LIQUIDES, GAZ, SOLUTIONS UE3 I) Niveaux d organisation de la matière A. Caractéristiques des 3 états de la matière 1 er niveau = atome. 2 ème niveau = molécule (H2O ; Buthane ; ADN). 3 ème niveau = état d agrégation de la matière (liquide solide et gaz). Toutes les espèces chimiques peuvent exister sous 3 états (solide, liquide, gaz). Les états de la matière sont définis par un aspect macroscopique : présentant des propriétés physiques communes. et stable dans un environnement physique déterminé (avec des limites : température et pression). 3 paramètres à la classification : - degré d ordre interne : Etat ordonné (solide (état cristallisé)) Ex : solides amorphes utilisés notamment en cristallographie. Etat désordonné (liquide, gaz). - densité : Etat condensé (solide (état cristallisé), liquide). Etat non condensé (gaz). - mouvement : Sans mouvement (solide). Avec mouvement (liquide, gaz). Dans la matière, les molécules sont soumises à deux tendances antagonistes : a) tendance au désordre et à l extension : due à l agitation moléculaire (origine thermique). b) tendance à la cohésion : grâce aux forces d interactions de la matière. B. Agitation moléculaire Il existe différents mouvements moléculaires : translation rotation vibration Si on augmente la température, on augmente l énergie cinétique des molécules (du fait de l agitation thermique ou moléculaire) et donc les états désordonnés de la matière. 1 sur 6
EAM= Etrans + Erot + Evib C. Forces d interactions : Force d attraction (électrostatique) Il y a 2 types de forces de liaison : a) Forces intramoléculaires Force de répulsion (encombrement stérique) Fortes : 1) Liaisons ioniques correspondent à la condition limite (transfert d électron) de la liaison covalente polarisée. Les 2 ions restent dans un environnement très proche. 2) Liaisons covalentes (doublet d électron mis en commun). 3) Liaisons métalliques : les électrons sont dits porteurs de charge (conductivités électriques et thermiques élevées). Cette liaison assure la cohésion d un agrégat contenant des milliards d atomes. Faibles : (ex : espèces radicalaires X ). b) Forces intermoléculaires (=liaisons faibles) (1837-1923, prix nobel 1910) Liaisons de Van der Waals : (forces d attraction d origine électrostatique) a) Interactions entre 2 molécules polaires (ex : saccharose) : le «pole positif» de l une attire le «pole négatif» de l autre. b) Interaction entre molécule polaire et molécules apolaire (ex : hydrate d argon) : la molécule polaire créée un champ électrique qui peut induire la polarisation d une molécule apolaire. c) Interaction molécule apolaire-molécule apolaire (liaison H) ex : H2 gaz rare liquide ou solide à basse température. Liaison Hydrogène, un cas particulier de liaison intermoléculaire : Concerne principalement les molécules contenant l élément oxygène comme par exemple H2O. 2 sur 6
L Oxygène étant très électronégatif, il existe des forces d attraction électrostatique (force de 5-20% des forces intramoleculaires) et donc, en présence de ces liaisons hydrogène, les températures de fusion et de vaporisation sont très hautes (ex : Tfusion (eau) réelle = 0 C sous 1 atmosphère (atm) au lieu de -65 C en théorie). Plus ces forces sont grandes, plus l énergie cinétique nécessaire pour s en libérer est grande. Etotale = Etrans + Erot + Evib (dispersion) + Eliaison (cohésion) II) Notion de quantité de matière 1) Définition : L unité de la quantité de matière est la MOLE (n) = autant d atome dans 0,012 kg de Carbone-12. n= N /NA (Constante d Avogadro = NA = 6,022.10 23 mol -1 ) n ne dépend pas de la nature de la substance. 2) Masse molaire : Masse molaire d une substance, notée M : M =m/n m dépend de la nature de la substance. 3) Concentration molaire massique : La dissolution d un solide, d un liquide ou d un gaz dans un liquide donne une solution notion de solvant et de soluté : o Concentration molaire : concentration en moles rapportée à un volume : Molarité : c = nsoluté/vtotal o Concentration molale : concentration en moles rapportée a une masse : Molalité : m = nsoluté/msolvant III) Etats gazeux Pas de volume défini occupe toujours la totalité du volume offert Expansible à l infini et spontanée Nécessite de définir les conditions d étude : température et pression 2 points d étude : gaz parfaits et gaz réels 3 sur 6
1) Gaz parfaits : A l échelle macroscopique, un gaz parfait satisfait 5 lois : 1) Loi de Boyle Mariotte : A Température constante, P.V = constante. (quand P est faible!) 2) Loi d Avogadro : A Température et Pression constante, les Volume molaires sont identiques. (a T=0 C, et P=1atm : VM=22,414 L.mol -1 ) 3) Loi de Charles : A Pression constante : V = kt. 4) Loi de Gay-Lussac A Volume constant : P = kt. 5) Loi de Dalton Ptotal = Somme des pressions partielles. A l échelle microscopique on utilise l approximation des gaz parfaits : Pas d interaction entre les molécules Volume des molécules négligeables La Pression P d un gaz se calcule : P (N.m -2 )= Ces unités sont celles utilisées dans le système international de mesures physiques. L équivalence dans le système MKSA (mètre, kelvin, seconde, ampère) est : 1 N.m -2 = 1 Pa Hauteur de colonne de liquide (mercure, Hg) ou atmosphère : P = h (760 mm de Hg à 0 C) x ρ (Masse volumique 13595 kg/m 3 pour Hg) x g (Accélération de la pesanteur 9,81 m/s²). 1 atm = 1,013. 10 5 Pa = 1,013. 10 5 N.m -2 Equation d état des gaz parfaits : P.V = n.r.t R= constante molaire des gaz parfaits, 8,314 J.mol -1.K -1 1 J = 1 Pa.m 3 Traduit un travail qui peut être récupéré : W = - P.V (ex : le piston) 4 sur 6
Le Volume molaire s exprime : Vm = M (Masse molaire en kg.mol -1 ) / ρ (Masse volumique en kg.m -3 ) Loi d Avogadro : 2 volumes égaux de gaz différents, se trouvant dans les mêmes conditions de Température et de Pression, contiennent la même quantité de gaz. À T = 0 C et P = 1 atm : Vm = 22,414 mol.m -3 2) Gaz réels : Equation d état des gaz réels (proposé par Van der Waals) : (P + a.n² / V²). (V - n.b) = n.r.t a et b sont deux constantes caractéristiques de chaque gaz (b ou covolume = volume propre des molécules). Conditions d application de la loi de Van der Waals : 1) Faible masse molaire, molécule non polaire et faible polarisabilité 2) Grande volume offert au gaz et pression faible 3) Température éloignée de température de condensation 3) Base de la théorie cinétique des gaz : Un gaz est un milieu constitué de particules : Très éloignées les unes des autres Se déplaçant continuellement, à très grande vitesse et en ligne droite (jusqu à collision) Entrant en collision S il y a un mouvement Energie cinétique moyenne : Ē = ½ m.v² L agitation moléculaire dépend de la température Ē = 3/2 k.t k= constante de Boltzmann, 1,38066.10 23 J.K -1 Conséquences directes : - Au zéro absolu (T = 0 K) : pas de mouvement (Loi de Charles) - À T > 0 K : v = (2 Ē/m) 1/2 = (3 kt/m) 1/2 Plus une molécule est lourde, plus elle se déplace lentement. 4) Solubilité d un gaz dans un liquide Loi de Henry : A température constante et à saturation, la quantité de gaz dissous dans un liquide est proportionnelle à la pression partielle qu exerce ce gaz sur le liquide. 5 sur 6
La quantité de gaz dissout dépend donc de : La nature du liquide et du gaz considérés. La surface de contact gaz/liquide. La pression exercée par le gaz sur le liquide. Le temps (durée pendant laquelle s exerce la pression). La température (si T augmente, la dissolution diminue). La tension : à T = constante, 3 situations : Avec la tension qui est la pression appliquée par le gaz dissous dans le liquide. La saturation : tension du gaz dissous = P du gaz libre (pas d échange gazeux). Ex : Modèle de l oxygène dissout dans l eau d un étang. La sous-saturation : augmentation de la P du gaz libre augmentation de la dissolution jusqu à équilibre des tensions (échange gazeux). Ex : Modèle de l absorption de l O2 lors de la respiration. La sur-saturation : baisse de la P du gaz libre augmentation de l élimination jusqu à équilibre des tensions (échange gazeux). Ex : Modèle d une bouteille de champagne. Volume dissout : V = α. v. P / 760 α = coefficient d absorption v = volume du liquide P = pression partielle en mm de Hg 6 sur 6