Chimie générale/Notions de base

Propriétés de la matière

Les principales grandeurs utilisées pour caractériser la matière sont la masse, la quantité de matière (nombre de moles), le poids, le volume, la masse volumique, la densité. Le tableau périodique est une méthode visuelle d´interprétation des propriétés chimiques des éléments qui influencent les grandeurs ci-dessous :

• masse : grandeur fondamentale liée à la quantité de matière que contient un corps
  • Unités habituelles : le gramme (g) et le kilogramme (kg)
  • Norme internationale : kilogramme (kg)
• quantité de matière : on l'exprime en moles (détaillé plus loin)
• poids : mesure de l'effet du champ de gravité sur la masse d'un objet.
  • Unités habituelles : le newton (N) ou le kilogramme-force (kgf, désormais interdit) ou la livre (lb, dans les pays anglo-saxons)
  • Norme internationale : le newton (N)
  • Équations principales : P = m.g (poids = masse x intensité de pesanteur)

N = 1 kg m/s² (1 newton = 1 kilogramme mètre par seconde au carré)
Obs : l'intensité de la pesanteur près de la surface du sol à Paris est d'environ 9,8 mètres par seconde au carré ou 9,8 m/s². Elle varie en fonction de la localisation sur la Terre et de l'altitude.

• volume - quantité d'espace que l'objet occupe.
  • Unité habituelle : le litre (L).
  • Norme internationale : le mètre cube (m³)
• masse volumique - la masse d'une unité de volume
  • Unité habituelle : g/cm³
  • Norme internationale : kg.m^-3
  • Formule : ρ = m / V (ρ correspond à la lettre grec Rhô)

La masse volumique de l'eau est proche de 1000 kg.m^-3 à 4°, sous une pression de 1,013 bar. La masse volumique d'un corps dépend de la température et de la pression.

• densité - rapport de la masse volumique ρ d'une substance liquide ou solide, dans des conditions données, à la masse volumique de l'eau ρ_eau à 4° et sous la pression atmosphérique normale.
  • Formule : d = ρ / ρ_eau

Pour les gaz, on définit la densité par rapport à l'air ; pour un gaz de masse molaire M : M = 29.d.

Ces grandeurs peuvent être divisées en deux catégories, intensive et extensive. Une propriété intensive ne dépend pas de la quantité de matière. Par exemple, la masse volumique de l´or est la même quelle que soit la quantité d´or qui sert pour la mesure. Une propriété extensive, comme le volume et la masse, dépend directement de la quantité de matière qui est mesurée.

Atomes

Principalement en Grèce Antique, les penseurs de cette époque se sont penchés sur la nature de la matière. La matière est-elle continue ? Peut-elle être divisée sans limite ? Vers 500 av. JC, le philosophe grec Démocrite estimait déjà qu'à partir d´un certain moment, il n´est plus possible de diviser la matière et la dernière particule fut appelée atome. Vingt siècles plus tard, cette conclusion fut confirmée. Il est vrai que la dernière partie insécable n´est pas l´atome mais ses composants : l´électron, le proton et le neutron.

Supposons que nous ayons en mains un instrument hypothétique qui pourrait voir les atomes, nous observerions des particules semblables à des petites boules entourées d´un nuage indéfini. Ces petites sphères de grandeur différente et parfois unies entre elles auraient une taille de 1 mm avec notre instrument si le même agrandissement nous donnait, à nous, une taille d'une fois et demie le diamètre de la terre.

La représentation des atomes et spécialement des électrons peut être faite au moyen de différents modèles qui sont tous exacts en partie mais aucun, à lui seul, ne décrit entièrement le comportement de la matière.

• Représentation par des particules : l´atome est considéré comme une charge positive entourée d´électrons qui tournent comme les planètes autour du soleil.
• Représentation par des ondes : l´atome est considéré comme un noyau cerclé d´un nuage de charges d´électricité négative distribuées selon des lois associées à des vibrations dans l´espace.

Ces représentations sont des portraits de la nature dont les parties fausses sont connues.

Éléments chimiques

Les atomes n'ont pas tous les mêmes tailles et les mêmes charges électriques. Chaque espèce peut être différenciée par des réactions chimiques ; ce sont les éléments chimiques. Il en existe environ 100 dont 90 éléments naturels et une dizaine produite en laboratoire. Chacun a reçu un nom et un symbole. Le plus petit des éléments chimiques est l´hydrogène de symbole H, le plus lourd des éléments naturels est l´uranium de symbole U.

L'électron

L'électron qui fait partie de l'hydrogène est le même que ceux qui appartiennent à l'uranium. Ces électrons sont à l'origine de l'électricité. L'électron est très petit (entre 10^-11 et 10^-12 cm). Dans le cas des métaux, il « saute » d'un atome à l´autre pour donner un courant électrique. La charge négative des électrons est compensée par la charge positive du reste de l'atome appelé noyau. Comme deux charges opposées s'attirent, on pourrait penser que l'électron va rapidement « tomber » sur le noyau. On peut expliquer qu'il n'en est rien à cause de sa rotation très rapide autour du noyau. En réalité, c'est la mécanique quantique qui répond à la question. L'électron a une charge égale à 1,6 10^-19 coulomb et sa masse est de 9,108 10^-28 g. C'est l´électron qui est le facteur de cohésion des molécules.

Le proton et le neutron

Le noyau d´hydrogène est constitué d´une seule particule de charge positive appelée proton. On n´a jamais trouvé d´atome avec une charge non entière (par exemple deux charges et demie positives). L´élément suivant est l´hélium, qui possède deux électrons à l´état neutre. Cependant sa masse est quatre fois la masse de l´hydrogène et donc du proton. On en conclut qu´il existe une autre particule élémentaire, le neutron, dépourvu de charge et dont la masse est presque égale à la masse du proton. Le neutron ne fut découvert que dans les années trente.

Mole

Une mole d´électrons, d´atomes, de molécules ou de n´importe quelles particules est une quantité de matière. Elle correspond à N = 6,022 x10²³particules, ce nombre est le nombre d´Avogadro défini comme le nombre d'atomes contenu dans 12 grammes de carbone 12. Dans cette échelle, la masse d´une mole de protons est de 1 g.

Définition

L'atome-gramme, la molécule-gramme ou mole, le proton-gramme, etc., sont les masses de N atomes identiques, de N molécules identiques, de N protons, etc.

Isotopes et masse molaire

L´atome est donc constitué d´électrons, de protons et de neutrons. Une étude plus poussée montre qu'en réalité, le monde des particules élémentaires est bien plus complexe : on a aussi, par exemple, les photons, leptons, mésons... Ce travail n´en tiendra pas compte.

La masse totale d'un atome est pratiquement égale à la somme des masses des neutrons et des protons, si l'on néglige la masse très faible de ses électrons.

Les propriétés chimiques des éléments sont déterminées par les électrons, donc par les protons, les neutrons n´influençant pas ces propriétés.

Lorsque deux ou plusieurs atomes d'un même élément ont le même nombre de protons mais des nombres de neutrons et donc des nombres de masses différents, on dit qu´il s´agit d´isotopes. Ceux-ci peuvent être naturels ou artificiels, on les obtient alors par des réactions nucléaires.

Les éléments naturels sont des mélanges d´isotopes (des nucléides), ce qui explique par exemple que la masse atomique du carbone naturel est de 12,01, alors que la masse atomique de l'élément carbone, prise comme référence, est égale à 12.

Notation :

_z^aE

où

• E : le nom de l´élément,
• z : nombre de protons, c´est le numéro d´ordre dans le tableau périodique (numéro atomique)
• a : la somme des nombres de protons et de neutrons, (nombre de masse)

Notons que E et z sont liés et représentent la même caractéristique : le nom d´un élément indique le nombre de protons et donc d´électrons. Le nombre de neutrons est obtenu par la différence a - z.

Exemples

• L´isotope le plus abondant du lithium est le ₃⁷Li, mais il existe aussi (dans la nature) le ₃⁶Li. L´un a quatre neutrons, l´autre trois. L´abondance relative, dans la nature, du ₃⁷Li est de 92,6 % et celle du ₃⁶Li est de 7,4 %. Ce qui donne une masse atomique du lithium naturel de 0,926 x 7 + 0,074 x 6 = 6,94 g.
• Le chlore possède deux isotopes naturels et stables ₁₇³⁵Cl (75,77 %) et ₁₇³⁷Cl (24,23 %). Ce qui donne une masse atomique de 35 x 0,7577 + 37 x 0,2423 = 35,487 g.

Stœchiométrie

Le mot stœchiométrie vient de deux mots grecs : stoicheion (signifiant « élément ») et metron (signifiant « mesure »). La stœchiométrie traite des calculs sur les masses (et parfois les volumes) des réactifs et des produits engagés dans les réactions chimiques. C´est la vraie partie mathématique de la chimie qui est traitée par beaucoup de calculateurs.

Jeremias Benjaim Richter (1762-1807) fut le premier à énoncer les principes de la stœchiométrie. En 1792, il écrivit : "Die stöchyometrie (Stöchyometria) ist die Wissenschaft die quantitativen oder Massenverhältnisse zu messen, in welchen die chymischen Elemente gegen einander stehen." [La stoechiométrie est la science qui mesure les proportions quantitatives ou rapports de masse dans lesquels interviennent les éléments chimiques].

Que pèse 1 mole de plomb ? Combien de moles y a-t-il dans 36 g d´eau ?

De moles en masse

Calculer la masse d´un échantillon à partir du nombre de moles qu´il contient est très simple. Nous utilisons la masse molaire (masse d´une mole) de la substance pour passer du nombre de moles à la masse. Quand nous écrivons les calculs, nous notons la masse molaire de la substance par MM majuscule (par exemple : "MM(Ne)" signifie la masse molaire du néon). Comme toujours, "n" représente le nombre de moles et "m" indique la masse de la substance.

n(Pb)	= "1,500" moles
MM(Pb)	= 207,2 g/mole
m(Pb)	= n(Pb) x MM(Pb)
	= 310,8 g

Nous pouvons voir, par l´analyse dimensionnelle, que si nous multiplions moles par grammes par mole, les moles sont éliminées et il reste la masse en grammes : 1,5 mole de plomb a une masse de 310,8 g.

De la masse à la mole

Calculer dans l´autre direction est aussi très simple. Pour calculer le nombre de moles dans une masse donnée, au lieu de multiplier par la masse molaire, nous divisons par celle-ci. Par exemple, nous pouvons calculer le nombre de moles dans 22,34 g d´eau.

m(H2O)	= 22,34 g
MM(H2O)	= 18,2 g/mole
n(H2O)	= m(H2O) / MM(H2O)
	= 1,240 moles

Calculer les masses molaires

Avant de pouvoir faire ce type de calculs, nous devons connaître la masse molaire. Heureusement, ce n´est pas difficile, vu que les masses molaires sont exactement les mêmes que les masses atomiques des atomes qui constituent la molécule. La table de masses atomiques peut être utilisée pour trouver la masse molaire des éléments (cette information est souvent contenue dans la table périodique). Par exemple, la masse atomique du plomb est de 207,02 g, et c'est aussi sa masse molaire car ici la molécule est constituée d'un seul atome. Pour les espèces qui ont plus d´un élément, nous additionnons simplement les masses atomiques pour obtenir la masse molaire du composé. Par exemple, le trioxyde de soufre est constitué de soufre et d´oxygène, dont les masses atomiques sont 32,06 et 16,00 g.

MM(SO₃) = 32,06 + 3 x 16,00 = 80,06 g.

La procédure pour les molécules plus complexes est la même. Le carbonate d´aluminium, par exemple, contient de l´aluminium, du carbone et de l´oxygène. Pour trouver la masse molaire, nous devons être certains de trouver le nombre total d´atomes de chaque élément. Les trois ions carbonate contiennent chacun trois atomes d´oxygène donnant neuf oxygènes au total. Les masses atomiques de l´aluminium et du carbone sont respectivement de 26,98 et 12,01 g.

MM(Al₂(CO₃)₃)= 2 x 26,98 + 3 x 12,01 + 9 x 16,00 = 233,99 g

Formules empiriques

La formule empirique d´une substance est le rapport simple du nombre d´atomes de chaque élément dans le composé. La formule empirique est ambiguë, c'est-à-dire la formule CH peut représenter CH, C2H2, C3H3, etc. Ces dernières formules sont appelées formules moléculaires. Il s'ensuit que la formule moléculaire est toujours un multiple entier de la formule empirique d´un composé. Calculer la formule empirique est facile si la quantité relative de chaque élément dans le composé est connue. Par exemple, si un échantillon contient 1,37 moles d'oxygène et 2,74 moles d´hydrogène, nous pouvons calculer la formule empirique. Une bonne tactique est de diviser toutes les quantités par la plus petite quantité non entière et ensuite multiplier les résultats par des nombres entiers successifs jusqu´à obtenir des rapports simples.

Hydrogène	Oxygène
2,74	1,37	diviser par 1,37
2	1	Résultat

La formule empirique du composé est H₂ O.
Autre exemple : Un échantillon de piperonal contient 1,384 moles de carbone, 1,033 moles d´hydrogène et 0,519 moles d´oxygène.

Carbone	Hydrogène	Oxygène
1,384	1,033	0,519	diviser par 0,519
2,666	2	1	multiplier par 3
8	6	3	Réponse

La formule empirique du piperonal est C₈H₆O₃

Transformer à partir des masses

Souvent, on connaît la composition relative en masse et on veut connaître la formule empirique. Ces masses doivent d´abord être converties en moles en utilisant les techniques exposées ci-dessus. Par exemple, un échantillon d´alcool éthylique contient, en masse, 52,1 % de carbone, 13,2 % d´hydrogène et 34,7 % d´oxygène. Par hypothèse, 100 g de cette substance contiennent 52,1 g de carbone, 13,2 g d´hydrogène et 34,7 g d´oxygène. En divisant ces valeurs par leur poids moléculaire, nous obtenons la quantité de moles de chaque élément.

Ces valeurs sont 4,34, 13,1 et 2,17

carbone	hydrogène	oxygène
4,34	13,1	2,17	diviser par 2,17
2	6	1	réponse

La formule de l´alcool éthylique est C₂H₆O

Formule de température maximale :

La température d'ébullition de l'alcool éthylique est de 392 K (119°C). Quelle est la température maximale que l'on peut mesurer avec un thermomètre qui contient de l'alcool éthylique ?