Première Candidature en Pharmacie Cours de CHIMIE Générale
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introduction Première Candidature en Pharmacie Cours de CHIMIE Générale Introduction La découverte des atomes et molécules Les mélanges Substance Matérielle. 1 Corps pur n Corps purs Se transforme dans une réaction chimique Mélange Corps Simples A, B et C Corps Composé ABC AB A C B Séparation Chimique Homogène Hétérogène 1 phase plusieurs phases Purification par Séparation Physique Loi de Proust Le magnésium réagit avec de l’oxygène. Masses avant réaction Magnésium Oxygène 50 g 70 g 50 g 50 g 70 g 25g 25g 50g 32,9g 46,1g Masses après réaction Rapport Magnésium Oxygène produit 12 g 32 g - 17,1g - 63 g 38/25=1,5 63 g 38/25=1,5 82,9 g 50/32,9=1,5 82,9 g 116,1 g Rapport (Magnésium Consommé/ Oxygène Consommé) =1,5 Lorsque des corps simples s'unissent pour former un corps composé défini, le rapport entre les masses de chaque réactif qui ont été consommées dans la réaction chimique est constant. Loi des Proportions Définies - PROUST Loi de Dalton Le carbone réagit avec de l’oxygène. Masses avant réaction Carbone Oxygène 50 g 50 g 66,7g 133,33g Masses après réaction produit 116,7 g 183,33 g Rapport 133,33/66,7=2 Rapport (Carbone Consommé/ Oxygène Consommé) 50/66,7=0,75 mais aussi 50/133,33=0,375 0,75/0,375=2 Lorsque deux corps simples peuvent former plusieurs composés, les masses de l'un des constituants s'unissant à une même masse de l'autre sont toujours dans des rapports de nombres entiers.. Loi des Proportions Multiples -DALTON La vision atomique de la matière La vision atomique de la matière - L ’hypothèse atomique de Dalton. Toute matière est constituée de particules élémentaires indivisibles lors des transformations chimiques. Ces particules microscopiques simples, qui ne peuvent être fractionnées, indestructibles sont appelées les atomes. Ces atomes sont désignés par des symboles et ont des propriétés. Ils constituent les éléments de la matière. Une molécule est une association d'atomes liés. →Formule Un corps pur est un ensemble de molécules ou d’atomes identiques Molécules constituées d’atomes de même nature → Corps simples Molécules constituées d’atomes de nature différente Corps composés Un mélange est un ensemble de molécules de nature différente. Les Gaz Pour les corps gazeux Le volume est préféré aux masses! Les observations mènent à des lois similaires à celles des masses. Les lois volumétriques (des combinaisons gazeuses) de GAY-LUSSAC Le fluor et l’hydrogène forment de l’acide fluorhydrique 1 volume et 1 volume de fluor d’hydrogène produisent (gaz) (gaz) Pour les masses: 19 g réagissent avec 1g pour former 2 volumes d’acide (gaz) Corps composé 20g Hypothèse d’Avogadro : Dans des conditions données de température et de pression, quel que soit le gaz parfait, parfait un volume de gaz contient toujours le même nombre de molécules L’hypothèse d’Avogadro L’hypothèse d’Avogadro et ses conséquences Conséquence de l’hypothèse atomique: F réagit avec H pour donner HF Conséquence de l’hypothèse d’Avogadro : N molécules F et N molécules H forment 2N molécules HF 1 volume de fluor (gaz) et 1 volume d’hydrogène (gaz) !! volumes produisent 2d’acide (gaz) Corps composé Conclusion : Si 1 molécule HF contient 1 atome F, comme on dispose de 2N atomes F dans les produits, provenant de N molécules F dans les réactifs. La formule moléculaire de F correspond à F2 Tout comme la formule moléculaire de H correspond à H2 Les Gaz Pour les corps gazeux L’oxygène réagit avec l’hydrogène pour former de l’eau (gaz!) 1 volume d’oxygène (gaz) et 2 volumes d’hydrogène (gaz) volumes d’eau produisent 2(gaz) Corps composé Il y a donc deux fois plus de molécules d’eau que d’oxygène Or chaque molécule d’eau contient un atome d’oxygène Donc le corps simple Oxygène est constitué de molécules et chaque molécule contient 2 atomes d’oxygène =>Formule O2 On obtient : Hydrogène = H2 et Eau = H2O O2 + 2H2 → 2H2O Première approche des masses atomiques Première approche des masses atomiques L’oxygène réagit avec l’hydrogène pour former de l’eau (gaz!) 2 volumes H2 et 1 volume O2 donnent 2 volumes H2O 2n molécules H2 et n molécules O2 donnent 2n molécules H2O 2H2 + O2 → 2H2O Pour les masses: 1 g réagit avec 8g pour former 9g Donc 4 atomes H et 2 atomes O sont dans un rapport massique 1/8 Conséquence, 1 atome O est 16 fois plus lourd que 1 atome H De même 1 atome F est 19 fois plus lourd que 1 atome H De même 1 atome C pèse 0,75 fois la masse de 1 atome O, soit l’équivalent de 12 fois 1 atome H On peut donc maintenant définir des masses atomiques relatives Tubes de Crookes Tube de Crookes et Découverte de l ’électron 10.000V - V + fluorescence du verre gaz cathode Rayons cathodiques + anode Pompe à vide < 0,1 atm < 0,01 atm Caractéristiques de l'électron: masse (m) = 9,11.10-31 kg charge(-e) = -1,602.10-19 C (coulomb) Caractéristiques du proton: masse (m) = 1,6726.10-27 kg charge(+e) = +1,602.10-19 C (coulomb) Radioactivité naturelle et neutron Radioactivité naturelle et Découverte du neutron Becquerel en 1896 découvre que les minerais d'uranium émettent des radiations invisibles qui traversent les corps opaques Le rayonnement alpha (α) dû à un flux de particules positives. masse = 4* masse du proton, charge =2* charge élémentaire. dû à un flux de particules de charge et de Le rayonnement bêta (β) masse identiques à celles de l'électron Le rayonnement gamma (γ) rayonnement électromagnétique pur sans masse ni charge mais très énergétique. Caractéristiques du neutron: masse (m) = 1,6749.10-27 kg Caractéristiques du proton: masse (m) = 1,6726.10-27 kg charge(+e) = +1,602.10-19 C (coulomb) Expérience de RUTHERFORD Expérience de Rutherford Expérience Interprétation : Feuille d'or Polonium 2 Modèle 2 1 Canon à particules 4 Faisceau de particules α 1 3 Ecran 4 3 Vision de l ’atome : Corps de dimension 10-10 m composé de: -Un noyau positif contenant toute la masse: Z protons et N neutrons. La dimension du noyau est de l'ordre de 10-14 à 10-15 m -Z électrons négatifs, très légers qui forment le nuage électronique. Le modèle de l’atome par RUTHERFORD Le modèle de l’atome vu par Rutherford - Un noyau est constitué de Z protons et de N neutrons. neutrons La charge totale vaut +Ze. Z est le numéro atomique Z + N = A est le nombre de masse de l'atome. - Z électrons assurent la neutralité électrique de l'atome. Ils évoluent autour du noyau en formant le nuage électronique La paire Z et A caractérise un atome. On appelle nucléide l'ensemble des atomes ainsi définis. 19 12 19 On le symbolise par A X Z 6 C 9 F 9 F − Un atome peut gagner ou perdre des électrons. Il porte alors une ou des charges et devient un ion. ion Un ion positif est appelé cation. cation Un ion négatif est un anion. anion On appelle élément l’ensemble des nucléides de même Z. Les notions de Masse Les notions de Masse Elément = ensemble des nucléides de même Z. L’Elément est constitué d’un ensemble d’isotopes présents en fonction de leur abondance naturelle. - Masse Atomique Relative:Ar - Masse Moléculaire Relative:Mr Ces notions sont basées sur les proportions relatives (Loi Pondérales). - Masse Réelle (microscopique 10-23g) - Notion de mole (symbole : mol) Une mole est la quantité de matière contenant autant de particules qu'il y a d'atomes dans 12 g du nucléide 126C. Nombre d'Avogadro NA = 6,022.10+23 mol-1 (entités par mole) Une mole d'un nucléide représente une masse qui lorsqu'elle est exprimée en gramme est numériquement égale à sa masse atomique relative exprimée en unités de masse atomique. - Masse Molaire Atomique A -Masse Molaire Moléculaire M unité : g/mol ou g mol-1 Un symbole chimique= la mole Par convention, un symbole chimique représente une mole donc un nombre d ’Avogadro d ’entités de masse égale à la masse molaire (exprimée en gramme) de volume égal au volume molaire Dans des conditions données de température et de pression, quel que soit le gaz parfait, parfait une mole de ce gaz occupe toujours le même volume C’est l’hypothèse d’Avogadro, déduite des lois décrivant le comportement des gaz Loi des Gaz Parfaits : P.V= n.R.T 1 mole de Gaz Parfait occupe 22,4l à 0°C(273,16K) sous 1 Atm (101300Pa) La stoechiométrie des réactions La stoechiométrie des réactions. ??N 1 N22 + ?? 3H H222 → → ?? 22? 2 NH NH NH333 Une Réaction conserve le nombre d ’atomes la masse la charge Une Réaction ne conserve pas la nature des molécules le nombre de molécules le volume du système (à pression constante) Quelques notions importantes: Les conditions stoechiométriques Réactions complètes Réactions inversibles Réactions équilibrées La notion de concentration La Notion de Concentration. Solvant Soluté Solution Concentration = Quantités relatives des constituants Titre massique (%) Titre volumique (%) Composition masse volume (g/l) Molarité (mol/l) M; [ Molalité Fraction Molaire (mol/kg) M Normalité (éq/l) X N ] Les réactions acides-bases(1) Les Réactions Acides Bases (première approche). Un Acide est un composé qui mis en solution libère des protons H+. Exemple : HCl Solvant H+(solvaté) + Cl - Une Base est un composé qui mis en solution libère des ions OH-. Exemple : NaOH Solvant Na+ + OH - (solvaté) HCl Solvant +NaOH Solvant NaOH + HCl Solvant H+(solvaté) + Cl Na+ + OH - (solvaté) Na+ + Cl - + H2O Réaction fondamentale entre Entités Réactionnelles OH-(solvaté) + H+(solvaté) Solvant H2O H+(solvaté) = H3O+ Les réactions acides-bases(2) Les Réactions Acides Bases (suite). Un Acide polyfonctionnel libère successivement plusieurs H+. Exemple : H2SO4 Solvant H+ + HSO4- Solvant 2H+ + SO42Une Base polyfonctionnelle libère successivement plusieurs ions OHExemple : Ca(OH) 2 Solvant Ca2+ + 2 OH Solvant 2 HCl 2H+ + 2 Cl - + Ca(OH) 2 Solvant Ca2+ + 2 OH Ca(OH) 2 + 2 HCl Solvant Ca2+ + 2 Cl - + 2 H2O On appelle pH=-log[H3O+] c’est une expression de la concentration. On appelle équivalent, la quantité de matière qui correspond à la libération d'une mole d'entités réactionnelles. Force des acides et des bases Force des Acides Bases NaOH + HCl Solvant NaOH + HNO2 Solvant Na+ + Cl - + H2O -H2O Na+ + NO2- + H2O -H2O NaOH + HCl + HNO2 Solvant NaCl NaNO2 Na+ + Cl - + H2O + HNO2 Donc HCl est un acide plus fort que HNO2 NaNO2 + HCl Na+ + Cl - + HNO2 NaCl + HNO2 Na+ + Cl - + HNO2 Un acide fort déplace un acide faible de son sel. On peut ainsi classer les acides en fonction de leur force. Le titrage Acide/Base Le titrage Acide / Base Le titrage permet de déterminer la quantité d’acide (de base) présente dans un échantillon NaOH + HCl H2O + Na+ + ClVi Base CBas Acide CAc(x) VAC CAc(x) VAC = nxmoleH+ Le titrage Acide/Base Le titrage Acide / Base Le titrage permet de déterminer la quantité d’acide (de base) présente dans un échantillon NaOH + HCl H2O + Na+ + ClVi Base CBas Vf CBas [Vf-Vi] = n moleOHOHA l’équivalence : nOHOH- = nH+ Donc : CAc(x) VAC = CBas [Vf-Vi] Indicateur Dilution Acide CAc(x) VAC CAc(x) VAC = nxmoleH+ Le titrage Acide/Base Le titrage Acide / Base Pour des acides et bases polyfonctionnels B(OH)y + AcHx xB(OH)y + yAcHx 1/yB(OH)y +1/xAcHx H2O + By+ + AcxxyH2O + xBy+ + yAcxH2O + 1/yBy+ + 1/xAcx- x.CAc.VAC = nmolesH+ A l’équivalence : nOHOH- = nH+ y.CB.[Vf-Vi]= nmolesOHOHDonc x.CAc.VAC = y.CB.[Vf-Vi] Equivalent ! 1/xAcHx Normalité ! x.CAc
