Notions scientifiques pour les chimistes

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1 Notions scientifiques pour les chimistes 1 - Unités SI Les scientifiques du monde entier ont adopté un système unifié d unités appelé «International System of Units» (SI). Ce système se base sur sept grandeurs fondamentales : masse, longueur, temps, température, quantité de substance, courant électrique et intensité lumineuse. Toutes les autres grandeurs peuvent être exprimées à partir de ces 7 grandeurs. Grandeurs physiques Unité masse m longueur l temps t température T quantité de substance n mole mol courant électrique I ampère A intensité lumineuse Iv candela cd Pour éviter l usage d un trop grand nombre de chiffres pour écrire les valeurs des grandeurs physiques, il est possible d utiliser les préfixes présentés dans le tableau ci-dessous : Préfixe Symbole Facteur Préfixe Symbole Facteur déco da 10 déci d 0.1 hecto h 100 centi c 0.01 kilo k 1000 mili m méga M 10 6 micro µ 10-6 giga G 10 9 nano n 10-9 téra T pico p péta P femto f exa E atto a Formulation chimique Historiquement, la plus ancienne manière de formuler la composition chimique d un composé correspond à la formulation empirique qui se fonde sur le plus petit rapport de nombres entiers d atomes dans un composé chimique. Par exemple CH 2 O est la formule empirique du formaldéhyde. Cette définition est très ambiguë car c est aussi la formule empirique de l acide acétique C 2 H 4 O 2, et celle de tous les sucres (glucose, fructose, galactose,...). La formule empirique s obtient à partir de la composition centésimale (rapport en pourcentage de la composition atomique du composé) d un composé. La formule brute (ou moléculaire) correspond à la liste des nombres exacts de chaque espèce atomique présente dans le composé. Elle nécessite la connaissance de la masse molaire du composé. La formule structurelle fournit des informations supplémentaires sur la structure chimique. Par exemple, l éthanol et le diméthyléther ont la même formule brute C 2 H 6 O mais présentent des fonctions chimiques différentes et leurs formules structurelles respectives sont C 2 H 5 OH et H 3 COCH 3. 1

2 La formule développée apporte encore plus d information sur la structure du composé en indiquant clairement le type des liaisons présentes dans la molécule : 3 - Concept de mole 3a - Masse atomique et moléculaire La manipulation des substances chimiques requiert parfois une approche quantitative qui nécessite la détermination des masses atomiques et moléculaires. L origine des masses atomiques est fixée, par convention avec l isotope 12 C du carbone, auquel on a attribué arbitrairement la masse isotopique relative (m r ) de 12 unités de masse atomique (uma). La masse atomique relative d un élément (A r ) est la somme des masses isotopiques de tous ses isotopes, pondérées par le rapport de leur abondance naturelle. Exemple : 35 Cl m r = abondance (75.8%) 37 Cl m r = abondance (24.2%) Ar(Cl)= uma 3b - Masse molaire Pour convertir les masses atomiques et moléculaires, en masse utilisable dans la pratique, on introduit la notion de mole. La masse d une mole est égale à la masse atomique ou moléculaire, exprimée en grammes ; c est la masse molaire (MM). Si l on considère qu un atome de 12 C pèse 12 uma, alors une mole de 12 C pèse 12 g. La masse molaire du 12 C est 12 g/mol. De même un anion Cl - pèse uma et une mole de Cl - pèse g/mol. Il a été démontré qu une mole d une espèce chimique contient, selon sa nature, un nombre constant d atomes, de molécules, ions ou d électrons. Cette constante se nomme le nombre d Avogadro (noté N ) est vaut environ Concentration Une partie des réactions chimiques se déroule en solution, c est-à-dire dans un milieu liquide que l on appelle solution. Ceci est constitue d une part d un solvant liquide(eau ou solvant organique) et de substances dissoute (soluté). La concentration d un soluté est la quantité ou la masse de ce soluté par unité de volume ou de masse de solution. Concentration molaire ou molarité : la molarité C représente quantité de soluté exprimé en nombre de moles par unité de volume de solution exprimé en litres. ( ) ( ) nmole 1 Cmol ( l ) = = V litre MM g mole mg ( ) 1 1 ( ) V ( litre) Concentration molale (ou molalité) : la molalité C représente la quantité de soluté exprimé mole par unité de soluté exprimé en kg. 2

3 ( ) ( kg) nmole 1 Cmol ( kg ) = M La molalité n est que très rarement utilisée, mais est recommandée lors de mesures de concentrations indépendantes de la température. Concentration normale (ou normalité) : Elle est reliée au nombre d équivalentgrammes de soluté de solution et au type de réaction chimique considérée. Dans le cas des réactions acide-base, l équivalent-gramme est le nombre de protons échangeables alors que dans les réactions d oxydo-réductions, il s agit du nombre d électrons. La normalité N est donnée par le nombre d équivalent-grammes de soluté par litre de solution (éq.g/l). Cette façon de noter la concentration est désuète et présente une source d erreur importante dans les calculs. Lorsque les substances sont présentes sous forme de trace dans une solution, il est courant d utiliser les notions de ppm et de ppb. Il s agit de facteurs multiplicatifs comme le pourcentage (%) - facteur 100. Les parties par million - ppm - correspondent à un facteur (10 6 ) et les parties par milliard -ppb - (billion en anglais) correspondent à un facteur (10 9 ). A titre d information, les dosages homéopathiques utilisent couramment l échelle de dilution décimal (DC) et centésimal (CH) de Hanneman : 1 DC (1/10), 2 DC (1/100),... et 1 CH (1/100), 2 CH (1/10000), 3CH (1/10 6 )...,12 CH (1/10 23 ). Un dosage homéopathique de 12 CH signifie que l on retrouve environ une molécule de substance pour 6 litres de solution homéopathique... Exercices 1 - Donnez l équation aux dimensions pour la concentration molaire à partir des grandeurs et des unités SI. sol 2 - Déterminez la masse molaire du glucose (C 6 H 12 O 6 ) du carbonate (CO 3 2- ). 3 - Combien y-a-t-il de moles dans 2,00 g d acide benzoïque (MM(HBz)=122,1 g/mol)? 3 -Quelle est la masse de Na + contenue dans 25.0 g de Na 2 SO 4? 3

4 5- Tableau périodique Proposé en 1861 par Mendéléev pour classer les éléments selon la périodicité de leurs propriétés. Il est construit en ligne de gauche à droite selon les valeurs croissantes de Z (numéro atomique). Les éléments homologues forment des familles ordonnées en colonnes (métaux alcalins, métaux alcalino-terreux, les non-métaux (familles du carbone, de l azote et de l oxygène, les halogènes et les gaz rares), les métaux terreux (partie basse du bloc p), les métaux de transition, les lanthanides (ou terres rares) et les actinides. Le tableau périodique est organisé selon le remplissage de l enveloppe électronique (blocs s,p,d et f). Certaines propriétés sont étroitement liées au numéro atomique (densité, volume atomique et potentiel d ionisation). 6 - Configuration électronique 6a - notion de nombres quantiques La physique quantique a montré qu il est possible de représenter la structure électronique des atomes par des fonctions d ondes, les orbitales atomiques. Il existe une relation entre ces orbitales atomiques et l énergie électronique de l atome qui correspond à la somme des énergies associées aux orbitales atomiques occupées. Les orbitales atomiques sont caractérisées par quatre nombres quantiques variant par valeurs entières: n le nombre quantique principal compris entre 1 et 7, l le nombre quantique secondaire ou angulaire compris entre 0 et n-1 (noté par une lettre s, p, d ou f), m le nombre quantique magnétique compris entre -l et +l (noté x, y, et z pour l=1 et xy, yz, xz, z 2 et x 2 -y 2 pour l=2) et s le nombre quantique de spin qui peut prendre que deux valeurs +½ (spin parallèle ) ou -½ (spin antiparallèle ) pour l électron. Les orbitales atomiques sont décrites par les 4 nombres quantiques, il s agit de spin-orbitales. La nature respecte le principe énoncé par Pauli qui stipule qu une orbitale atomique (spinorbitale) ne peut être occupée que par un seul électron, on utilise souvent la notion sousjacente d orbitale spatiale, définie par les nombres quantiques n, l et m, pour désigner les orbitales atomiques. Une orbitale spatiale comprend en fait deux spin-orbitales qui ne diffèrent que par la valeur de leur nombre quantique de spin. Le principe de Pauli est le suivant : Il est possible de placer deux électrons par orbitale atomique (orbitale spatiale) à condition qu ils soient de spin (s) opposés. Par exemple pour n=3 on a l=0(s), 1(p) et 2(d), m=-3, -2, -1, 0, 1, 2 et 3 et s=-1/2 et +1/2. Les orbitales possibles sont : 1s, 2s, 2p x, 2p y, 2p z, 3s, 3p x, 3p y, 3p z, 3d xy, 3d yz, 3d xz, 3d z2 et 3d x2-y2. En dehors de toute perturbation de son environnement, les orbitales atomiques ayant les mêmes valeurs de n et de l ont la même énergie associée. On dit qu elles sont dégénérées. 6b - Structure électronique La configuration électronique des atomes correspond à la liste des orbitales atomiques occupées par ses Z électrons. Pour déterminer le configuration électronique de l atome dans son état fondamental, il faut remplir les orbitales en suivant les règles qui suivent : 1 - Le remplissage doit être effectué dans l ordre croissant des énergies orbitalaires. L ordre énergétique des orbitales atomiques suit approximativement la progression qui peut être retenue par la méthode de Klechkowski présentée à la figure ci-dessous. La plus basse énergie correspond à l orbitale 1s, puis 2s, 2p, 3s, 3p,4s, 3d,4p, Il faut aussi respecter la règle de Hund : les électrons occupent un maximum d orbitale 4

5 ayant le même nombre quantique l avant de les compléter par un deuxième électron de spin opposé. Par exemple pour l oxygène, Z=8, sa configuration électronique à l état fondamental est 1s 2 2s 2 2p 4. 1s 2s 2p x 2p y 2p z L écriture de la configuration électronique permet de déterminer les électrons dit de «cœur», de valence. Les électrons de valence occupent les orbitales atomiques qui ont la plus grande valeur de n. Ces électrons interviennent dans les liaisons chimiques covalentes. Les autres électrons, plus proches du noyau, sont dits de «cœur». La configuration électronique renseigne aussi sur la présence ou non d électrons célibataires. Il s agit des électrons qui sont seuls à occuper une orbitale atomique. Ces électrons jouent un rôle très important dans les propriétés magnétiques. Lorsqu une orbitale atomique est occupée par deux électrons, on dit que les électrons sont appariés. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 7s Méthode proposée par Klechkowski pour retenir l ordre croissant des énergies associées aux orbitales atomiques. 6c - Energie d ionisation (ou potentiel d ionisation). C est l énergie requise pour arracher un électron de la particule (atome ou ion sous forme gazeuse). Il existe toute une série d énergies d ionisation E i correspondant à l éjection successive de ces électrons. Exemple : E 1 E 2 E 3 E 4 Na Na + Na 2+ Na Potentiels d ionisation de différents éléments du tableau périodique (exprimés en ev). E 1 E 2 E 3 E 4 E 5 E 6 E 7 E 8 Na

6 Ca Cr Cl Ar d - Affinité électronique (AE) L affinité électronique caractérise le processus inverse de l ionisation, c est-à-dire l ajout d un électron à une particule pour produire un anion. L énergie impliquée dans ce processus peut être négative (difficile) et positive (facile). Exemple : AE Cl + e- Cl Affinité électronique de différents éléments du tableau périodique. AE [ev] Cl 3.61 I 3.06 C 1.12 Mg -0.3 Zn -0.9 Contrairement aux potentiels d ionisation, l affinité électronique est difficile à établir expérimentalement. 6e - Electronégativité (EN) L électronégativité est un paramètre empirique décrivant la tendance qu a un élément dans un composé d attirer à lui les électrons impliqués dans les liaisons. L échelle d électronégativité généralement utilisée a été proposée par Pauling en L élément le plus électronégatif est le fluor. Les gaz rares n ont aucunement tendance à attirer les électrons, ils ont donc une électronégativité nulle. L électronégativité augmente dans le tableau périodique lorsque l on passe d un élément à un autre en montant et/ou en allant vers la droite. La différence des électronégativités de deux éléments A et B renseigne assez bien sur le caractère ionique des liaisons diatomiques A-B. Table de correspondance entre la différence d électronégativité et le caractère ionique d une liaison. EN caractère ionique (%) EN caractère ionique (%) EN caractère ionique (%) Exercices 1 - Les configuration électroniques suivantes sont-elles possibles et si oui, correspondent- 6

7 elles à un état fondamentale? a) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 3 b)1s 2 2p 1 c)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s Combien d électrons non appariés dans S -? 3 - Donnez la configuration électronique fondamentale de O 2-? 4 - Donnez la configuration électronique de Cr (Z=24) 5 - Déterminez le caractère ionique des liaisons dans les composés suivants : NaCl, HF et I 2 7

8 Pharmacie - 1 ère année 6 Compléter les cases vierges du tableau périodique K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac ** Unq Unp Unh * Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu ** Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 8