Page 1 sur 27

Introduction

Les mélanges et les corps purs

L’atome

La réaction chimique

La mole

Raoul Oppliger

2016-2017

Les bases de la chimie (I)

Page 2 sur 27

Sommaire

1 Introduction ..................................................................................................................................... 4

2 Les éléments chimiques .................................................................................................................. 6

3 Mélanges et corps purs ................................................................................................................... 6

4 L’atome ............................................................................................................................................ 8

4.1 Constitution ............................................................................................................................. 8

4.2 Numéro atomique, nombre de masse et électrons ................................................................ 9

4.3 Les cations et les anions .......................................................................................................... 9

4.4 Les isotopes ............................................................................................................................. 9

4.5 Masse atomique et masse moléculaire ................................................................................. 10

4.6 Le modèle de Bohr ................................................................................................................ 10

4.7 La représentation de Lewis ................................................................................................... 11

5 Le tableau périodique .................................................................................................................... 12

6 Définition d’une réaction chimique ............................................................................................... 13

6.1 Définition ............................................................................................................................... 13

6.2 L’énergie d’activation ............................................................................................................ 14

6.3 Les différentes étapes ........................................................................................................... 15

6.4 Transformation physique ou chimique ?............................................................................... 15

6.5 Types de réactions chimiques ............................................................................................... 15

7 Les équations chimiques ............................................................................................................... 17

7.1 Introduction ........................................................................................................................... 17

7.2 Définition ............................................................................................................................... 18

7.3 L’équilibrage de la réaction ................................................................................................... 18

8 La mole .......................................................................................................................................... 18

8.1 Définition ............................................................................................................................... 18

8.2 La masse molaire ................................................................................................................... 19

9 Unités de concentration ................................................................................................................ 21

9.1 Volume molaire d’un gaz ....................................................................................................... 21

10 Exercices .................................................................................................................................... 22

Page 3 sur 27

Liste des figures

Figure 1 : Domaines d’application des disciplines scientifiques de base ................................................ 4 Figure 2 : Imbrication des disciplines scientifiques de base.................................................................... 5 Figure 3 : Séparation entre corps purs et mélanges ............................................................................... 7 Figure 4 : Exemples de corps purs et de mélanges ................................................................................. 8 Figure 5 : Représentation planétaire de l’atome .................................................................................... 8 Figure 6 : Les isotopes de l’hydrogène .................................................................................................. 10 Figure 7 : Modèle de Bohr de l’atome ................................................................................................... 11 Figure 8 : Représentation de Lewis du dioxygène ................................................................................. 11 Figure 9 : Tableau périodique des éléments ......................................................................................... 12 Figure 10 : La combustion du méthane ................................................................................................. 13 Figure 11 : L’énergie d’activation .......................................................................................................... 14 Figure 12 : Antoine Lavoisier (1743 - 1794) .......................................................................................... 17

Liste des équations

Équation 1: Calcul du nombre de moles ............................................................................................... 20 Équation 2: Calcul du nombre de particules ......................................................................................... 20

Page 4 sur 27

1 Introduction L'univers n'est que matière, vide et énergie. La matière est tout ce qui a une masse et qui occupe un espace. La chimie est la science qui étudie la matière, ses propriétés et ses transformations ; mais elle n'est pas la seule.

Figure 1 : Domaines d’application des disciplines scientifiques de base

Le vide : c'est un espace ne contenant aucune matière. Les anciens ne croyaient pas à l'existence du vide « la nature à horreur du vide ». Ils pensaient qu'un fluide subtil remplissait l'espace au delà de l'atmosphère. Ce fluide impondérable, élastique, appelé « éther », était l'agent de transmission de la lumière, de la chaleur et de l'électricité.

En réalité, dans l'espace sidéral, que l'on qualifie improprement de vide cosmique, il y a encore 30 particules de matière par cm3. On verra plus loin que c'est finalement au sein de la matière même la plus dense (comme l'or) que, toutes proportions gardées, le vide est le mieux réalisé.

L'énergie est la capacité à effectuer un travail ou à fournir de la chaleur. Les énergies se transforment. Par exemple : l'énergie lumineuse fournie par le soleil se transforme dans la feuille de l'arbre, au cours de la photosynthèse, en énergie chimique sous forme de glucides. Pour la compréhension de cette fonction métabolique de première importance pour la vie sur Terre, la chimie, la biologie et la physique collaborent très étroitement.

Les disciplines scientifiques de base sont de plus en plus intimement imbriquées pour former des domaines qui occupent le devant de la scène des sciences :

Page 5 sur 27

l. Chimie + physique chimie-physique.

2. Chimie + biologie biochimie.

3. Chimie + géologie géochimie.

4. Physique + biologie biophysique.

5. Physique + géologie géophysique.

6. Biologie + géologie écologie.

Figure 2 : Imbrication des disciplines scientifiques de base

En tant que science de la matière, la chimie est une science très vaste. Les principaux domaines qui la composent sont les suivants :

La chimie analytique met au point des méthodes qui permettent de déterminer qualitativement et quantitativement la composition d'un échantillon donné.

La chimie minérale (ou inorganique) s'intéresse à l'étude de toutes les espèces chimiques ne contenant pas l'élément carbone.

La chimie organique s'intéressait, à l'origine, à toutes les espèces chimiques extraites des organismes. Au XXème siècle, elle s'est étendue à toutes les espèces chimiques contenant l'élément carbone, dont les espèces chimiques issues du monde vivant font partie. La biochimie s'intéresse à comprendre la structure et la fonction des espèces chimiques constituants les organismes vivants.

Le chimiste étudie donc la matière. Sa démarche a en cela deux aspects :

Page 6 sur 27

Comprendre Créer

Que sont ces matières ? Des médicaments

De quoi sont-elles faites ? Des matières plastiques

D'où viennent-elles ? Des alliages

Peuvent-elles être utiles ? Des colorants

Présentent-elles des dangers ? Des insecticides

Peuvent-elles être bénéfiques ? Des colles

... etc ... etc

2 Les éléments chimiques Les atomes ne sont pas là depuis toute l’éternité. Certains ont été créés lors du Big Bang, d'autres dans les étoiles et quelques-uns par chocs dans le milieu interstellaire. Et, depuis moins d'un siècle, par l'homme !

Un atome est un assemblage de protons, de charge positive, et de neutrons, de charge nulle, le tout entouré d'électrons de charge électrique négative. Tous les atomes qui possèdent le même nombre de protons (ou d'électrons) se comportent comme un même « élément chimique », car c'est le nombre d'électrons d'un atome qui détermine ses propriétés chimiques.

Certains éléments, comme le fer, le cuivre, l'étain, l'argent, l'or, le mercure et le plomb, sont connus depuis l'Antiquité. Très rapidement d'autres éléments furent découverts :

• 13 éléments avant 1600 • 21 éléments entre 1600 et 1800 • 47 éléments entre 1800 et 1900 • 10 éléments entre 1900 et 1940 • 11 éléments entre 1940 et 1952 • 10 éléments depuis 1952 soit 112 éléments connus à cette époque

Aujourd'hui on connaît 118 éléments dont certains créés par l'homme (avec une durée de vie extrêmement courte).

Chaque élément chimique est représenté par un symbole alphabétique, internationalement

reconnu. La première lettre du symbole est toujours une majuscule et la deuxième une minuscule.

Par exemple :

• Fe représente l’élément fer

• N représente l’élément azote

• U représente l’élément uranium

3 Mélanges et corps purs Atome « Grain » de matière, longtemps considéré comme indivisible et qui

constitue, la brique la plus petite qui intervient dans un phénomène

chimique.

Molécule Assemblage d'atome ou « équipe d'atomes » liés entre eux et qui

constitue un autre type de brique.

Page 7 sur 27

Corps simple Assemblage macroscopique d'atomes de même sorte. Dans un corps

simple, les atomes peuvent être associés en molécules.

Corps composé Un corps composé, appelé aussi composé, est un assemblage

macroscopique de molécules identiques comportant au moins deux types

d'atomes.

Elément Un élément est l'ensemble des atomes d'un même type.

Par exemple, l'ensemble des atomes d'oxygène constitue l'élément

oxygène. Cet élément peut se présenter sous la forme de deux corps

simples différents : le dioxygène O2 et l'ozone O3.

Corps pur Substance dont toutes les briques constitutives sont pareilles, que ce soit

des atomes simples ou des molécules. Un corps parfaitement pur est

quasiment impossible à obtenir même à l’aide des techniques de

séparation.

Mélange Assemblage de divers corps, simples ou composés. Les divers constituants

d'un mélange peuvent être séparés par des méthodes physiques.

Hétérogène Qualifie un mélange dont les divers constituants sont visibles et distincts. Un

mélange hétérogène a un aspect composite ou hétéroclite.

Homogène Caractérise un mélange de nature uniforme dont on ne distingue pas les

divers constituants.

Phase Une phase représente chaque partie homogène d'un mélange. Dans un

mélange une phase peut être dispersante et l'autre dispersée.

Figure 3 : Séparation entre corps purs et mélanges

Page 8 sur 27

Figure 4 : Exemples de corps purs et de mélanges

4 L’atome Les atomes (du grec « atomos » - indivisible) sont les constituants de la molécule et sont l'une des plus petites parties de la matière. Chaque atome (ou élément) possède un nom propre et un symbole qui lui est associé dans la classification périodique (ou tableau de Mendeleïev).

4.1 Constitution L'atome comprend deux parties : un noyau et des électrons en mouvement rapide autour de ce noyau. Cette représentation ressemble aux planètes du système solaire en mouvement autour du Soleil.

Figure 5 : Représentation planétaire de l’atome

Le noyau est constitué de protons de charge électrique positive, et de neutrons de charge électrique nulle. L'ensemble de ces particules est appelé nucléons.

Les électrons forment le nuage électronique, ils possèdent une charge électrique négative et gravitent autour du noyau.

Page 9 sur 27

Caractéristiques des particules

Particule Symbole Charge électrique (Cb)

Masse

Proton p e=1,602.10-19 mp=1,6726.10-27 [kg]

ou 1 uma

Neutron n 0 mn=1,6749.10-27[kg]

ou 1 uma

Electron e- -1,602.10-19 me=9,1094.10-31[kg]

ou 0 uma

4.2 Numéro atomique, nombre de masse et électrons L’atome est essentiellement caractérisé par son numéro atomique et son nombre de masse.

Z est le numéro atomique d'un noyau, c'est le nombre de protons qu'il contient.

A est le nombre de masse d'un noyau, c'est le nombre de nucléons (protons et neutrons) qu'il contient.

Ces deux nombres permettent de connaître complètement la composition du noyau. Le noyau contient A nucléons dont un nombre Z sont des protons, le restant N = A-Z est le nombre de neutrons.

Représentation symbolique d'un atome : le noyau d'un élément quelconque X s'écrit à l'aide de Z et A sous la forme suivante :

Pour un atome électriquement neutre, Z = le nombre d'électrons.

4.3 Les cations et les anions Au cours des réactions chimiques, un atome peut perdre ou gagner des électrons. Il n'est plus neutre et devient un ion. Les anions sont chargés négativement, ils ont gagné un ou plusieurs électrons et les cations sont chargés positivement, ils ont perdu un ou plusieurs électrons.

Anion : Ajout d’électron(s)

Charge négative (par exemple Cl-)

Cation : Suppression d’électron(s)

Charge positive (par exemple Cu++)

4.4 Les isotopes Les isotopes sont des nucléides d’un même élément dont les noyaux possèdent :

Le même nombre de protons (sinon cela ne serait pas le même élément)

des nombres de neutrons différents

Page 10 sur 27

Par exemple, l'élément chlore (Z=17) possède 2 isotopes : le chlore 35 ayant 18 neutrons et le chlore 37 ayant 20 neutrons.

Quelques isotopes connus :

Carbone 14

Uranium 235 (1%) et 238 (99%)

Les isotopes de l’hydrogène :

Figure 6 : Les isotopes de l’hydrogène

4.5 Masse atomique et masse moléculaire L'unité de masse atomique (u ou uma) est la masse équivalente à 1/12 de la masse de l'isotope 12 du carbone. La masse moléculaire d'une molécule est égale à la somme de masse des atomes présents dans la molécule. Par exemple la masse moléculaire d'une molécule d'eau est :

2 x 1,007825032 u + 15,9994 u = 18,01534 u

4.6 Le modèle de Bohr Les électrons se répartissent en obéissant aux règles de bases suivantes :

Les électrons adoptent une structure particulière autour du noyau

Ils se répartissent selon des couches électroniques

Chaque couche (caractérisée par une lettre) possède une capacité maximale

Les couches sont désignées par les lettres K, L, M,… en partant depuis la couche la plus proche du noyau. Le principe de Pauli détermine le nombre maximum d’électron par couche

Nbr max = 2n2

Avec n=1,2,3,…

Elément masse atomique % massique masse moléculaire 12C 12 98,90 12,011(04) 13C 13,003354838 1,10 14C 14,003241988 traces 1H 1,007825032 99,985 1,0079(8) 2H 2,014101778 0,015 3H 3,016049268 traces

Page 11 sur 27

Figure 7 : Modèle de Bohr de l’atome

Le modèle de Bohr permet de définir la notion de formule électronique.

Z Nom Symbole Formule

3 lithium Li (K)2(L)1

11 sodium Na (K)2(L)8(M)1

19 potassium K (K)2(L)8(M)8(N)1

On voit bien que pour le potassium, la logique du modèle de Bohr n’est pas respectée. Pour pouvoir rendre compte de la réalité, il faut introduire un nouveau modèle qui comporte les notions de couches et de sous-couches. Le modèle de Bohr a atteint ses limites !

4.7 La représentation de Lewis Les électrons de la couche de valence sont :

célibataires, et représentés par un point ; ou bien

appariés, représentés par une barre (on parle alors de « doublet »)

Pour l'oxygène, par exemple :

La théorie de Lewis permet de représenter la formation du dioxygène : chaque atome d'oxygène porte deux doublets et deux électrons célibataires. Lorsqu'ils s'approchent, un électron libre de l'un et un électron libre de l'autre s'apparient pour former une liaison.

Figure 8 : Représentation de Lewis du dioxygène

Page 12 sur 27

5 Le tableau périodique La classification périodique ou tableau de Mendeleïev représente l'ensemble des éléments classés selon leur numéro atomique.

Ce tableau est dit périodique car tous les éléments situés dans une même colonne (18 au total), présentent des propriétés chimiques proches. Par exemple : dans la colonne 1, le lithium Li et le sodium Na ont un comportement chimique proche.

Figure 9 : Tableau périodique des éléments

Horizontalement, il y a 7 lignes nommées périodes numérotées de 1 à 7.

Verticalement, il y a 8 colonnes principales nommées groupes numérotées de I à VIII. Les éléments entre les groupes II et III sont nommés éléments de transition.

Métaux et non-métaux

Propriétés des métaux : bons conducteurs thermique et électrique ; malléables et ductiles. Propriétés des non-métaux : mauvais conducteurs thermique et électrique ; non-malléables et non ductiles.

Certains éléments ont des propriétés intermédiaires, ils sont appelés métalloïdes ou semi- métaux.

Certaines familles d'éléments d'une même colonne ont reçu des noms :

Groupe I : métaux alcalins (Li, Na, K, Rb, Cs). Ce sont des métaux mous, de faible densité et dont les points de fusion sont bas. Ils sont très réactifs.

Groupe II : métaux alcalino-terreux (Be, Mg, Ca, Sr, Ba). Comparés aux alcalins, ils sont plus durs, fondent à température plus élevée et sont un peu moins réactifs.

Page 13 sur 27

Groupe VI : les chalcogènes (O, S, Se, Te, Po). Du grec ancien chalcos (minerais) et gena (naissance. Le caractère métallique des éléments augmente et l'électronégativité diminue au fur et à mesure que l’on descend dans la colonne. Te et Po sont considérés comme des métalloïdes. Les chalcogènes ont une forte tendance à capter 2 électrons ou à former deux liaisons covalentes pour acquérir une couche saturée, afin de respecter la règle de l'octet.

Groupe VII : halogènes (F, Cl, Br, I). Tous toxiques. Constitués de molécules diatomiques. Le fluor et le chlore sont gazeux, le brome est liquide et l'iode est solide.

Groupe VIII : gaz nobles ou gaz rares (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Tous sont des gaz monoatomiques. Ils ne se lient pas à d'autres éléments.

6 Définition d’une réaction chimique

6.1 Définition Faisons brûler du méthane (CH4). Grâce à l’apport d’une source de chaleur externe, le méthane va réagir avec le dioxygène présent dans l’air. Il s’agit d’une réaction de combustion. Le méthane et le dioxygène vont s’enflammer et vont produire :

Une flamme (chaleur + lumière)

Du gaz carbonique

De la vapeur d’eau

On peut donc distinguer les substances présentent avant la réaction et indispensables à celle-ci (les réactifs ou les réactants) et les substances produites par la réaction (les produits).

La réaction peut être représentée de la manière suivante :

Figure 10 : La combustion du méthane

Les réactifs sont

le méthane

le dioxygène

Les produits sont

le dioxyde de carbone

la vapeur d’eau.

Page 14 sur 27

6.2 L’énergie d’activation La combustion du méthane ne s’est pas produite spontanément. Pour que la réaction de combustion puisse avoir lieu, il a fallu apporter de l’énergie (dans ce cas sous forme d’une étincelle ou d’une flamme). C’est ce qu’on appelle l’énergie d’activation de la réaction.

Au cours de la réaction, il y a un stade où les anciennes liaisons sont rompues et les nouvelles ne sont pas encore créées. C'est un état où l'énergie du système est élevée, un état transitoire qui constitue une véritable barrière à la réaction. L'amorçage de la réaction consiste tout simplement à faire franchir cette barrière énergétique.

Figure 11 : L’énergie d’activation

L’énergie totale des produits de réaction est, de manière générale, plus basse que l’énergie totale des réactifs. Lors de la réorganisation des atomes pendant la réaction chimique, la nature choisit souvent l’option la moins coûteuse du point de vue énergétique.

Une réaction peut dégager de la chaleur, elle est alors dite exothermique. Elle peut nécessiter de la chaleur (donc « produire du froid », prendre de l’énergie à son environnement), elle est alors dite endothermique. Il existe aussi des réactions au cours desquelles le bilan énergétique est nul (par exemple les réactions d’estérification (RCOOR’)). Il y a échange d’énergie avec le monde extérieur mais la somme des énergies apportées est égale à la somme des énergies prélevées. On parle de réaction athermique.

Une réaction chimique est une transformation d’une ou de plusieurs substances appelées réactifs ou réactants en d’autres substances appelées produits.

Page 15 sur 27

6.3 Les différentes étapes Unr réaction chimique comporte essentiellement trois phases successives :

1. La mise en présence des réactifs et l’apport d’un éventuel déclencheur de la réaction chimique (énergie d’activation)

2. La rupture des liaisons chimiques des réactifs 3. La formation de nouvelles liaisons chimiques qui amènent à un équilibre chimique

caractérisé par la formation des produits de réaction a. Si les nouvelles liaisons sont moins énergétiques que celles présentent dans les

réactifs, l’excédent d’énergie est libéré dans l’environnement b. Si les nouvelles liaisons sont plus énergétiques que celles présentent dans les

réactifs, le manque d’énergie est fourni par l’environnement

6.4 Transformation physique ou chimique ? Les réactions chimiques provoquent un changement de la nature de la matière, on exclut donc les transformations purement physiques, comme les changements d'état (fusion, solidification, évaporation, ébullition...), l'usure et l'érosion, la rupture... On exclut également les transformations des noyaux des atomes, donc les réactions nucléaires. Les réactions chimiques ne concernent que les changements de liaisons entre les atomes (liaisons covalentes, liaisons ioniques, liaisons métalliques).

Transformation physique : c’est une transformation qui ne fait pas apparaître une nouvelle substance. L’apparence physique peut être changée mais pas la composition de la substance. Ex : scier du bois, dissoudre une poudre dans de l’eau, déchirer une feuille, faire fondre de la glace.

Transformation chimique : c’est une transformation qui fait apparaître une nouvelle substance. L’apparition de changements physiques et chimiques est une transformation chimique. On observe souvent un changement de couleur ou d’odeur de la substance. Ex : un gâteau qui cuit, un morceau de fer qui rouille, du bois qui brûle.

Les propriétés chimiques d'une espèce chimique sont observables lorsque cette espèce chimique

subit une réaction. L'aptitude d'une espèce chimique à entrer en réaction est appelée réactivité

chimique. Exemples de propriétés chimiques : l'odeur, le goût, l'inflammabilité, la corrosion.

Les propriétés physiques sont observables directement sur une espèce chimique sans qu'il y ait

réaction. Exemples de propriétés physiques : la couleur, l'aspect, la dureté, la température de

fusion, d'ébullition, la solubilité, la densité.

6.5 Types de réactions chimiques Pour la plupart d’entre elles, les réactions chimiques peuvent être classées dans trois catégories.

6.5.1 Réaction de synthèse ou de combinaison Une réaction de synthèse se produit lorsque plusieurs composants se combinent pour n’en former qu’un seul. La forme générale de la réaction est

A + B AB

Par exemple, la réaction de synthèse du fer et du soufre.

8 Fe + S8 8 FeS

Page 16 sur 27

6.5.2 Réactions de décomposition Une réaction de décomposition se produit lorsqu’un composant complexe se dissocie en plusieurs composants. C’est l’opposé d’une réaction de synthèse. La forme générale de la réaction est

AB A + B

Par exemple, la réaction de l’électrolyse de l’eau.

2 H2O 2 H2 + O2

Ou la réaction de décomposition du glucose

C6H12O6 6 C + 6 H2 + 3 O2

6.5.3 Réactions de déplacement Exemple1

Une réaction de simple déplacement se produit lorsqu’un élément change de place. La forme générale de la réaction est

A + BC AC + B

Par exemple, le magnésium remplace l’hydrogène de l’eau.

Mg + 2 H2O Mg(OH)2 + H2

Exemple2

Une réaction de double déplacement se produit lorsque les cations et les anions de deux composants différents changent de place. La forme générale de la réaction est

AB + CD AD + CB

Par exemple,

Pb(NO3)2 + 2 KI PbI2 + 2 KNO3

Exemple3

Par exemple, la combustion du méthane, décrite ci-dessus ou la combustion du naphtalène (C10H8)

C10H8 + 12 O2 10 CO2 + 4 H2O

Page 17 sur 27

7 Les équations chimiques

7.1 Introduction Faisons brûler du magnésium Mg. Il s’agit d’une réaction de combustion, donc d’une réaction chimique avec le dioxygène O2. On obtient une poudre blanche appelée oxyde de magnésium MgO.

On peut affirmer que le magnésium réagit avec le dioxygène pour former de l'oxyde de magnésium (observation qualitative).

Traduction en écriture chimique :

Mg + O2 MgO

La flèche indique le sens d'évolution de la réaction chimique et se lit donne et non pas égale : ce n'est pas une équation algébrique.

Cette équation chimique respecte-t-elle la loi de Lavoisier (conservation de la masse) ? Ce qui revient à poser la question suivante :

Les deux membres de l'équation chimique contiennent-ils le même nombre d'atomes de chaque sorte : le même nombre d'atomes de magnésium et le même nombre d'atomes d’oxygène ?

Figure 12 : Antoine Lavoisier (1743 - 1794)

Dans le premier membre, il y a

1 atome(s) de magnésium

2 atome(s) d’oxygène

Dans le second membre, il y a

1 atome(s) de magnésium

1 atome(s) d’oxygène

Cette équation chimique n'est pas pondérée car elle ne contient pas le même nombre d'atomes de chaque sorte dans ses deux membres.

Page 18 sur 27

Surtout, il ne faut pas régler le problème de la manière suivante :

Mg + O2

MgO2

ou Mg + O

MgO

Mg + O2

MgO + O

On ne peut pas modifier la composition, donc la formule d'un corps, sinon on transforme la réalité.

7.2 Définition

La réaction chimique permet de modéliser la transformation en traduisant le passage des réactifs aux produits. Elle indique :

dans quelles proportions les réactifs sont consommés

dans quelles proportions les produits sont formés

l’état physique des réactifs et produits

le sens de l’évolution

Les nombres qui précèdent les molécules sont appelés coefficients stœchiométriques. Ces nombres ne sont pas aléatoires, on les choisit en respectant deux lois :

Conservation des éléments chimiques (conservation de la masse)

Conservation de la charge globale : charge des réactifs = charge des produits

7.3 L’équilibrage de la réaction Une équation chimique équilibrée respecte la loi de la conservation de la masse (loi de Lavoisier) ce qui signifie que l'on retrouve le même nombre de chaque type d'atomes des deux côtés de l'égalité (→).

Pour équilibrer une équation, on peut ajouter des coefficients (chiffres) devant les formules chimiques qui en ont besoin. Ce sont les coefficients stœchiométriques.

Différentes méthodes existent pour équilibrer les réactions chimiques. Il y a des méthodes intuitives et des méthodes analytiques.

De manière générale, on équilibre tout d'abord les métaux (éléments à gauche dans le tableau périodique), puis les non-métaux autres que l'oxygène et l'hydrogène, puis l'hydrogène et enfin l'oxygène. Vérifier que l'équilibre soit bon pour tous les éléments.

8 La mole

8.1 Définition Dans beaucoup de domaine, il existe des termes qui représentent toujours un même nombre, et ce, quels que soient les objets désignés.

Une équation chimique est la traduction, en écriture chimique, des réarrangements d'atomes qui s'opèrent au cours d'une réaction chimique.

Page 19 sur 27

Par exemple, une paire représente toujours une quantité égale à deux. On peut parler d’une paire d’électrons comme d’une paire de chaussettes, on sait implicitement qu’il y aura deux objets impliqués (électrons ou chaussettes).

œufs douzaine 12

papier rame 500

musiciens quatuor 4

En chimie, il existe une unité qui représente toujours le même nombre d’objets (molécule, atome, ion,…). Il s’agit de la mole. Comme les objets concernés sont très petits, la quantité d’un même objet que représente la mole est évidemment très grande.

Les scientifiques ont défini la mole de la manière suivante :

Ce nombre vaut 6,022 x 1023 unités et est appelé le nombre d’Avogadro. Ce nombre n’a pas été choisi au hasard. Il s’agit de l’inverse de la masse d’un nucléon exprimée en gramme.

Ce nombre d’Avogadro représente une quantité difficile à se représenter. Elle est gigantesque. A titre de comparaison, on estime que le cœur d’un homme qui vit jusqu’à 75 ans bat 3 milliards de fois (3 109) et que sur terre, il y a eu 150 (150 109) milliards d’humains ayant vécu depuis l’origine de l’homme.

Le nombre de battements de cœur émis par tous les hommes ayant vécu depuis l’origine de l’homme serait donc de 450 1018. Comparé au nombre d’Avogadro, ce chiffre ne représente que 0.07% !

8.2 La masse molaire Considérons l’atome d’hydrogène. Sa masse atomique est de 1uma. 1mole d’hydrogène a donc une masse de

1 * 1.66 10-24.* 6.023 1023 = 1g

La masse molaire de l’hydrogène est donc de 1 gramme/mole. La masse molaire indique la masse que représente une mole d’un élément (atome, molécule, ion,…).

Une mole de 12C (isotope 12 du Carbone) vaut 12g. Elle correspond à 6,02252 . 1023 atomes de l'isotope 12 du Carbone.

On appelle mole [mol] un ensemble de particules (atomes, molécules, ions, électrons,...) dont le nombre est égal au nombre d'Avogadro. C’est donc une quantité !

Page 20 sur 27

Remplissez le tableau suivant

Elément (molécule)

Masse atomique (moléculaire) [uma]

Masse d’une mole [g]

C

N

O2

H2O

CO2

Il est aisé de constater le lien entre la masse atomique (moléculaire) et la masse molaire.

On peut donc calculer le nombre de moles par la relation suivante :

n =m

N

n : nombre de moles en [mol]

m : la masse en [g]

M : la masse molaire en [g/mol] ou [g.mol-1]

Équation 1: Calcul du nombre de moles

De plus, le nombre de particules (molécules, atomes, ions) N est obtenu par la formule :

N = n NA

Équation 2: Calcul du nombre de particules

Exemple : Combien y a-t-il de molécules dans 36 g de NH3 ?

Calcul de la masse molaire du NH3

Calcul du nombre de moles

Calcul du nombre de molécules

Page 21 sur 27

9 Unités de concentration Beaucoup de réactions chimiques se passent en solution. Il est donc important de pouvoir déterminer la quantité de soluté présente dans la solution. La concentration du soluté nous permet d’obtenir cette information.

La concentration molaire est le nombre de moles d'un composé par unité de volume. Elle s’exprime donc en moles par litre.

C = n / V

C : concentration (mole/litre)

n : nombre de moles du soluté (en mole)

V : le volume de la solution (en litre)

On peut également exprimer la concentration du soluté en l’exprimant en pourcentage massique. Le pourcentage massique d'une solution traduit la masse d'un composé qui est contenue dans 100 millilitres de solution.

%massique = m / V

%massique : concentration (g/litre)

m : masse du soluté (en gramme)

V : le volume de la solution (en litre)

9.1 Volume molaire d’un gaz Le volume molaire d'un gaz est le volume qu'occupe TOUJOURS UNE MOLE de ce gaz dans des conditions définies de température et de pression.

Ce volume peut être calculé par la loi dite des gaz parfaits

P V = n R T

Avec

P : pression en Pa

V : volume en m3

T : température en K

n : nombre de moles en mol

R = constante = 8,314 J.K-1.mol-1

Molécules Masses molaires Volume molaire

O2 P

nRTV =

CO2 P

nRTV =

Dans des conditions TPN, le volume occupé par une mole de gaz sera toujours de 22,4 litres.

Page 22 sur 27

10 Exercices 1.

Compléter le tableau suivant, correspondant aux représentations microscopiques ci - dessus.

Mélange ou corps

pur ?

Nombre de corps

simples

Nombre de corps

composés

Nombre de types

d'atomes

a

b

c

d

e

f

2. Le mot homogène a-t-il un sens à l'échelle atomique ?

Page 23 sur 27

3. Etablir la formule chimique des molécules formées par : • 2 atomes de chlore • 1 atome de sodium et 1 atome de chlore • 2 atomes d'hydrogène, 1 atome de carbone et 3 atomes d'oxygène • 2 atomes d'hydrogène, 1 atome de soufre et 4 atomes d'oxygène • 1 atome d'azote et 3 atomes d'hydrogène • 6 atomes de carbone, 12 atomes d'hydrogène et 6 atomes d'oxygène

4. Quelle différence y a-t-il entre 2O et O2 et entre CO et Co ? 5. Les phénomènes suivants sont-ils de nature chimique ? Expliquer brièvement.

• casser des cailloux • griller du poisson à la poêle • du fer qui rouille • moudre du café • écrémer du lait • caraméliser du sucre

6. On considère les substances suivantes :

vinaigre, lait, fumée de cigarette, eau de mer, eau minérale gazeuse, air, bruine, granit, bière, bois, une chaîne en étain, laiton, oxygène, diamant.

Indiquer pour chaque substance

• s'il s'agit d'un corps pur ou d'un mélange. • s'il s'agit d'un mélange, est-il homogène ou hétérogène ?

7. a) Quel est le rapport entre le diamètre de l’atome et le diamètre du noyau ?

b) Si l’on considère que le noyau a la taille d’un ballon (=20cm), à quelle distance se trouvent les électrons (en km) ?

8. a) Quelles sont les particules qui constituent le noyau ?

b) A quelle famille appartiennent-elles ? c) Indiquer ce qui les différencie et ce qui les apparente.

9. Considérons l’atome de bore 𝐵510 . Quelle est sa composition ?

a) Quel est le nombre de masse du noyau

b) Quel est le numéro atomique

c) Composition du noyau

d) Quel est le nombre d’électrons

10. Deux atomes ont chacun 14 neutrons. Le premier a 13 protons et 13 électrons et le second 14

protons et 14 électrons.

Ces atomes sont-ils isotopes d'un même élément chimique ? Pourquoi ?

11. On considère les atomes désignés par les symboles 𝑃𝑏82204 , 𝑃82

206 𝑏 , 𝑃82207 𝑏 𝑒𝑡 𝑃82

208 𝑏

a) Pourquoi utilise-t-on le même symbole Pb ?

b) Que représente ce symbole ?

c) Qu’est-ce qui différencie ces atomes ?

d) Comment désigne-t-on ces différents atomes ?

12. Le noyau d'un atome contient 17 protons et 18 neutrons.

1. Combien y a-t-il d'électrons dans le nuage électronique ?

2. Quel est le nombre de masse de cet atome ?

3. Quel son numéro atomique ?

4. Identifier l'élément auquel il appartient. Quel est son symbole chimique ?

Page 24 sur 27

13. Déterminer les particules qui constituent les atomes suivants :

a) ; ; .

b) Carbone 14, uranium 238.

14. Déterminer les particules qui constituent les ions suivants :

a) ; .

b) ; .

15. Connaissant les masses des électrons, protons et neutrons, quelle est la masse d’un atome 𝐶612 ?

Exprimer cette masse en grammes et en uma.

16. a) Calculer la masse (en uma) d’un élément qui a 6e, 6p et 8n.

b) Quel est cet élément ? 17. Trouvez les données manquantes dans le tableau suivant

18. Considérons l’atome de magnésium 𝑀𝑔1224 .

a) Calculer la masse du noyau de cet atome

b) Combien l’atome possède t’il d’électrons ?

19. Donner, pour les atomes et ions suivants, la structure du noyau ainsi que le nombre d'électrons.

a) Atome

b) Ion formé à partir de l'atome

c) Ion formé à partir de l'atome

20. On admettra que la masse de l'atome d'aluminium est égale à la somme des masses des

particules qui le constituent.

a) Quelle est la masse du noyau d'un atome d’aluminium ?

b) Quelle est la masse du cortège électronique d'un atome d’aluminium ? Comparer.

Page 25 sur 27

c) Quelle est la masse d'un atome d’aluminium ?

d) La masse volumique de l'aluminium est µ=2,7.103kg.m-3.

Quel est la masse d'un cube d'aluminium de 2cm de coté ?

Combien ce cube contient-il d'atomes d’aluminium ?

21. L’élément naturel fer est constitué de quatre isotopes dont l’abondance est précisée :

𝐹𝑒2654 6.04%

𝐹𝑒2656 91.57%

𝐹𝑒2657 2.11%

𝐹𝑒2658 0.28% Quelle masse atomique peut-on prévoir pour le fer naturel ?

22. Le lithium naturel est un mélange des deux isotopes 𝐿𝑖6 et 𝐿𝑖7 dont les masses atomiques sont

respectivement 6,017 et 7,018. Sa masse atomique est 6,943.

Quelle est sa composition isotopique ? (pourcentage de chaque isotope)

23. Le chlore a deux isotopes 𝐶𝑙35 et 𝐶𝑙37 .

Quelle est sa composition isotopique ? (pourcentage de chaque isotope)

24. Choisissez la bonne réponse pour chaque question suivante basée sur les types des réactions chimiques

a. Fer + Soufre Sulfure de fer [Fe + S FeS] est un exemple de Ο réaction de synthèse ou de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de déplacement

b. Magnésium + Oxygène Oxyde de Magnésium [2 Mg + O2 2 MgO] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

c. Oxyde de sodium + Eau Hydroxyde de sodium [Na2O + H2O 2 NaOH] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

d. Carbonate de cuivre (+ chaleur) Oxyde de cuivre + Dioxyde de carbone [CuCO3 CuO + CO2] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

e. Chlorate de potassium (+ chaleur) Chlorure de potassium + Oxygène [2 KClO3 2 KCl + 3 O2] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

f. Eau (+ courant électrique) Hydrogène + Oxygène [2 H2O 2 H2 + O2] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

g. Magnésium + Sulfate de cuivre Sulfate de magnésium + Cuivre [Mg + CuSO4 MgSO4 + Cu] est un exemple de

Page 26 sur 27

Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

h. Fer + Acide sulfurique Sulfate ferreux + Hydrogène [Fe + H2SO4 FeSO4 + H2] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

i. Zinc + Acide chlorhydrique Chlorure de zinc + Hydrogène [Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

j. Chlorure de potassium + Nitrate d'argent Nitrate de potassium + Chlorure d'argent [KCl + AgNO3 KNO3 + AgCl] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

k. Chlorure d'aluminium + Hydroxyde de sodium Hydroxyde d'aluminium + Chlorure de sodium [AlCl3 + 3 NaOH Al(OH)3 + 3 NaCl] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

l. Chlorure de calcium + Carbonate de sodium Carbonate de calcium + Chlorure de sodium [CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2 NaCl] est un exemple de Ο réaction de combinaison Ο réaction de décomposition Ο réaction de simple déplacement

25. Choisissez la bonne réponse pour chaque question suivante basée sur les types des réactions chimiques

NaOH + KNO3 --> NaNO3 + KOH

CH4 + 2 O2 --> CO2 + 2 H2O

2 Fe + 6 NaBr --> 2 FeBr3 + 6 Na

CaSO4 + Mg(OH)2 --> Ca(OH)2 + MgSO4

NH4OH + HBr --> H2O + NH4Br

Pb + O2 --> PbO2

Na2CO3 --> Na2O + CO2 26. Equilibrer les réactions

a. C3H8 + O2 CO2 + H2O b. C2H6 + O2 CO2 + H2O c. CH4 + O2 CO2 + H2O d. C2H2 + O2 CO2 + H2O e. C2H2 + Cl2 C + HCl f. Mg + O2 MgO g. SO2 + O2 SO3 h. P + O2 P2O5 i. C2H6O + O2 CO2 + H2O j. C2H6O + O2 CO2 + H2O + C

27. Equilibrez les équations suivantes :

a. H2S + O2 SO2 + H2O

b. CH4 + Cl2 CHCl3 + HCl

Page 27 sur 27

c. Fe2O3 + CO Fe + CO2

d. NH3 + O2 N2 + H2O

e. Cu2S + O2 Cu + SO2

f. P4O10 + H2O H3PO4

g. NaBH4 + BF3 NaBF4 + B2H6

h. Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2

i. H2O + H2S + Cl2 H2SO4 + HCl

j. NaClO3 NaCl + O2

k. Al + OH- + H2O 2OHAlO

+ H2

l. 3ClO

+ HCl Cl2 + Cl- + H2O

m. H2O + Ag+ O2 + Ag + H+ 28. Combien y a-t-il d’atomes dans une mole de molécules d’H2O ? 29. Calculer le nombre de moles présentes dans les quantités suivantes :

a. 16 g de soufre b. 0.005 kg de calcium c. 105 mg de KIO3 d. 0.1 g de H2SO4 e. 4.2 kg de O2 f. 30 g de NaCl

30. Calculer la masse [g] de a. 12 moles de HClO4 b. 4 moles de HNO3 c. 1.5 102 moles de KBr d. 0.13 moles de PCl5 e. 3.2 10-2 moles de CH4 f. 106 moles de C2H4

31. Calculer le nombre de moles et de molécules présentes dans un litre d’eau.