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1 Espèces chimiques Une «espèce chimique» est un ensemble d entités élémentaires identiques, telles que les atomes, les molécules et les ions. Les espèces chimiques constituées d atomes sont appelées «espèces atomiques» ; celles constituées de molécules sont appelées «espèces moléculaires» et celles constituées d ions sont appelées «espèces ioniques». L appellation «espèce ionique» regroupe également les espèces chimiques constituées de solides ioniques. Le terme «espèce chimique» regroupe également un ensemble de radicaux identiques (il s agit dans ce cas d une «espèce radicalaire»). 1. Atomes, molécules et ions Les atomes se repèrent à leur symbole qui se compose d'une lettre majuscule suivie d'une minuscule (ou deux pour certains symboles). Les atomes sont électriquement neutres, et sont répertoriés dans le tableau périodique (tableau de Mendeleïev). Les molécules sont des assemblages organisés d'au moins deux atomes (identiques ou différents), et sont donc également électriquement neutres. Les ions, à la différence des atomes, sont électriquement chargés. La charge électrique est notée en exposant dans leur formule chimique. Les ions chargés positivement sont appelés «cations» ; ceux chargés négativement sont appelés «anions». Les ions formés à partir d'un seul atome sont des «ions monoatomiques» ; ceux formés à partir de plusieurs atomes sont des «ions polyatomiques». Page 1 sur 5

2 Les solides ioniques (ou «composés ioniques») sont des empilements alternés de cations (ions positifs) et d'anions (ions négatifs), dont le nombre implique la neutralité électrique. Le terme «espèce chimique (ionique)» est employé bien qu un solide ionique soit constitué de deux ions différents, car les ions sont indissociables. Par exemple, le chlorure de sodium (sel de table) est une espèce ionique. Le solide ionique qui la constitue a pour formule chimique NaCl ; c est un assemblage d'ions chlorure Cl - et d'ions sodium Na + (en nombre égal de façon à ce que chaque charge négative d'un ion chlorure Cl - soit annulée par une charge positive d'un ion sodium Na + ). Espèces chimiques atomiques moléculaires ioniques Atomes Molécules Solides ioniques Ions monoatomiques Cations Anions Entités élémentaires C H O N Cu Fe Zn Al Au Ag O 2 N 2 H 2 O CO 2 CO CH 4 C 4 H 10 NaCl CuSO 4 NaOH H + Na + Cu 2+ Zn 2+ F Fe 2+ Fe 3+ - Cl - O 2- Ions polyatomiques Cations Anions NH 4 HO - SO Electriquement neutres Chargées 2. Corps purs et mélanges Un corps pur est composé d'une seule espèce chimique (atomique, moléculaire ou ionique), alors qu un mélange est composé de plusieurs espèces chimiques différentes. Autrement dit, un mélange contient au moins deux corps purs différents. Exemples de corps purs : l'eau pure (constituée de molécules d'eau H 2 O), le dioxygène pur (constitué de molécules de dioxygène O 2 ), le fer pur (constitué d atomes de fer Fe). Exemples de mélanges : l'eau salée (constituée de molécules d'eau H 2 O, d ions chlorure Cl - et d ions sodium Na + ), l'eau sucrée (constituée de molécules d'eau H 2 O et de molécules de glucose C 6 H 12 O 6 ), l'air (constitué - principalement - de molécules de dioxygène O 2 et de molécules de diazote N 2 ). Page 2 sur 5

3 3. Dissolution et solutions Une solution est un mélange homogène (le plus souvent liquide), que l on obtient après dissolution d'une espèce chimique (appelée «le soluté») dans un solvant. On dit que le soluté est «soluble» dans le solvant. Très souvent, le soluté est à l état solide, mais il peut également être à l état gazeux*. *L'eau dans laquelle la vie aquatique est possible contient un gaz dissous : le dioxygène (espèce moléculaire constituée de molécules de formule O 2 ) Une solution dans laquelle le solvant est l eau est appelée «solution aqueuse». Le soluté peut être une espèce moléculaire ou une espèce ionique. Au cours de la dissolution, les molécules ou les ions qui le constituent se dispersent dans le solvant*. Lorsque le soluté est une espèce ionique, la solution obtenue est appelée «solution ionique». *Ce phénomène est appelé «solvatation» Le terme «solvant» est également employé au cours des dilutions et des extractions. Solution Solvant Soluté Nom - état physique Formule Espèce(s) chimique(s) présente(s) après dissolution Eau sucrée Glucose - solide (espèce moléculaire) C 6 H 12 O 6 (molécule) Eau salée Chlorure de sodium - solide (espèce ionique) NaCl (solide ionique) Na + + Cl - (ions) Eau gazeuse Dioxyde de carbone - gaz (espèce moléculaire) CO 2 (molécule) Page 3 sur 5

4 4. Miscibilité Le soluté peut également être un liquide, mais dans ce cas il est difficile de dire lequel des deux liquides est le solvant et lequel est le soluté. On préfère donc employer le terme «miscibilité» : si deux liquides sont miscibles, ils forment un mélange homogène. Sinon, ils forment un mélange hétérogène. Eau Huile Ethanol Cyclohexane Eau Huile Ethanol Cyclohexane Non-miscibles Miscibles Non-miscibles Non-miscibles Non-miscibles Miscibles Miscibles Non-miscibles Non-miscibles Non-miscibles Miscibles Non-miscibles Page 4 sur 5

5 5. Solubilité Un solvant ne peut dissoudre qu une certaine quantité de soluté solide ou gazeux. La limite est donnée par la solubilité. La solubilité exprime donc la capacité du soluté à se dissoudre dans le solvant. Elle se mesure en kg.m -3 (unité SI*), mais on utilise plus couramment les unités g.l -1, mg.l -1, mg.l -1 ou encore mg.ml -1 *unité SI = unité du Système International Les notations avec les puissances (kg.m -3, g.l -1, etc.) remplacent celles aves les «/» (kg/m 3, g/l, etc.) Solubilité dans l'eau à T = 25 C et p = 1 bar Chlorure de sodium (solide) s = 375 g.l -1 Glucose (solide) s 700 g.l -1 Dioxyde de carbone (gaz) s = 1,7 g.l -1 Dioxygène (gaz) s = 8,3 mg.l -1 La solubilité dépend du solvant utilisé : alors que, dans l'eau, la solubilité du chlorure de sodium est égale à 375 g.l -1, elle est presque nulle dans l'éthanol. Autrement dit, le chlorure de sodium n est presque pas soluble dans l éthanol, alors qu'il est très soluble dans l'eau. Lorsqu on dépasse la limite de solubilité, on dit que la solution est saturée : dans le cas d un soluté solide, celui en excès (en trop) se déposera au fond du récipient ; dans le cas d un soluté gazeux, des bulles apparaîtront (dégazage). La solubilité dépend de la température et celle des gaz augmente avec la pression. Par exemple, la solubilité du dioxygène (gaz) dans l eau à p = 2 bar est égale à 16,6 mg.l -1 contre 8,3 mg.l -1 à 1 bar. Objectif S - Tous droits réservés sauf mention suivante : Florescein (Bricksnite) sous licence CC BY SA Page 5 sur 5

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