LA LIAISON CHIMIQUE

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Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
I) Relation entre l’échelle atomique et l’échelle macroscopique :
1) Interprétation d’une transformation chimique :
Au cours du XIXe siècle, les chimistes ont déduit l'existence d'entités
élémentaires : les molécules, formées d’atomes. Lors des réactions
chimiques il se produit de nombreux chocs entre les molécules des réactifs.
Au cours d'une transformation chimique, les atomes des molécules des
réactifs se recombinent lors des chocs pour donner les molécules des
produits.
On traduit la transformation chimique par une écriture symbolique :
L’équation-bilan, dans laquelle on représente les atomes par le symbole de
leur élément, on peut indiquer l’état des différentes espèces :
Fe (s) + S (s) → FeS (s)
Les coefficients stœchiométriques doivent être choisis entiers, les plus
petits possible.
L’équation bilan symbolise ce qui se produit à l’échelle atomique :
Fe (s) + S (s) → FeS (s)
Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
I) Relation entre l’échelle atomique et l’échelle macroscopique :
2) Unité de quantité de matière :
Si l'on veut vérifier la conservation de la matière (et de la charge électrique)
lors d’une réaction, il faut utiliser les réactifs en quantités mesurables à
notre échelle (échelle macroscopique).
La masse d'un atome étant très faible il faut prendre un très grand nombre
de molécules pour en avoir une quantité macroscopique.
L'unité de quantité de matière définit donc le nombre d'entités (atomes,
molécules, ions, électrons ou particules) contenue dans l'unité de quantité
de matière de cette entité.
L'unité de quantité de matière s'appelle la mole (symbole mol).
Une mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités
(atomes, molécules, ions, électrons ou particules) qu'il y a d'atomes dans
12 g de 126C.
Dans 12 g de "carbone 12" il y a 6,02.1023 atomes 126C.
Le nombre d'Avogadro est le nombre NA = 6,02.1023 d'entités contenues
dans une mole.
Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
I) Relation entre l’échelle atomique et l’échelle macroscopique :
3) Exemples d’applications :
Désormais, la réaction du fer avec le soufre peut s'interpréter à l'échelle
macroscopique en disant qu'une mole de fer réagit avec une mole de soufre
pour donner une mole de sulfure de fer.
On traduit cette réaction à l'échelle macroscopique par une équation-bilan :
Fe (s) + S (s) → FeS (s)
Les modèles moléculaires nous permettent de comprendre la "mécanique"
d'une réaction chimique.
Exemple : synthèse de l'eau :
2 H2 + O2 → 2 H2O
- À l’échelle moléculaire :
- À l’échelle macroscopique :
2 moles de dihydrogène (2xNA molécules de H2) réagit avec 1
mole de dioxygène (NA molécules de O2) pour donner 2 moles
d’eau (2xNA molécules de H2O).
Chapitre 1 :
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I) Relation entre l’échelle atomique et l’échelle macroscopique :
4) Autres exemples :
a) Combustion du carbone :
C + O2 → CO2
- À l’échelle moléculaire :
- À l’échelle macroscopique :
1 mole de carbone (NA atomes de C) réagit avec 1 mole de dioxygène
(NA molécules de O2) pour donner 1 mole de dioxyde de carbone (NA
molécules de CO2).
Chapitre 1 :
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I) Relation entre l’échelle atomique et l’échelle macroscopique :
4) Autres exemples :
b) Combustion du méthane :
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
- À l’échelle moléculaire :
- À l’échelle macroscopique :
1 mole de méthane (NA molécules de CH4) réagit avec 2 moles de
dioxygène (2xNA molécules de O2) pour donner 1 mole de dioxyde de
carbone (NA molécules de CO2) et 2 moles d’eau (2xNA molécules de
H2O).
Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
I) Relation entre l’échelle atomique et l’échelle macroscopique :
5) Détermination des coefficients stœchiométriques :
Les coefficients stœchiométriques nous donnent les proportions entre les
quantités de matière des différentes espèces chimiques.
Les coefficients stœchiométriques doivent traduire les lois de conservation
de la matière et de la charge électrique.
Les coefficients stœchiométriques doivent être des nombres entiers les
plus petits possible.
A partir de ces deux règles, on détermine les coefficients stœchiométriques
par une méthode intuitive ou par une technique mathématique.
Exemple : Equilibrer les équations des réactions suivantes :
2 H2 + O2 → 2 H2O
3 H2 + N2 → 2 NH3
5 O2 + 4 NH3 → 4 NO + 6 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2
Fe + 2 H3O+ → Fe2+ + H2 + 2 H2O
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I) Relation entre l’échelle atomique et l’échelle macroscopique :
6) Coefficients stœchiométriques et quantité de matière :
a) Exemple de la synthèse de l’eau :
L’équation bilan s’écrit : 2 H2 + O2 → 2 H2O
A l’échelle moléculaire : 2 molécules de dihydrogène H2 doivent réagir avec
1 molécule de dioxygène O2 pour donner 2 molécules d’eau H2O.
A l’échelle macroscopique : 2 moles de dihydrogène H2 doivent réagir avec
1 mole de dioxygène O2 pour donner 2 moles d’eau H2O.
On pourrait dire également que nH2 = 1254 moles de dihydrogène H2 doivent
réagir avec nO2 = 627 moles de dioxygène O2 pour donner nH2O = 1254
moles d’eau H2O.
On remarque qu’il existe des relations simples entre ces quantités de
matière et les coefficients stœchiométriques de l’équation bilan.
En effet, on peut écrire :
nH2 1254 nO2 627 nH2O 1254
=
=
=
=
=
2
2
1
1
2
2
Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
I) Relation entre l’échelle atomique et l’échelle macroscopique :
6) Coefficients stœchiométriques et quantité de matière :
b) Généralisation :
On considère une réaction fictive dont l’équation bilan s’écrit :
α A + β B → γ C + δ D
A et B sont des réactifs et C et D sont des produits.
α, β, γ et δ sont les coefficients stœchiométriques.
Soit nA et nB les quantités de matière des réactifs A et B qui réagissent
effectivement au cours de la réaction.
Soit nC et nD les quantités de matières des produits C et D qui se forment.
Entre les différentes quantités de matière existent les relations :
n A = nB = nC = nD
α
β
γ
δ
Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
II) Masse molaire :
1) Masse molaire atomique :
La masse molaire atomique d'un élément est la masse d'une mole d'atomes
de cet élément.
La masse molaire atomique s’exprime en gramme par mole (g.mol-1).
La masse molaire atomique tient compte de la composition isotopique de
l'élément dans la nature.
Exemple : Calculer la masse molaire atomique du bore, sachant que le bore
est composé de deux isotopes : 19,64 % de B (de masse molaire
atomique M10 = 10,0129 g.mol-1) et 80,36 % de B (de masse
molaire atomique M11 = 11,0093 g.mol-1).
On trouve
MB = 10,8 g.mol-1.
Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
II) Masse molaire :
2) Masse molaire moléculaire :
La masse molaire moléculaire est la masse d'une mole de molécules.
La masse molaire moléculaire est égale à la somme des masses molaires
atomiques des atomes qui la constituent.
La masse molaire moléculaire s’exprime en gramme par mole (g.mol-1).
Exemple : La masse molaire moléculaire du dihydrogène H2 est :
MH2 = 2xMH = 2x1,0 = 2,0 g.mol-1
La masse molaire moléculaire de l’eau H2O est :
MH2O = 2xMH + MO = 2x1,0 + 16,0 = 18,0 g.mol-1
La masse molaire moléculaire du dioxyde de carbone CO2 est :
MCO2 = MC + 2xMO = 12,0 + 2x16,0 = 44,0 g.mol-1
Chapitre 1 :
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II) Masse molaire :
3) Masse, masse molaire et quantité de matière :
La masse effective mX (en g) d’une espèce chimique X est égale au produit
de sa masse molaire moléculaire MX (en g.mol−1), par sa quantité de matière
nX (en mol) :
mX = MX. nX
Exercice : Quelle quantité de matière nNa2SO4 de sulfate de sodium
représente une masse mNa2SO4 = 14,21 g ?
On donne les masses molaire atomiques :
MNa = 23,0 g.mol-1, MO = 16,0 g.mol-1, MS = 32,1 g.mol-1
La masse molaire moléculaire du sulfate de sodium est :
MNa2SO4 = 2xMNa + MS + 4xMO = 142,1 g.mol-1
D’où
nNa2SO 4 =
mNa2SO 4 14,21
=
= 0,1 mol
MNa2SO 4 142,1
Chapitre 1 :
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III) Volume molaire :
1) Loi d’Avogadro :
Dans les mêmes conditions de pressions et de température tous les gaz
occupent le même volume.
Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
III) Volume molaire :
2) Définitions :
Dans chaque cas, il faut préciser les conditions de pression et de
température dans lesquelles les volumes sont mesurés.
On définit plus particulièrement les :
conditions normales de pression et température (C.N.P.T.) :
P = 1 atm. = 1013,25 hPa et T = 0 °C = 273 K.
conditions standards de pression et température (C.S.P.T.) :
P = 1 atm. = 1013,25 hPa et T = 25 °C = 298 K.
Le volume molaire Vm d'un gaz est le volume qu'occupe une mole de ce gaz
pris dans des conditions données de pression et de température.
Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
IV) Concentration molaire volumique et molarité :
1) Définition :
La concentration molaire volumique ou molarité d'un corps en solution est
égale à la quantité de matière de ce corps par litre de solution.
La concentration molaire volumique s’exprime en mole par litre (mol.L-1).
Remarque : Une solution étant constituée d’un solvant, en grande quantité,
dans lequel on dissout un soluté, en faible quantité, on néglige
toujours la variation de volume de la solution occasionnée lors
de l’introduction du soluté dans le solvant.
Chapitre 1 :
QUANTITE DE MATIERE
IV) Concentration molaire volumique et molarité :
2) Symbolique :
Dans la suite nous distinguerons deux types de concentrations molaires :
- La concentration molaire volumique ou molarité en produit Y introduit,
notée CY, est égale au rapport de la quantité de matière nY de produit Y, au
volume V d’eau dans lequel on le dissout :
nY
CY =
V
- La concentration molaire volumique en espèce chimique X effectivement
présente, notée [X], est égale au rapport de la quantité de matière nX de
l’espèce X, au volume V de solution :
nX
[X] = V
Exercice : On dissout une masse mNa2SO4 = 14,21 g de sulfate de sodium, de
masse molaire moléculaire MNa2SO4 = 142,1 g.mol−1, dans un
volume V = 10 L d’eau :
- Ecrire l’équation bilan de la dissolution du sulfate de sodium.
- Calculer la molarité CNa2SO4 de la solution de sulfate de sodium.
- Calculer les concentrations molaires volumiques [Na+], [SO42−].
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