chimie générale (pcem1)

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  • Le Monde Des Ph@rmaciens. 2012/2013

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    1

    Le Monde Des Ph@rmaciens

  • 1 Les concepts prliminaires

    NA

    I. LES DFINITIONS ET RELATIONS FONDAMENTALES UTILISES EN CHIMIE

    Avant que des problmes conceptuels ou quantitatifs puissent tre rsolus en chimie, certainesdfinitions et concepts de base doivent tre tudis. Ce premier chapitre traite des fondementsde la stchiomtrie et de l'oxydorduction, ainsi que de la manire d'quilibrer les quationschimiques. La comprhension de ces sujets est importante la fois pour le succs dans lescours de chimie et pour la comprhension des chapitres qui suivent.

    Un atome est le plus petit composant neutre d'un lment qui ait toutes les propritschimiques de cet lment. Comme il sera tudi dans le chapitre 2, les atomes sont compossde particules subatomiques : les protons, les neutrons et les lectrons. Pour toutes lesapplications pratiques, un atome peut tre considr comme ayant un centre trs petit, lenoyau, qui contient la fois des protons et des neutrons. Les lectrons forment un nuageautour du noyau. L'espace occup par les lectrons (le nuage d'lectrons) est considrable si onle compare au noyau. Le nombre atomique d'un atome est le nombre de protons que contientcet atome.

    Dans de nombreuses substances, les atomes sont lis entre eux par des liaisons chimiques etforment des molcules. La composition d'une molcule peut tre exprime par sa formulemolculaire, ce qui consiste crire les symboles des atomes qu'elle contient avec les indicesnumriques indiquant combien d'atomes de chaque type sont prsents dans la molcule.

    Une mole est la quantit de substance qui contient une quantit de particules gale au nombred'Avogadro. Le nombre d'Avogadro est d'environ 6,02 x 1023. Donc, une mole d'atomes contient6,02 x 1023 atomes.

    Le poids atomique d'un lment est la moyenne des poids de tous les isotopes de l'lment. Lesisotopes sont des atomes d'un mme lment qui ont une masse diffrente mais ont le mmenombre atomique (des atomes avec le mme nombre de protons mais un nombre diffrent deneutrons). La stchiomtrie est l'tude des relations molaires entre les atomes et lescomposs.

    A. Le poids atomique et le poids molculaire

    Lors des calculs chimiques, vous avez souvent besoin de calculer la masse d'un lment oud'une molcule. Ce calcul est effectu en recherchant le poids atomique de l'lment sur latable priodique. Le poids atomique est le plus grand des deux nombres qui y sont donns pourchaque lment. Le nombre le plus petit est habituellement le nombre atomique. Le poidsmolculaire se calcule en additionnant les poids atomiques individuels des lmentsconstituant le compos. L'exemple 1-1 illustre le calcul du poids molculaire.

    Une erreur faite couramment dans le calcul du poids molculaire est de ne pas multiplier partous les indices prsents dans la formule molculaire. Par exemple, une molcule de formuleAl2(SO4)3 devrait tre considre comme tant Al2S3O12 pour le calcul du poids molculaire.

    Exemple 1-1 : Quel est le poids molculaire de C

    Solution : Recherchez les poids atomiques du carbone et de l'hydrogne (C = 12 et H = 1).

  • Multipliez chacun par le nombre de ce type d'atome, additionnez ensuite le rsultat. Poidsmolculaire = (12 6) + (1 6) = 78 g/mol.

    B. La formule empirique compare la formule molculaire

    Les formules chimiques sont dduites empiriquement, ce qui signifie que des expriencesdoivent tre faites pour dterminer la masse relle des lments entrant dans le compos ouleur pourcentage en poids. La formule empirique (FE) d'un compos est la plus petiteproportion entire possible des diffrents types d'atomes prsents dans le compos.

    La formule molculaire (FM) est un multiple entier de la formule empirique. Elle exprime lenombre rel d'atomes qui sont lis par une liaison chimique pour former une molcule. Parexemple, la formule molculaire du benzne est C6H6. Notez le rapport 1/1 du carbone et del'hydrogne, ce qui donne comme formule empirique CH.

    La formule molculaire peut tre dtermine si le poids molculaire et la formule empirique ducompos sont connus. Le quotient du poids molculaire du compos par le poids molculairede la formule empirique fournit le multiple entier dont la formule molculaire peut tredduite. L'exemple 1-2 montre comment une formule molculaire se dtermine partir dupoids molculaire et de la formule empirique.

    Comment dterminez-vous exprimentalement le poids molculaire d'un compos ?Habituellement par des tudes de ce compos dans son tat gazeux. Si un compos est pes etensuite vaporis temprature et volume constants, son poids molculaire gazeux peut tredtermin.

    Exemple 1-2 : Le glucose a une formule empirique de CH

    Solution : Le poids empirique du glucose est 12 + 1 + 1 + 16 = 30180/30 = 6 units empiriquesdans la molcule. La formule molculaire est C6H12O6.

    C. La description de la composition par le pourcentage de masse

    De nombreuses mthodes analytiques ne donnent pas directement la formule empirique. laplace, un pourcentage de masse est obtenu pour chacun des lments prsents dansl'chantillon. La formule empirique peut ensuite tre dtermine de la composition enpourcentage de masse ( exemple 1-3 ). Pour dterminer la formule empirique partir despourcentages de masse, suivez les tapes ci-dessous :

    Supposez qu'il s'agit de 100 grammes du compos. (Ce chiffre rend les calculs plusfaciles.)

    Trouvez le nombre de moles de chaque lment du compos. Divisez chacun de ces nombres de moles par la plus petite valeur obtenue au stade 2. Finalement, multipliez tout par le plus petit facteur qui donne des nombres entiers. Ces

    nombres sont les indices de la formule empirique.

    D. Le concept de mole et le nombre d'Avogadro

    Bien que certains termes aient dj t dfinis, une approche plus dtaille est ncessaire. Lacomprhension du concept de mole est indispensable la comprhension de la chimie.

    Exemple 1-3 : On a dtermin qu'un hydrocarbure contenait 20 % de sa masse en hydrogne.

  • Dterminez sa formule empirique.

    Solution : D'abord, ralisez qu'un hydrocarbure ne contient que du carbone et de l'hydrogne,donc sa composition relle en pourcentage est de 20 % d'hydrogne et de 80 % de carbone.Ensuite, suivez ces tapes :

    Supposez qu'il s'agit de 100 g d'hydrocarbure : comme 20 % de 100 g reprsentent 20 get 80 % de 100 g, 80 g, il y a 20 g d'hydrogne et 80 g de carbone.

    Convertissez chacune de ces masses en moles :(80 g) (1 mol/12 g C) = 6,67 mol(20 g) (1 mol/1 g H) = 20 mol

    Divisez chacun de ces rsultats par le plus petit nombre :6,67 / 6,67 = 120 / 6,67 = 3

    Multipliez par le plus petit facteur qui rende ces nombres entiers (1 dans ce cas). Doncla formule empirique est CH3.

    Les lments ragissent par fractions dtermines de leur poids. Ces observations ont men la conception moderne des moles et de la stchiomtrie. Comme les atomes et les molculessont extrmement petits, il ne convient pas d'utiliser des quantits telles que les douzaines oudes comptages individuels pour dfinir une quantit d'atomes ou de molcules. Le nombre dedouzaines d'atomes ncessaire pour atteindre un gramme est un nombre extrmement grand.La mole est une quantit qui rend beaucoup plus facile la prise en compte de grands nombresde molcules. Une mole d'atomes est le nombre d'atomes de C-12 qui pse exactement 12 g.Ainsi, comme il a t dfini prcdemment, une mole d'atomes est quivalente 6,02 x 1023atomes.

    En rsum, une mole de n'importe quel type d'atome ou de compos est le nombre d'atomesqui a un poids gal au poids atomique ou molculaire. En consquence, l'unit approprie pourles poids atomiques sur la table priodique est le gramme par mole (g/mol). Les exemples 1-4et 1-5 montrent comment calculer le nombre de moles dans une quantit d'un grammed'une substance.

    Puisqu'une mole d'une substance contient le nombre d'Avogadro de particules de cettesubstance, il est ais de calculer le nombre d'atomes qui se trouvent dans une certaine massed'un compos. Un bon exemple de ce calcul est donn dans l'exemple 1-6 .

    Exemple 1-4 : Combien y a-t-il de moles d'O

    Solution : Moles d'O2 = (48 g) (1 mol/32 g) = 1,5 mol

    Exemple 1-5 : Combien y a-t-il de moles dans 50 g de CH

    Solution : Moles de CH4 = (50 g) (1 mol/16,04 g) = 3,12 moles

    Exemple 1-6 : Combien y a-t-il d'atomes de carbone et d'hydrogne dans 25 g de CH

    Solution : [25 g CH4/(16 g/mol CH4)] (1 mol C/1 mol CH4) (6,02 1023) = 9,41 1023 atomes deC 25 g CH4/(16 g/mol CH4) (4 mol H/1 mol CH4) (6,02 x 1023) = 3,76 x 1024 atomes d'H

  • E. La densit

    La matire a une masse et occupe de l'espace (ou volume). La densit se rfre la maniredont la masse est relie au volume et elle est reprsente par la formule :

    densit =mlv

    m = masse (unit : habituellement le gramme)

    v = volume (units : litre, millilitre ou centimtre cube)

    La densit est une proprit intrinsque d'une substance, ce qui signifie qu'elle ne dpend pasde la quantit de matire. Cependant, le volume d'une substance change avec la temprature ;donc, la densit dpend de la temprature et elle est habituellement exprime pour unetemprature donne.

    Vous tes probablement conscient des diffrences de densit des choses autour de vous. Parexemple, vous savez qu'un morceau d'acier pse plus qu'un morceau de bois de mme volumeet que l'huile flotte au-dessus de l'eau. Vous avez galement rencontr des exemples dediffrences de densit au laboratoire de chimie organique, lorsqu'un liquide comme lechloroforme (CHC13) tend former une couche en dessous d'une couche d'eau moins dense.

    F. Le nombre d'oxydation

    Avant de commencer l'tude des nombres d'oxydation, vous devriez revoir la signification del'oxydation et de la rduction.

    Oxydation : Une perte d'lect