Haute Ecole de la Communauté française en Hainaut Institut Supérieur Industriel de Mons Avenue V. Maistriau, 8 a 7000 MONS - BELGIQUE Tél. : +32 65 33 81 54 Fax. : +32 65 31 30 51 Site Internet : www.isims.be Résumé Introduction Chimie 1 ère Bachelier en Sciences Industrielles Année Académique 2012-2013 Partie de Janvier Basé sur le cours donné par F.BESANGER + prises de notes. Réalisé par CORKY MAIGRE *[*] (baptisé FPMs 173).
INTRODUCTION A. Particules constructive de la matière MATIERE = VIDE + PARTICULES ELEMENTAIRES A1. Particules élémentaires (=fondamentales, ultimes) électron e - charge négative m e- = 9,11.10-31 kg proton p + charge positive m p+ =1,67.10-27 kg neutron n neutre m n = 1,67.10-27 kg q.e - = q.p + L'ordre de grandeur des masses entre p + et n : identique. L'ordre de grandeur de smasses entre p + et e - : p + est 10 4 x plus lourd. On en déduit que toute la masse de l'atome se concentre dans le noyau même si ce dernier a un volume petit. (car on la masse de l'électron est négligeable) A2. Particules complexes assemblage de particules élémentaires qui, dans certaines transformations, se comporte comme un tout. Atome: édifice complexe électriquement neutre composé de protons, neutrons, et électrons. (nombre de proton = nombre d'électron neutre) Modèle de Rutherford Couches (électrons) Ils circulent sur une trajectoire circulaire q.noyau = q.e - A Z Noyau atomique (protons + neutrons) Z = numéro atomique = nombre de protons A = nombre de masse = nombre de protons + nombre de neutrons isotopes: éléments ayant un nombre de neutrons différents donc A est différent (ex: 13 6C, 14 6C, et 12 6C ) Molécule: assemblage d'atomes fortement liés entre eux. Atomes identique: HOMONUCLEAIRE (ex: di-oxygène O 2 ). Atomes différents: HETERONUCLEAIRE (ex: acide chloridrique HCl). Ions: atome isolé ou groupement d'atomes qui a acquis une charge électrique. Cation (ion positif) ex: Na +, NH 4 + perte d'électron Anion (ion négatif) ex: Cl -, SO 4 2- gain d'électron A3. Systèmes chimiques ensemble d'objets matériels qui peuvent être constitués d'une ou plusieurs substances dont on étudie le comportement. Détermination des particules: échantillon HOMOGENE OU HETEROGENE déterminé par analyse Techniques d'échantillonage prélèvement à chaque endroit du système analyse qualitative (nature des constituants) et quantitative (pourcentage des constituants) homogène si même amalyse pour chacun des échantillon. 1
A4. Mélanges et corps purs d'un point de vue microscopique, juxtaposition de particules différentes en proportion quelconque. FRACTIONNEMENT DU MELANGE Techniques: - procédés physiques: distillation. - procédés mécaniques: décantation, filtration. MATIERE MELANGES FRACTIONNEMENT (SEPARATION) formé de particules d'une seule espèce ATOMIQUES ex: C, Cu, Fe COPRS PURS MOLECULAIRE ex: eau COPRS PURS IONIQUES COMPOSES ex: H 2 SO 4 ex: Cl 2 - SIMPLES RESEAU IONIQUE une seule espèce de cation et une seule espèce d'anion ex: NaCl Na + + Cl - corps purs moléculaires = corps composés d'une seule espèce de molécules. A5. Masse atomique relative Masse moléculaire relative M r (X) masse atomique relative [uma] = masse usuelle (réelle) [kg] référence [kg/uma] 1 uma = 1/12 masse de l'isotope 12 de l'atome de carbone = 1,67.10-27 kg ex: m O = 8.1,67.10-27 + 8.1,67.10-27 + 8.9,11.10-31 = 1,8.10-26 kg => M r (O) = 1,8.10-26 = 16 uma 1,67.10-27 (car 8 protons, 8 neutrons, 8 électrons) masse moléculaire relative [uma] = masse usuelle (réelle) [kg] référence [kg/uma] = masse atomique relative ex: M r (H 2 O) = 2.M r (H) + M r (O) = 2.1 uma + 16 uma = 18 uma La masse moléculaire de l'air n'existe pas car c'est un mélange et non une molécule (corps purs). Par contre l'air a une masse molaire car on connaît chacun des constituants. 2
A6. Mole Masse molaire M X quantité de matière qui est composée d'autant d'entité qu'il y a d'atomes dans 12g de carbone 12. 1 mole = 6,02.10 23 particules = N 0 (Nombre d'avogadro) = 1/1,67.10-27 masse molaire [g/mole] = masse d'une mole du composé ex: M H2O = 6,02.10 23 molécules d'eau = masse moléculaire relative= M r (H 2 O) = 18 g/mole Masse molaire d'un mélange homogène: masse molaire d'un mélange [g/mole] = masse totale du mélange nombre total de mole ex: Un mélange de 100g d'éther (M r (éther)=74 uma) et de 100g d'alcool (M r (alcool)=46 uma) masse d'éther = 100g masse d'alcool = 100g masse totale du mélange = masse d'éther + masse d'alcool = 100 + 100 = 200 g. nombre de moles d'alcool = m alcool /M alcool = 100/46 = 2,174 moles nombre de mole d'éther = méther/méther = 100/44 = 1,351 moles nombre total de moles = 2,174 + 1,351 = 3,525 moles M mélange = m tot /n tot = 200/3,525 = 56,738 g/mole EN RESUME: [uma] [kg] Masse relative = M r = m 1,67.10 27 [g/mole] [g] [kg/uma] Masse molaire = M = m n [moles] [g] Nombre de particules [moles] n = m M = N N 0 [g/mole] Nombre d'avogadro = 6,02.10 23 3
A7. Volume molaire V M volume occupé par une mole de substance gazeuse dans certaines conditions de t et de pression. Tous les gaz ont le même volume molaire dans les mêmes conditions de t et de pression. Loi d'avogadro Des volumes égaux de gaz (même cdt T,P) contiennent un même nombre de particules. Conditions normales de t et de pression (CNTP) [moles] T = 0 C = 273,15 K P = 1013,25 Pa = 1 atm V M = 22,4138 l/mole volume occupé dans les CNTP par une mole de structure gazeuse. [g] [l] n = m M = N N 0 = V V M V et V M sont pris dans les mêmes conditions (T,P). Cette formule ne s'applique qu'aux substances gazeuses parfaites (GAZ PARFAITS). [g/mole] [l/mole] ex: Calculer le volume occupé, dans les CNTP, par 7,5275.10 22 molécules de CO2 Données: V M = 22,4138 l/mole Inconnue: V N 0 = 6,022.10 23 Formule: n = N/N 0 = V/V M V = (N/N0).V M = (7,5275.10 22 /6,022.10 23 ). 22,4138 = 2,8 litres A8. Symboles Formules Composition centésimale Elément Symbole chimique qualitative (nature de l'élément) quantitative (masse, nombre de mole) Formule qualitative (nature du corps) quantitative (masse, nombre de moles, %) L'analyse qualitative permet de déterminer la nature des composants tandis que l'analyse quantitative va fixer la composition centésimale ( % de chaque élément ) et la masse molaire du corps. 4
AxBy Mr(A).x + Mr(B).y = M(AxBy) en g a. M/100 b.m/100 x = a.m / 100. Mr(A) et y = b.m / 100.Mr(B) Exercices I. L'argent naturel est composé de deux isotopes 107Ag (Mr=106,905 uma) et 109Ag (Mr=108,905 uma) Or la masse atomique de l'argent naturel est de 107,868 uma. Déterminer le pourcentage de chaque isotope. x + y = 100 106,905.x + 108,905.y = 107,868 106,905.x + (100-x).108,905 =1 07,868-2.x = -10782,632 x = 5391,316 = 53,91 % y = 100 53,91 = 46,09 % Il y a 53,91 % d'isotope 107 et 46,09 % d'isotope 109. II.