de celle du proton, ces particules avaient une énergie constante de l’ordre de 5 MeV quelle que soit leur cible. Chadwick avait enfin fini par découvrir « son » neutron. Dès le 17 février 1934, il annonça dans la revue Nature la « Possible existence d’un neutron », confirmant en mai ce résultat par des expériences plus complètes. 12 M. Hadj Sadok Conclusion Les atomes sont constitués de particules subatomiques qui sont : les protons, les neutrons et les électrons leurs propriétés sont résumées dans le tableau ci-dessous : Particule Charge Symbole Localisation Electrons Masse (g) 9,109 382 10-28 (u) 0,000 5485 799 -1 e- Proton 1,672 622 10-24 1,007 276 +1 p+ Neutron 1,674 927 10-24 1,008 665 0 n0 A l’extérieur du noyau A l’intérieur du noyau A l’intérieur du noyau La charge électrique de l’électron est e- = 1,602 176 10-19C qui correspond à la valeur (-1) Le noyau d’un atome est le centre de l’atome qui contient toute la charge positive et pratiquement toute sa masse, il est constitué de protons et de neutrons. Les constituants du noyau (protons et neutrons) sont appelés des nucléons. III. Le numéro atomique et la masse atomique III-1. Le numéro atomique (Z) Tous les atomes d’un même élément possèdent le même nombre de protons dans leur noyau. Le nombre de proton dans le noyau d’un élément, représenté par la lettre Z est son numéro atomique, qui est en quelque sorte l’identité de l’élément. Dans un atome neutre le nombre de proton est égale au nombre d’électrons. nombre d’e- = nombre de proton Un cation est un atome portant une charge positive par suite de la perte d’un ou de plusieurs électrons. nombre d’e- < nombre de proton 13 M. Hadj Sadok Un anion est un atome portant une charge négative par suite de gain d’un ou de plusieurs électrons. nombre d’e- > nombre de proton III-2. Le nombre de masse (A) La masse d’un atome en u est proche de la somme du nombre de proton et du nombre de neutron. Elle est appelée le nombre de masse et elle est représentée par la lettre A. Nombre de masse (A) = nombre de protons + nombre de neutrons Pour représenter l’atome, on utilise la notion symbolique suivante : Nombre de masse ⟶𝐴 Num éro atomique ⟶𝑍 𝑋 → symbole de l’élément 14 M. Hadj Sadok IV. Les isotopes Les isotopes sont les atomes de même numéro atomique (Z), mais de nombre de masse (A) différent. Exemple : Les isotopes de l’hydrogène Z = 1 : 1 H le protium appelé plus couramment l’hydrogène ou le proton (P). 2 H le deutérium (D). 3 H le tritium (T). V. L’abondance isotopique L’élément est souvent constitué de plusieurs isotopes présents dans divers proportions nommées abondance. 𝐧𝐨𝐦𝐛𝐫𝐞 𝐝′ 𝐚𝐭𝐨𝐦𝐞𝐬 𝐝′ 𝐮𝐧 𝐢𝐬𝐨𝐭𝐨𝐩𝐞 𝐝𝐨𝐧𝐧é 𝐀𝐛𝐨𝐧𝐝𝐚𝐧𝐜𝐞 𝐢𝐬𝐨𝐭𝐨𝐩𝐢𝐪𝐮𝐞 % = 𝐧𝐨𝐦𝐛𝐫𝐞 𝐭𝐨𝐭𝐚𝐥 𝐝′𝐚𝐭𝐨𝐦𝐞𝐬𝐝𝐞 𝐭𝐨𝐮𝐭 𝐥𝐞𝐬 𝐢𝐬𝐨𝐭𝐨𝐩𝐞𝐬𝐝𝐞 𝐜𝐞𝐭 é𝐥é𝐦𝐞𝐧𝐭 × 𝟏𝟎𝟎 L'abondance isotopique d'un isotope est la fraction molaire de cet isotope dans le mélange exprimée en %. La somme des abondances isotopiques est égale à 100. La composition isotopique d'un élément est constituée des valeurs des abondances isotopiques des isotopes qui le composent. Abondance isotopique = pourcentage des isotopes d’un élément 15 M. Hadj Sadok VI. La masse atomique La masse atomique d’un atome est la moyenne des masses des isotopes d’un élément à l’état naturel exprimé en unité de masse atomique, elle est exprimée par la formule suivante : 𝑴𝒎𝒐𝒚 = ∑𝑿𝒊 𝑴𝒊 𝟏𝟎𝟎 Xi : L’abondance du constituant i. Mi : La masse atomique du constituant i. Masse atomique moyenne = Masse atomique apparaissant sur le tableau périodique et qui tient compte des isotopes et de leur abondance. Exemple masse abondance isotopique en % (1) Chlore-35 34,97 75,8% Chlore-37 36,97 24,2% Masse atomique moyenne du chlore (m) : m= (0,758 x 34,97 uma) + (0,242 x 36,97 uma) = 35,454 uma VII. L’énergie de cohésion de l’atome : Une question se pose : mais où donc est passée la masse manquante ? l y aurait-il un rapport entre défaut de masse et énergie de liaison ? Posons la question à Monsieur Albert Einstein. 16 M. Hadj Sadok Albert Einstein a postulé en 1905 le principe d'équivalence masse-énergie VII.1. La théorie de la relativité d’Einstein Cette théorie nous dit que la masse d’objet est une mesure de son contenu d’énergie ainsi l’énergie totale E et la masse m sont relié par la célèbre équation d’Einstein : E = m c2 L'énergie E s'exprime en Joule (J) La masse m s'exprime en kilogramme (kg) La célérité de la lumière dans le vide c = 2,9979 x 108 m.s-1 c ≈ 3,0 x 108 m.s-1 Cette relation montre qu’une perte d’énergie est toujours accompagnée d’une perte de masse. La perte de masse qui accompagne la perte d’énergie est normalement trop petite pour être détectée dans les réactions chimiques mais dans les réactions nucléaires les variations d’énergie sont très grandes et donc les pertes de masse mesurables. VII-2. L’énergie de liaison nucléaire : (Eln) C’est l’énergie libérée lorsque des protons et des neutrons s’assemblent pour former un noyau. Z p+ + (A – Z) n0 ⟶ 𝑨𝒁𝑿 + ∆𝑬. Toutes les énergies de liaison sont positives, ce qui signifie que l’énergie d’un noyau est inferieur à celle des nucléons qui le constituent. L’énergie de liaison est donnée par la relation suivante : 𝑬𝒍𝒏 = 𝜟𝒎 × 𝒄𝟐 𝜟𝒎 = 𝒎 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒊𝒕𝒔 − ∆𝒎 = 𝒎 𝑨 𝒁𝑿 𝒎(𝒓é𝒂𝒄𝒕𝒊𝒇𝒔) − (𝒁𝒎𝒑 + 𝑨 − 𝒁 𝒎𝒏 ) Les énergies de liaison sont généralement calculées en électron volt (eV) ou en méga électron volt (Mev) Comme les masses des nucléides sont très petites on les donnent généralement en unité de masse atomique (u). L’énergie qui correspond à une variation de masse égale à 1 u : 𝑬𝒍𝒏 = 𝜟𝒎 × 𝒄𝟐 𝜟𝒎 = 𝟏𝒖 = 𝟏, 𝟔𝟔 𝟏𝟎−𝟐𝟕𝒌𝒈 17 M. Hadj Sadok 𝒄 = 𝟑 𝟏𝟎𝟖 𝒎𝒔−𝟏 𝑬 = 𝟏, 𝟔𝟔 𝟏𝑶−𝟐𝟕 × 𝟑 𝟏𝟎𝟖 𝟐 𝑬 = 𝟏𝟒, 𝟗𝟐𝟓 × 𝟏𝟎−𝟏𝟏 𝑱 𝟏𝒆𝑽 → 𝟏, 𝟔 × 𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑱 𝑬 → 𝟏𝟒, 𝟗𝟐𝟓 × 𝟏𝟎−𝟏𝟏 𝑱 𝑬 = 𝟗𝟑𝟏, 𝟓 𝟏𝟎𝟔 𝒆𝑽 𝟏𝑴𝒆𝑽 → 𝟏𝟎𝟔 𝒆𝑽 𝑬 𝑴𝒆𝑽 → 𝟗𝟑𝟏, 𝟓 𝟏𝟎𝟔 𝒆𝑽 E = 931,5 MeV L’énergie de liaison est souvent mesurée en énergie par nucléon qui est l’énergie nécessaire pour séparer un nucléon du noyau est qui est calculée par la relation suivante : 𝑬𝒍𝒏 𝒏𝒖𝒄𝒍é𝒐𝒏 = 𝑬𝒍𝒏 𝑨 A : le nombre de masse de l’atome. La stabilité des noyaux est d’autant plus grande que l’énergie de liaison par nucléon est élevée Les énergies de liaison sont généralement calculées en électron volt (eV) ou en méga électron volt. Exemple : Pour le noyau d'hélium : Le défaut de masse est égal à Δm = 0,0305 x 10-27kg. Ainsi le défaut de masse obtenu dans le cas du noyau d'hélium correspond à l'énergie de liaison. 18
