Chimie Générale (PCEM1)

Click here to load reader

  • date post

    02-Jan-2016
  • Category

    Documents

  • view

    284
  • download

    10

Embed Size (px)

Transcript of Chimie Générale (PCEM1)

  • Le Monde Des [email protected] 2012/2013

    Site : http://www.lemondedespharmaciens.com// Facebook : http://www.facebook.com/Le.Monde.Des.Pharmaciens

    1

    Le Monde Des [email protected]

  • 1 Les concepts prliminaires

    NA

    I. LES DFINITIONS ET RELATIONS FONDAMENTALES UTILISES EN CHIMIE

    Avant que des problmes conceptuels ou quantitatifs puissent tre rsolus en chimie, certainesdfinitions et concepts de base doivent tre tudis. Ce premier chapitre traite des fondementsde la stchiomtrie et de l'oxydorduction, ainsi que de la manire d'quilibrer les quationschimiques. La comprhension de ces sujets est importante la fois pour le succs dans lescours de chimie et pour la comprhension des chapitres qui suivent.

    Un atome est le plus petit composant neutre d'un lment qui ait toutes les propritschimiques de cet lment. Comme il sera tudi dans le chapitre 2, les atomes sont compossde particules subatomiques : les protons, les neutrons et les lectrons. Pour toutes lesapplications pratiques, un atome peut tre considr comme ayant un centre trs petit, lenoyau, qui contient la fois des protons et des neutrons. Les lectrons forment un nuageautour du noyau. L'espace occup par les lectrons (le nuage d'lectrons) est considrable si onle compare au noyau. Le nombre atomique d'un atome est le nombre de protons que contientcet atome.

    Dans de nombreuses substances, les atomes sont lis entre eux par des liaisons chimiques etforment des molcules. La composition d'une molcule peut tre exprime par sa formulemolculaire, ce qui consiste crire les symboles des atomes qu'elle contient avec les indicesnumriques indiquant combien d'atomes de chaque type sont prsents dans la molcule.

    Une mole est la quantit de substance qui contient une quantit de particules gale au nombred'Avogadro. Le nombre d'Avogadro est d'environ 6,02 x 1023. Donc, une mole d'atomes contient6,02 x 1023 atomes.

    Le poids atomique d'un lment est la moyenne des poids de tous les isotopes de l'lment. Lesisotopes sont des atomes d'un mme lment qui ont une masse diffrente mais ont le mmenombre atomique (des atomes avec le mme nombre de protons mais un nombre diffrent deneutrons). La stchiomtrie est l'tude des relations molaires entre les atomes et lescomposs.

    A. Le poids atomique et le poids molculaire

    Lors des calculs chimiques, vous avez souvent besoin de calculer la masse d'un lment oud'une molcule. Ce calcul est effectu en recherchant le poids atomique de l'lment sur latable priodique. Le poids atomique est le plus grand des deux nombres qui y sont donns pourchaque lment. Le nombre le plus petit est habituellement le nombre atomique. Le poidsmolculaire se calcule en additionnant les poids atomiques individuels des lmentsconstituant le compos. L'exemple 1-1 illustre le calcul du poids molculaire.

    Une erreur faite couramment dans le calcul du poids molculaire est de ne pas multiplier partous les indices prsents dans la formule molculaire. Par exemple, une molcule de formuleAl2(SO4)3 devrait tre considre comme tant Al2S3O12 pour le calcul du poids molculaire.

    Exemple 1-1 : Quel est le poids molculaire de C

    Solution : Recherchez les poids atomiques du carbone et de l'hydrogne (C = 12 et H = 1).

  • Multipliez chacun par le nombre de ce type d'atome, additionnez ensuite le rsultat. Poidsmolculaire = (12 6) + (1 6) = 78 g/mol.

    B. La formule empirique compare la formule molculaire

    Les formules chimiques sont dduites empiriquement, ce qui signifie que des expriencesdoivent tre faites pour dterminer la masse relle des lments entrant dans le compos ouleur pourcentage en poids. La formule empirique (FE) d'un compos est la plus petiteproportion entire possible des diffrents types d'atomes prsents dans le compos.

    La formule molculaire (FM) est un multiple entier de la formule empirique. Elle exprime lenombre rel d'atomes qui sont lis par une liaison chimique pour former une molcule. Parexemple, la formule molculaire du benzne est C6H6. Notez le rapport 1/1 du carbone et del'hydrogne, ce qui donne comme formule empirique CH.

    La formule molculaire peut tre dtermine si le poids molculaire et la formule empirique ducompos sont connus. Le quotient du poids molculaire du compos par le poids molculairede la formule empirique fournit le multiple entier dont la formule molculaire peut tredduite. L'exemple 1-2 montre comment une formule molculaire se dtermine partir dupoids molculaire et de la formule empirique.

    Comment dterminez-vous exprimentalement le poids molculaire d'un compos ?Habituellement par des tudes de ce compos dans son tat gazeux. Si un compos est pes etensuite vaporis temprature et volume constants, son poids molculaire gazeux peut tredtermin.

    Exemple 1-2 : Le glucose a une formule empirique de CH

    Solution : Le poids empirique du glucose est 12 + 1 + 1 + 16 = 30180/30 = 6 units empiriquesdans la molcule. La formule molculaire est C6H12O6.

    C. La description de la composition par le pourcentage de masse

    De nombreuses mthodes analytiques ne donnent pas directement la formule empirique. laplace, un pourcentage de masse est obtenu pour chacun des lments prsents dansl'chantillon. La formule empirique peut ensuite tre dtermine de la composition enpourcentage de masse ( exemple 1-3 ). Pour dterminer la formule empirique partir despourcentages de masse, suivez les tapes ci-dessous :

    Supposez qu'il s'agit de 100 grammes du compos. (Ce chiffre rend les calculs plusfaciles.)

    Trouvez le nombre de moles de chaque lment du compos. Divisez chacun de ces nombres de moles par la plus petite valeur obtenue au stade 2. Finalement, multipliez tout par le plus petit facteur qui donne des nombres entiers. Ces

    nombres sont les indices de la formule empirique.

    D. Le concept de mole et le nombre d'Avogadro

    Bien que certains termes aient dj t dfinis, une approche plus dtaille est ncessaire. Lacomprhension du concept de mole est indispensable la comprhension de la chimie.

    Exemple 1-3 : On a dtermin qu'un hydrocarbure contenait 20 % de sa masse en hydrogne.

  • Dterminez sa formule empirique.

    Solution : D'abord, ralisez qu'un hydrocarbure ne contient que du carbone et de l'hydrogne,donc sa composition relle en pourcentage est de 20 % d'hydrogne et de 80 % de carbone.Ensuite, suivez ces tapes :

    Supposez qu'il s'agit de 100 g d'hydrocarbure : comme 20 % de 100 g reprsentent 20 get 80 % de 100 g, 80 g, il y a 20 g d'hydrogne et 80 g de carbone.

    Convertissez chacune de ces masses en moles :(80 g) (1 mol/12 g C) = 6,67 mol(20 g) (1 mol/1 g H) = 20 mol

    Divisez chacun de ces rsultats par le plus petit nombre :6,67 / 6,67 = 120 / 6,67 = 3

    Multipliez par le plus petit facteur qui rende ces nombres entiers (1 dans ce cas). Doncla formule empirique est CH3.

    Les lments ragissent par fractions dtermines de leur poids. Ces observations ont men la conception moderne des moles et de la stchiomtrie. Comme les atomes et les molculessont extrmement petits, il ne convient pas d'utiliser des quantits telles que les douzaines oudes comptages individuels pour dfinir une quantit d'atomes ou de molcules. Le nombre dedouzaines d'atomes ncessaire pour atteindre un gramme est un nombre extrmement grand.La mole est une quantit qui rend beaucoup plus facile la prise en compte de grands nombresde molcules. Une mole d'atomes est le nombre d'atomes de C-12 qui pse exactement 12 g.Ainsi, comme il a t dfini prcdemment, une mole d'atomes est quivalente 6,02 x 1023atomes.

    En rsum, une mole de n'importe quel type d'atome ou de compos est le nombre d'atomesqui a un poids gal au poids atomique ou molculaire. En consquence, l'unit approprie pourles poids atomiques sur la table priodique est le gramme par mole (g/mol). Les exemples 1-4et 1-5 montrent comment calculer le nombre de moles dans une quantit d'un grammed'une substance.

    Puisqu'une mole d'une substance contient le nombre d'Avogadro de particules de cettesubstance, il est ais de calculer le nombre d'atomes qui se trouvent dans une certaine massed'un compos. Un bon exemple de ce calcul est donn dans l'exemple 1-6 .

    Exemple 1-4 : Combien y a-t-il de moles d'O

    Solution : Moles d'O2 = (48 g) (1 mol/32 g) = 1,5 mol

    Exemple 1-5 : Combien y a-t-il de moles dans 50 g de CH

    Solution : Moles de CH4 = (50 g) (1 mol/16,04 g) = 3,12 moles

    Exemple 1-6 : Combien y a-t-il d'atomes de carbone et d'hydrogne dans 25 g de CH

    Solution : [25 g CH4/(16 g/mol CH4)] (1 mol C/1 mol CH4) (6,02 1023) = 9,41 1023 atomes deC 25 g CH4/(16 g/mol CH4) (4 mol H/1 mol CH4) (6,02 x 1023) = 3,76 x 1024 atomes d'H

  • E. La densit

    La matire a une masse et occupe de l'espace (ou volume). La densit se rfre la maniredont la masse est relie au volume et elle est reprsente par la formule :

    densit =mlv

    m = masse (unit : habituellement le gramme)

    v = volume (units : litre, millilitre ou centimtre cube)

    La densit est une proprit intrinsque d'une substance, ce qui signifie qu'elle ne dpend pasde la quantit de matire. Cependant, le volume d'une substance change avec la temprature ;donc, la densit dpend de la temprature et elle est habituellement exprime pour unetemprature donne.

    Vous tes probablement conscient des diffrences de densit des choses autour de vous. Parexemple, vous savez qu'un morceau d'acier pse plus qu'un morceau de bois de mme volumeet que l'huile flotte au-dessus de l'eau. Vous avez galement rencontr des exemples dediffrences de densit au laboratoire de chimie organique, lorsqu'un liquide comme lechloroforme (CHC13) tend former une couche en dessous d'une couche d'eau moins dense.

    F. Le nombre d'oxydation

    Avant de commencer l'tude des nombres d'oxydation, vous devriez revoir la signification del'oxydation et de la rduction.

    Oxydation : Une perte d'lectrons ou une augmentation du nombre d'oxydation.

    Rduction : Un gain d'lectrons ou une diminution du nombre d'oxydation.

    Le nombre d'oxydation ou tat d'oxydation d'un atome dans un compos est unereprsentation numrique fixe du caractre positif ou ngatif de cet atome. En d'autrestermes, c'est le nombre d'lectrons qu'un atome a gagn ou perdu (par rapport son tatnormal) lorsqu'il se combine avec d'autres atomes.

    Quelques rgles de base pour attribuer les nombres d'oxydation sont les suivantes :

    La somme des nombres d'oxydation des atomes d'une molcule ou d'un ion doit tregale au changement global du corps (par ex. : pour l'O2, la somme des tatsd'oxydation des deux atomes doit tre zro ; pour SO42, la somme des tats d'oxydationdu soufre et des quatre atomes d'oxygne est 2).

    Le nombre d'oxydation d'un lment libre, non charg, est zro (ex. : O2, H2, Na, Cl2). Les mtaux alcalins que l'on trouve dans la premire colonne de la table priodique

    (groupe I) ont un nombre d'oxydation de + 1 dans les composs (ex. : Na+, K+). Les mtaux alcalins terreux rencontrs dans la deuxime colonne de la table priodique

    (groupe II) ont un nombre d'oxydation de + 2 dans les composs (ex. : Ca+2, Mg+2). Les halognes, rencontrs dans la deuxime colonne partir de la droite de la table

    priodique (groupe VII), ont habituellement un nombre d'oxydation de 1 (ex. : Cl,Br).

    L'oxygne a un nombre d'oxydation de 2, except dans les peroxydes (ex. : H202) o il

  • est de 1 ou dans les composs avec le fluor (ex. : OF2) o il est de + 2. L'hydrogne a un nombre d'oxydation de +1 quand il est li un non-mtal et de 1

    quand il est li un mtal ; par ex. : dans H2O, l'hydrogne est li l'oxygne, unnonmtal donc, son nombre d'oxydation est + 1 ; dans LiH, l'hydrogne est li unmtal, donc son tat d'oxydation est 1.

    1. Les agents oxydants et rducteurs habituels

    a. Agent oxydant : le corps qui, dans une raction redox, accepte des lectrons.

    Le rsultat de cette action est que l'agent oxydant est rduit et que l'autre corps est oxyd.Habituellement, les lments non mtalliques comme ceux du groupe VI (ex. : l'oxygne) et VII(ex. : le chlore) gagnent des lectrons afin d'obtenir une configuration de gaz rare.

    b. Agent rducteur : le corps qui, dans une raction redox, donne des lectrons.

    Le rsultat de cette action est que l'agent rducteur est oxyd et que l'autre corps est rduit.Habituellement, les agents mtalliques des groupes I et II (ex. : le sodium et le magnsium) oules mtaux de transition (ex. : l'argent et le titane) perdent des lectrons afin d'obtenir uneconfiguration lectronique plus stable.

    2. La titration redox

    Comme dans le cas des autres titrations, la titration redox utilise une concentration connued'un ractif, dans une raction quantitative avec stchiomtrie connue, pour dterminer laconcentration inconnue d'un autre ractif. Le trait distinctif d'une raction redox est qu'elleimplique l'oxydation et la rduction des corps ractifs. L'exemple 1-7 est une titration redoxutilise dans l'analyse quantitative du minerai de fer.

    Exemple 1-7 : Etant donne la raction suivante dans laquelle 34,6 ml de 0,11 M de KMnO

    5 Fe2+(aq) + MnO4(aq) + 8H+ 5 Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4 H20(1)

    Solution : 1. Calculez le nombre de moles d'agent oxydant : mol KMnO4 = (0,11 mol/l)(0,0346 l)= 0,00381 mol

    2. Utilisez la stchiomtrie de la raction pour calculer le nombre de moles du ractif inconnu :mol Fe2+ = (0,00381 mol KMnO4)(5 mol Fe2+/1 mol KMnO4) = 0,01905 mol Fe2+

    3. Convertissez cette valeur en grammes : g Fe2+ = (0,01905 mol Fe2+)(55,85 g/mol Fe2+) = 1,064g Fe2+

    4. Calculez le pourcentage de masse : % de masse en Fe2+ = (1,064 g Fe2+/3,52 g minerai)(100%) = 30,2 %

    Exemple 1-8 :

    Retour au dbut

    II. LA DESCRIPTION DES RACTIONS PAR LES QUATIONS CHIMIQUES

    Les ractions chimiques peuvent tre dcrites par des mots mais les chimistes prfrent utiliser

  • des quations chimiques pour dcrire plus rapidement les ractions chimiques.

    A. Les conventions d'criture des ractions chimiques

    Les ractifs sont les substances qui interagissent l'une avec l'autre : ils sont reprsents dans lapartie gauche de l'quation. Les produits sont les substances formes au cours de la raction :ils sont reprsents dans la partie droite de l'quation. Une flche dirige de gauche droiteindique que les ractifs sont transforms en produits ( exemple 1-8 ).

    Les symboles placs aprs les formules chimiques indiquent l'tat physique des substances :

    (s) = solide

    (g) = gazeux

    (1) = liquide

    (aq) = solution aqueuse

    B. L'quilibration des quations, y compris les quations d'oxydorduction

    Voici deux rgles de base pour quilibrer les quations :

    l'quilibration des masses : le nombre de chaque type d'atome des deux cts del'quation doit tre gal ;

    l'quilibration des charges : la charge nette des deux cts de l'quation doit tre gale.

    Pour la plupart des quations, vous devriez quilibrer par l'observation (essais et erreurs).L'exemple 1-9 expose le concept d'quilibration des masses. Notez que l'quilibration esteffectu par essais et erreurs.

    Dans les ractions redox, l'quilibration par essais et erreurs est difficile et inefficace en raisondes nombres d'atomes diffrents des deux cts de l'quation. De plus, souvent les charges nes'quilibrent pas. Bien que les techniques dcrites en consquence puissent paratre d'unniveau avanc pour un premier chapitre, les principes concerns ne sont qu'une simpleapplication des rgles d'quilibration des masses et des charges.

    Deux approches systmatiques utilises pour quilibrer les quations redox sont dcrites cte cte dans le tableau 1-1 , suivies par un exemple montrant les deux mthodes. La mthode 1est couramment utilise dans les manuels pour souligner que les ractions redox impliquentdes transferts d'lectrons. Certains tudiants semblent trouver la mthode 2 un peu plus facileet plus rapide. Ne soyez pas frustrs par l'quilibration des ractions redox. Cela devient plusfacile avec la pratique.

    Les exemples 1-10 et 1-11 montrent l'usage de chacune des mthodes dcrites pourquilibrer une raction d'oxydorduction. Essayez de suivre les exemples soigneusement. Pourla plupart des cours de chimie, vous n'avez besoin de connatre qu'une seule techniqued'quilibration des quations redox. Rappelez-vous d'utiliser celle des deux techniques qui voussemble la plus facile.

    L'exemple 1-10 montre l'quilibration d'une raction redox en solution acide et l'exemple 1-11 montre les mmes tapes pour une raction en solution basique.

    Exemple 1-9 : Equilibrez la raction suivante :

  • C6H16 + CO2 CO2 H2O

    Solution :

    Commencez par quilibrer les atomes de carbone. Il y a six carbones sur la gauche et uncarbone droite. Ajoutez un coefficient de 6 du ct droit :C6H16 + O2 6CO2 + H2O

    Equilibrez l'hydrogne en remarquant qu'il y a 16 atomes d'hydrogne sur la gauche et 2atomes d'hydrogne sur la droite. Ajoutez un coefficient de 8 du ct droit :C6H16 + O2 6CO2 + 8H2O

    Equilibrez l'oxygne. Notez un total de 20 oxygnes sur la droite (12+8) et 2 sur lagauche. Ajoutez un coefficient de 10 en face de l'oxygne gaz. Voici l'quation quilibre:

    C6H16 + 10O2 6CO2 + 8H2O

    Tableau 1-1. Rgles pour l'quilibration des ractions d'oxydo-rduction

    Mthode 1 Mthode 2

    1. Identifier le corps qui est oxyd ou rduit 1. Identifier le corps qui est oxyd ourduit

    2. Sparer en demi-ractions 2. Dterminer les tats d'oxydation

    3. Equilibrer tous les lments sauf O et H 3. Equilibrer tous les lments sauf Oet H

    4. Equilibrer par rapport O

    a - en milieu acide, ajouter H2O au ct ayantmoins d'O

    b - en milieu basique, ajouter H2O au ct ayantplus d'O pour galer la quantit ncessaire del'autre ct

    4. Calculer le changement d'tatd'oxydation pour chaque type de corpsL'augmentation du nombred'oxydation pour le corps oxyd doittre gale la valeur absolue de ladiminution du nombre d'oxydation ducorps rduit

    5. Equilibrer chaque demi-raction par rapport H

    a - en milieu acide, ajouter H+ au ct manquantde H

    b - en milieu basique, ajoutez OH au ctmanquant de H

    5. Equilibrer la charge :; utiliser H+ enmilieu acide et OH en milieu basique

    6. Equilibrer la charge avec les lectrons 6. Equilibrer l'hydrogne et l'oxygneavec H2O

    7. Rendre les lectrons gaux dans chaquedemiraction en multipliant par le facteurappropri

    8. Ajouter les demi-ractions et supprimer ou

  • combiner les termes semblables

    Exemple 1-10 : Equilibrez cette raction chimique en milieu acide : Fe

    Exemple 1-11 : Equilibrez cette raction chimique en milieu basique : BrO

  • Retour au dbut

  • 2 La structure lectronique et atomique : les orbitales et la mcanique quantique lmentaire

    NA

    Ce chapitre traite des bases de la structure lectronique et atomique. La comprhension de lastructure lectronique et atomique rend possible la prdiction et la comprhension desproprits chimiques et physiques des composs chimiques. L'tude de ces sujets commencepar l'examen de la structure atomique de l'hydrogne.

    I. LA STRUCTURE ORBITALE D'UN ATOME D'HYDROGNE COMME MODLE

    L'unit de base de matire est l'atome, qui est la plus petite partie d'un lment ayant lesmmes proprits que cet lment. Un atome est constitu de particules plus petites qui sontcommunes tous les lments mais sont prsentes en diffrentes quantits.

    La masse d'un atome est trs petite. Il existe une unit spciale pour la masse atomique,appele unit de masse atomique (uma) ou dalton. L'uma ou dalton est dfinie comme 1/ 12ede la masse d'un atome de carbone-12 isotope (12C).

    Comme prsent dans le tableau 2-1 , la masse (indique par les valeurs de la colonne uma)d'un atome dpend de combien de protons et de neutrons sont prsents. Les lectrons ont unemasse si petite, compare celle du noyau, que leur masse peut tre nglige. De nombreusesproprits physiques sont lies la masse d'un lment. Cet nonc implique que lesproprits physiques dpendent avant tout du nombre de protons et de neutrons. La taille d'unatome, cependant, est dtermine par les lectrons qui se trouvent l'extrieur du noyau. Enconsquence, quand les atomes interagissent, ce sont avant tout les lectrons qui dterminentleur ractivit chimique.

    L'atome d'hydrogne est l'lment le plus simple. Il possde un proton, un lectron et pas deneutron. La figure 2-1 montre une reprsentation simplifie de l'atome d'hydrogne et lesymbole atomique de l'hydrogne.

    Le schma simplifi de l'atome d'hydrogne suppose que l'hydrogne ait une seule orbitalepour son unique lectron. En fait, l'hydrogne a une seule orbitale occupe. L'unique lectronn'est pas cantonn une seule orbitale. Il va tendre rester sur l'orbitale la plus proche dunoyau (l'orbitale la plus stable) moins qu'une nergie lectromagntique de longueur d'ondeapproprie ne soit fournie. Cette nergie peut pousser l'lectron aller vers un tatnergtique plus lev, plus loin du noyau. L'nergie doit ensuite tre restitue (frquemmentsous forme d'nergie lectromagntique) avant que l'lectron puisse retourner vers la positionla plus stable.

    Retour au dbut

    II. NOMBRES QUANTIQUES ET MCANIQUE QUANTIQUE LMENTAIRE

    La structure lectronique des lments est dcrite par plusieurs nombres quantiques. Chaquenombre quantique dcrit un aspect de la position d'un lectron au sein de la structurelectronique globale d'un atome.

    Particule Localisation Charge uma

    Proton noyau + 1 1,0073

  • Neutron noyau 0 1,0087

    Electron orbitale 1 0,00055

    Chaque lectron, l'intrieur d'un atome, possde une combinaison unique de quatre nombresquantiques : les quatre nombres possibles pour dcrire les arrangements lectroniques desatomes sont nomms n, l, m et s.

    Une orbitale atomique dcrit la distribution des probabilits de trouver un lectron avec unenergie spcifique, dfinie par trois valeurs spcifiques des nombres quantiques n, l, et m. Lesdtails des orbitales seront dcrits la suite de l'tude des nombres quantiques.

    A. n : le principal nombre quantique

    Ce nombre quantique indique le principal niveau d'nergie d'un lectron. Le principal nombrequantique peut prendre n'importe quelle valeur positive entire : n = 1, 2, 3 et n estproportionnel l'nergie et l'loignement de l'lectron du noyau. mesure que n augmente,l'nergie des lectrons ayant ce n augmente et leur distance du noyau s'accrot. La valeur de npour tout lectron de valence (extrieur) correspond la range de la table priodique danslaquelle l'lment est situ.

    B. l : le nombre azimutal, orbital ou de moment angulaire

    Ce nombre quantique, qui peut prendre n'importe quelle valeur entire de 0 n - 1 inclus,dcrit la forme de l'orbitale sur laquelle on trouve l'lectron ( tableau 2-2 ).

    Valeurs de l 0 1 2 3

    Dsignation s p d f

    Notez la forme des orbitales s et p sur la figure 2-2 . Les orbitales s sont sphriques et lesorbitales p (px, py et pz) ont une forme d'haltre avec la densit d'lectrons situe le long del'axe appropri. Un nud, dfini comme un point o la probabilit de rencontrer un lectronest trs faible, est situ l'origine des orbitales p.

    Une orbitale est dcrite en formulant la valeur de n avec la dsignation en lettres de l. Parexemple, si n = 1, alors l = 0 et le rsultat est une orbitale 1s sphriquement symtrique. Surla base des quations qui viennent juste d'tre tudies, si l'on vous donne n = 2, alors l = 0 et1. Quand l = 0, le rsultat est une orbitale 2s dans laquelle l'lectron, en moyenne, sera plusloign du noyau que l'lectron d'une orbitale 1s. Il existe trois valeurs de m pour l = 1, doncil existe trois orbitales 2p. Vous devriez tre mme de voir combien d'orbitales se trouventdans le 3e niveau d'nergie (n = 3).

  • Figure 2-1. Une reprsentation simplifie de l'atome d'hydrogne ( gauche) et le symboleatomique de l'hydrogne ( droite).

    Ce niveau possde 9 orbitales : une orbitale 3s, trois orbitales 3p et cinq orbitales 3d. Si vousavez du mal vous reprsenter ce qui se passe, le tableau de la prochaine section devrait vousaider car il prsente plusieurs nombres quantiques courants ainsi que les orbitales.

    C. m (parfois appel ml) : le nombre quantique magntique

    Ce nombre quantique peut prendre n'importe quelle valeur entire de l + l. Souvenezvousque l vous indique la forme d'une orbitale et que m vous indique l'orientation spatiale del'orbitale. Il existe une valeur diffrente de m pour chaque orbitale particulire.

    Pour une orbitale s, l = 0, donc la seule valeur possible de m est 0. Donc, il existe une seuleorientation spatiale possible pour une orbitale s. Ce concept est logique car il est difficile deconcevoir deux manires d'orienter une sphre. Pour une orbitale p, l = 1 et les valeurspossibles de m sont 1, 0 et 1. Donc, il existe trois orientations diffrentes pour les orbitales p(px, py et pz).

    D. s (parfois appel ms) : le nombre quantique de spin

    Ce nombre permet de diffrencier deux lectrons qui peuvent occuper la mme orbitale (ayantles mmes valeurs pour n, l et m). Le nombre quantique de spin peut avoir deux valeurspossibles, + 1/2 et 1/2, correspondant un spin vers le haut ou un spin vers le bas pourchaque lectron. Quand un atome est plac dans un champ magntique, deux lectrons d'uneorbitale vont s'aligner de sorte que l'un va avoir un spin align avec le champ magntique (+1/2) et l'autre va avoir un spin oppos au champ magntique ( 1/2).

  • Figure 2-2. L'orientation spatiale des orbitales s et p.

    n l (oan-1) m ( lal) s ( 1/2) Orbitale Nombre totald'lectrons

    1 0 0 + 1/2, 1/2 1s 2

    2 0

    1

    0 1, 0, 1 + 1/2, 1/2 + 1/2, 1/2

    2s 2px, 2py, 2pz 2

    6

    3 0

    1

    2

    0 1, 0, 1 2, 1, 0, 1,2

    + 1/2, 1/2 + 1/2, 1/2 + 1/2, 1/2

    3s 3px, 3py, 3pzfive 3d

    2

    6

    10

    Retour au dbut

    III. LES ORBITALES ET LE NOMBRE D'LECTRONS PAR ORBITALE DANS LES ATOMES PLUSCOMPLEXES

    Le tableau 2-3 montre que les lectrons sont associs quatre nombres quantiques : unnombre quantique principal, un nombre quantique de moments angulaire et, en mme temps, un nombre quantique magntique et un nombre quantique de spin. Ces quatre nombresquantiques spcifient compltement l'tat de l'lectron. Notez aussi, d'aprs le tableau, que les

  • nombres quantiques ont des orbitales qui leur sont associes.

    Le principe d'exclusion de Pauli : deux lectrons d'un mme atome ne peuvent avoir les mmesvaleurs pour tous les quatre nombres quantiques.

    Dans les atomes polylectroniques complexes, les lectrons remplissent habituellement lesorbitales dans un ordre prvisible. L'tat de base pour un atome est le niveau d'nergie le plusbas pour cet atome fond sur le remplissage des orbitales par les lectrons. La configurationdes lectrons pour un atome donn, ralisant son tat de base, est illustre sur la figure 2-3 .En gnral, les lectrons occupent les orbitales disponibles de plus basse nergie avant d'entrersur les orbitales d'nergie plus leve. Notez aussi que le nombre maximum d'lectronspouvant remplir chaque orbitale rpertorie ou groupe d'orbitales est reprsent. Unemthode pour se rappeler l'ordre de remplissage des orbitales est reprsente sur la figure 2-4. crivez les orbitales comme il est montr et suivez les flches depuis leur pointe jusqu' leurqueue.

    En remplissant les orbitales dans l'ordre correct, vous pouvez crire un tat lectronique debase ( exemple 2-1 ).

    Figure 2-3. Ordre de remplissage des orbitales par les lectrons.

    Figure 2-4. Mthode de la tte la queue pour se rappeler l'ordre de remplissage desorbitales.

    Soufre = 16 e. Etat lectronique de base = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

    Exemple 2-2 : Configuration lectronique pour S = 16 e

  • La somme des exposants doit correspondre au nombre des lectrons d'un atome ou d'un iondonn. Si l'atome est neutre, ce nombre reprsente alors le nombre atomique de l'atome. Si union est charg positivement, ce nombre sera alors infrieur au nombre atomique. Cette ide estlogique puisqu'un ion charg positivement a moins d'lectrons que l'atome neutre. Si un ion estcharg ngativement, la somme des exposants sera suprieure au nombre atomique.

    Un atome est dit isolectrique avec un autre atome quand ils ont tous deux le mme nombred'lectrons.

    Une autre rgle importante de la mcanique quantique est la rgle de Hund qui nonce que desorbitales d'nergie gale sont chacune occupes par un seul lectron jusqu' ce que le secondlectron de spin (s) oppos pntre l'orbitale. Donc, dans des orbitales de mme niveaud'nergie, les lectrons demeurent impairs et parallles en spin chaque fois que possible, afinde minimiser les effets de rpulsion d'lectron lectron. Par exemple, chacune des troisorbitales 2p (2px, 2py et 2pz) ne retiendra qu'un seul lectron jusqu' ce que l'une d'ellesreoive un second lectron. L'exemple 2-2 expose la rgle de Hund.

    Notez que dans les orbitales remplies (1s, 2s, 2p, 3s), tous les lectrons sont par paires. Dans lecas de l'orbitale 3p non remplie, vous devriez ajouter un seul lectron de mme spin (rgle deHund) dans chaque orbitale avant de pouvoir apparier les lectrons de la premire orbitale 3p.

    Les configurations lectroniques vous permettent de dterminer le nombre d'lectrons impairs.Comme il est montr dans l'exemple 2-2 , le soufre possde deux lectrons impairs. Laprsence de ces lectrons est importante car elle affecte les proprits des lments, telles quela ractivit chimique ou l'attraction par un champ magntique. Les substances possdant deslectrons impairs ont tendance tre attires par un champ magntique et sont ditesparamagntiques. Les substances dont les lectrons sont par paire sont lgrement repoussespar les champs magntiques et sont appeles diamagntiques.

    Retour au dbut

  • 3 La table priodique

    NA

    La comprhension de la table priodique est importante dans votre tude de la chimie. Le nomde table priodique vient du fait que de nombreuses proprits des lments sontpriodiques (se rptent) mesure que le nombre atomique des lments crot. La tablepriodique est simplement un arrangement des lments classs par ordre de nombreatomique croissant, les lments ayant les mmes proprits chimiques tant disposs encolonnes verticales appeles groupes. Une priode est une range horizontale, o le nombrepriodique (de 1 7) correspond au niveau d'nergie principal.

    I. LES PRINCIPES DE BASE

    A. La structure

    Les proprits (comme la tendance former des ions d'une charge donne, la conductionthermique ou lectrique et l'nergie d'ionisation) tendent se rpter mesure que le nombreatomique des lments augmente. La rptition est en relation avec le nombre d'lectrons devalence d'un atome. Par exemple, la table priodique de la figure 3-1 montre que lesproprits chimiques des lments du groupe marqu IA (ex. : Li, Na, K) en font des mtauxmous avec une couleur argente et un point de fusion bas.

    La table priodique peut tre utilise pour estimer les proprits respectives d'lments,vitant ainsi une grande quantit de mmorisation inutile.

    B. Les termes et les dfinitions

    Les dfinitions suivantes s'appliquent la table priodique. Il est ncessaire que vous vousfamiliarisiez avec ces termes.

    Priodes : Ranges horizontales Groupes ou familles : Colonnes verticales Appellation des groupes

    a. IA = Mtaux alcalinsb. IIA = Mtaux alcalins terreuxc. VIA= Chalcognesd. VIIA = Halognese. VIIIA = Gaz rares, inertes ou nobles

    4. lments reprsentatifs : lments qui remplissent les blocs s et p (groupes IA VIIA).

    5. lments de transition : lments qui remplissent le bloc d (IB VIIB ainsi que VIIIBqui comporte trois familles).

    6. lments de transition interne : les lments qui remplissent le bloc f. Ces dernierscomprennent les Lanthanides (lments priodiques du haut, 58 71) et les Actinides(lments priodiques du bas, 90 103).

  • Figure 3-1. La table periodique.

    Exemple 3-1 : Na = 1s

    K = 1s2 2s2 2p6 3s2 4s1 (1 lectron de valence)

    C. L'organisation fonde sur les lectrons de valence

    Les lectrons de valence occupent la partie la plus extrieure des orbitales d'un atome. Ils sontresponsables de la liaison. Les orbitales les plus extrieures possdent le nombre quantiqueprincipal le plus lev (ex. : pour le carbone, les orbitales 2s et 2p). Dans la table priodique,tous les lments d'un groupe donn possdent le mme nombre d'lectrons de valence. Parexemple, tous les mtaux alcalins possdent un lectron de valence ( exemple 3-1 ).

    Comme attendu, Na et K ont une ractivit semblable car ils ont le mme nombre d'lectronsde valence. Ils tendent tous deux former des cations dans l'tat d'oxydation +1. Cettetendance donner un lectron en fait des agents rducteurs. Ce sont aussi des mtauxfortement ractifs. Encore une fois, comme les lments ayant un mme nombre d'lectronsde valence sont classs dans un mme groupe, vous pouvez prdire un comportementchimique semblable des lments appartenant ce groupe.

    Retour au dbut

    II. D'IMPORTANTES CARACTRISTIQUES PRIODIQUES

    A. Les premire et seconde nergies d'ionisation

    L'nergie d'ionisation (EI) est la quantit d'nergie ncessaire pour enlever un lectron unatome l'tat gazeux. Les atomes peuvent tre dpouills de leurs lectrons un un, donnantainsi des ions avec une, deux charges positives ou plus. En gnral, de plus en plus d'nergie estncessaire pour enlever les lectrons successifs d'un atome.

  • On dit que le corps qui a perdu un lectron est devenu oxyd. L'EI est toujours positive etapparat donc du ct des ractifs dans l'quation reprsentant l'oxydation.

    a. Premire nergie d'oxydation

    X(g) + 1re EI = X+(g) + e (nergie ncessaire pour enlever le premier lectron d'un atomeneutre l'tat gazeux.)

    Figure 3-2. Les premires nergies d'oxydation de diffrents lments. Le nombre d'lectronsde valence de ces lments va croissant ; Li+ a un lectron de valence alors que Ne en a huit.

    Exemple 3-2 : Le calcium a une seconde nergie d'ionisation basse car l'ion calcium

    Ca+ Ca+2 (Configuration du Ne)

    La figure 3-2 reprsente la premire nergie d'ionisation de plusieurs lments diffrents denombre atomique croissant.

    Notez que l'atome IA, Li, a l'nergie d'ionisation la plus basse. Il possde seulement un lectronde valence. Par ailleurs, notez la haute nergie d'ionisation de Ne. Cet lment appartient augroupe VIIIA et c'est un gaz rare. Il possde huit lectrons de valence et il est non ractif(inerte). Ses lectrons de valence sont stables et une grande quantit d'nergie est ncessairepour en enlever un.

    En gnral, il est plus facile d'ioniser un lment quand ce processus aboutit uneconfiguration stable.

    b. Second niveau d'nergie d'ionisation

  • X+(g) + 2e EI = X+2(g) + e (nergie ncessaire pour enlever un second lectron un ion decharge +1 l'tat gazeux.)

    Les mmes considrations s'appliquent aussi bien au second niveau d'nergie d'ionisation qu'aupremier. Il est plus facile d'ioniser un lment quand l'ionisation produit une configuration degaz rare comme il est montr dans l'exemple 3-2 .

    Les caractristiques gnrales sont les suivantes :

    L'nergie d'ionisation augmente de la gauche vers la droite et du bas vers le haut de latable priodique.

    Plus l'nergie d'ionisation est basse et plus l'lment est mtallique.

    B. L'affinit lectronique

    L'affinit lectronique (AE) est la mesure de la quantit d'nergie associe au gain d'un lectronpar un atome l'tat gazeux. Quand un atome gagne des lectrons, de l'nergie est libre.Plus l'nergie libre est importante et plus l'affinit lectronique est grande. Plus l'ionrsultant de ce gain d'lectrons est stable, plus la quantit d'nergie libre est grande. Lastabilit suit les mmes lignes gnrales que celles dcrites pour l'nergie d'ionisation. Un ionest plus stable s'il possde une configuration de gaz rare.

    Les caractristiques gnrales sont les suivantes :

    Dans une priode, les halognes ont la plus haute AE (le gain d'un lectron suffit leurdonner une configuration de gaz rare) et les gaz rares ont l'AE la plus basse.

    L'AE augmente gnralement de gauche droite le long d'une range et de bas en hautle long de n'importe quelle colonne.

    C. L'lectrongativit

    L'lectrongativit est la mesure de l'attraction qu'a un atome pour des lectrons partags,(c'est--dire les lectrons dans des liaisons). S'il existe une liaison covalente entre deux atomesayant des lectrongativits diffrentes, les lectrons de la liaison passeront plus de tempsautour de l'atome le plus lectrongatif. Souvent, les atomes tendront tre lectrongatifs sile gain d'lectrons les rapproche de la configuration d'un gaz rare.

    Les caractristiques gnrales sont les suivantes :

    Les mtaux ont des valeurs d'lectrongativit extrmement basses, alors que les nonmtaux ont des valeurs d'lectrongativit leves.

    L'lectrongativit augmente de gauche droite le long de toutes les ranges. L'lectrongativit augmente de bas en haut le long de toutes les colonnes.

    D. Les variations des proprits l'intrieur des ranges et des colonnes

    l'intrieur d'une priode, l'accroissement du nombre atomique conduit :a. La diminution du rayon atomique. Ce rsultat est l'inverse de ce quoi vous vousattendriez quand le nombre atomique augmente. Le rayon atomique dcrot, en fait, lelong d'une priode parce que les orbitales ayant le mme nombre quantique principalsont peu prs la mme distance du noyau. Quand le nombre atomique augmente, ily a plus de protons, ce qui augmente la charge positive du noyau. Ce changementexerce une plus grande attraction sur les lectrons et diminue le rayon du nuage

  • d'lectrons. Donc, en ralit, les atomes deviennent plus petits au fur et mesure quel'on avance dans une priode.b. Des proprits mtalliques diminues.c. Une nergie d'ionisation croissante. Les lments plus proches du ct droit de latable priodique parviennent plus facilement raliser la configuration d'un gaz rare engagnant des lectrons. Donc, il est trs difficile de leur enlever un lectron.

    l'intrieur d'un groupe, l'accroissement du nombre atomique conduit :a. L'augmentation du rayon atomique. L'occupation des orbitales de nombre quantiquelev provoque un saut significatif de la taille de l'atome.b. Des proprits mtalliques augmentes.c. Une diminution de l'nergie d'ionisation. Plus un lectron est loign du noyau, plus ilest protg de l'attraction du noyau. Donc, les lectrons de nombre quantique principalplus lev demandent moins d'nergie pour les enlever.d. Une lectrongativit dcroissante. Cet effet est galement li au fait que leslectrons de valence bnficient d'un effet d'cran de la part des lectrons desorbitales infrieures contre la charge du noyau.

    Les mtaux alcalins et les mtaux alcalins terreux deviennent plus ractifs en raison del'effet d'cran (masquage du noyau) par les lectrons infrieurs.

    E. Les caractristiques des rayons covalents des atomes et des ions fondes sur le nombreatomique

    Comme dcrit prcdemment, les rayons atomiques tendent dcrotre travers les priodeset crotre le long des groupes de la table priodique.

    La taille d'un cation est plus petite que celle de l'atome d'origine en raison de la plus grandeconcentration de charges positives dans le noyau par rapport au nombre d'lectrons. Lersultat en est une plus grande traction sur les lectrons de la part du noyau, et donc un ionplus petit.

    Exemple 3-3 : Rangez les corps isolectroniques suivants par ordre de taille croissante :

    S2, Cl, Ar, K+, Ca+2

    Solution : Notez l'ordre dcroissant des rayons atomiques/ioniques. Le calcium a le plus grandrayon parce qu'il a le plus grand nombre de protons pour le mme nombre d'lectrons :

    Ca+2 < K+ < Ar < Cl < S2

    La taille d'un anion est plus grande que celle de l'atome d'origine en raison de la plus grandeconcentration de charges ngatives dans les orbitales. Il en rsulte moins d'attraction par lenoyau pour chaque lectron et une augmentation du rayon.

    Les anions, cations et atomes qui ne viennent pas du mme lment peuvent tre comparsseulement s'ils sont isolectroniques (mme nombre d'lectrons). Dans une srieisolectronique, le cation ayant la charge la plus positive sera le plus petit et l'anion ayant lacharge la plus ngative sera le plus grand. Ce phnomne se produit en raison de la diffrencedu nombre de protons dans le noyau. Plus il y a de protons, plus il y a de traction sur leslectrons et plus la taille est petite.

    L'exemple 3-3 montre une srie isolectronique. Chaque ion ou atome possde 18 lectrons.

  • Notez cependant que chaque ion ou atome a un nombre diffrent de protons (ex. : le calcium a20 protons alors que le soufre en a 16). L'exemple 3-3 montre que le calcium a le rayon leplus petit parce qu'il a le plus de protons pour un mme nombre d'lectrons. Le plus grandnombre de protons tire sur le nuage d'lectrons et diminue le rayon de l'ion, compar auxautres corps.

    Retour au dbut

  • 4 Les liaisons

    NA

    I. LES LIAISONS IONIQUES ET COVALENTES

    A. La liaison ionique

    Les liaisons ioniques sont formes par l'attraction lectrostatique entre les ions. Elles rsultentdu transfert d'lectrons entre un corps et un autre. Quand un lectron est transfr d'un atome un autre, un ion positif et un ion ngatif se forment. L'attraction rsultante entre les ionsconstitue la liaison.

    Les liaisons ioniques se forment entre un mtal lectropositif (habituellement des mtaux dugroupe IA ou du groupe IIA) et un non-mtal (habituellement du groupe VIA ou du groupe VIIA).Le mtal donne un lectron un non-mtal, formant un cation (mtal) et un anion (non-mtal),chacun d'eux obtenant ainsi une configuration de gaz rare. Les ions rsultants exercent unepuissante attraction lectrostatique l'un sur l'autre.

    La figure 4-1 montre que le sodium a un lectron de valence et une nergie d'ionisationbasse. Cela n'exige pas beaucoup d'nergie pour enlever un lectron au sodium. Le sodiumabandonne son lectron 3s1 et devient un ion sodium. Il a dsormais une configuration de gazrare de ses lectrons (configuration du Ne) et il est stable. Donc, le sodium est un bon donneurd'lectrons. Le chlore possde une grande affinit lectronique et il est un bon accepteurd'lectrons. Il a sept lectrons de valence et il aimerait avoir un lectron de plus pourraliser la configuration d'un gaz rare (la configuration de l'Ar). Quand Na et Cl se combinent,un lectron est transfr du Na au Cl, avec pour rsultat, la formation d'ions stables Na+ et Cl-qui s'attirent mutuellement.

    Les composs ioniques tendent former des cristaux ioniques qui sont maintenus ensemblepar l'attraction lectrostatique. Les composs ioniques ont habituellement un point de fusionlev (800 C pour NaCl), ce qui est l'indication de liaisons puissantes.

    Figure 4-1. La formation d'ions par transfert d'lectrons. Les ions rsultants forment une liaisonionique par attraction lectrostatique.

    B. La liaison covalente

    Quand deux atomes partagent une paire d'lectrons, ils forment ce que l'on appellecommunment une liaison covalente. Une manire simple d'indiquer les liaisons covalentesdans les molcules est d'utiliser le modle lectronique en points de Lewis. Seuls les lectronsde valence (couche extrieure) sont reprsents dans ce modle o ils sont figurs par un oudes points placs prs du symbole chimique.

    Comment savoir combien un lment possde d'lectrons de valence ? Rien de plus simple :c'est le mme nombre que le nombre de la famille ou groupe (colonne verticale) de la tablepriodique. Il existe huit groupes parmi les principaux lments. Vous avez tudi ces conceptsdans le chapitre 3 mais la table priodique est prsente, pour plus de commodit, dans lafigure 4-2 .

  • Notez que H, Li, Na, K, Rb, Cs et Fr (lments du groupe IA) ont seulement un lectron devalence qui est reprsent par un seul point. Les lments du groupe IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba etRa) ont deux lectrons de valence ; le groupe IIIA (B, Al, Ga, In, Tl), trois lectrons de valence ; legroupe IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb), quatre lectrons de valence et ainsi de suite. Chaque fois qu'uneconfiguration de gaz rare est ralise, il en rsulte une molcule stable (appele octet).

    Le soufre a six lectrons de valence. Dans la molcule de disulfure (S2), chaque atome de soufreveut obtenir un octet. Le soufre peut atteindre l'octet en partageant des lectrons, comme onle montre dans l'exemple 4-1 .

    Dans le modle en points de Lewis, les paires d'lectrons non partags sont appeles paires (oudoublets) libres et n'apportent aucune contribution la liaison entre les atomes. Les lmentssur la droite de la table priodique (N, O, S et les halognes) ont frquemment des paires libres.Une dernire remarque : l'hydrogne forme toujours un doublet (et non un octet) car il n'abesoin que de deux lectrons pour atteindre la configuration d'un gaz rare.

    Retour au dbut

    II. LES STRUCTURES EN POINTS DE LEWIS

    A. La ralisation d'un modle en points de Lewis

    Les modles en points de Lewis montrent comment les atomes sont connects les uns auxautres pour former une molcule. Cependant, ils ne donnent aucune information, concernant lagomtrie de la molcule (c'est--dire, comment les atomes sont disposs en trois dimensions).

    Figure 4-2. La table priodique. Notez que la table est organise de telle sorte qu'il est facile devoir le nombre d'lectrons de valence qu'un lment possde. Les lectrons de valence d'unlment participent aux liaisons.

  • La premire tape, lorsque l'on dessine un modle en points de Lewis, consiste dterminerquels atomes sont attachs directement les uns aux autres. La partie la plus difficile peut trede dcider quel atome est l'atome central. Dans de nombreux cas, la disposition des atomespeut tre dduite directement de la formule molculaire car c'est une pratique habituelled'crire l'atome central d'une molcule en premier dans la formule molculaire, suivi desatomes qui entourent l'atome central. Par exemple, dans le CO2, l'atome de carbone estl'atome central, entour par deux atomes d'oxygne, comme le montre l'exemple 4-2 .

    Le mme principe s'applique aux molcules telles que, parmi bien d'autres, NH3, NO2, SO3.Cependant, ne vous fiez pas toujours cette rgle. Par exemple, des molcules telles que H20 etH2S ont O et S pour atome central. Par consquent, le modle en points de Lewis n'est pastoujours vident.

    Exemple 4-1 : S

    Exemple 4-2 : CO

    Si vous devez deviner, c'est la disposition des atomes la plus symtrique qui a le plus dechances d'tre la bonne. Par ailleurs, l'atome le moins lectrongatif tend tre l'atomecentral. Une fois que la disposition des atomes a t choisie, une liaison est marque entrechaque paire d'atomes lis. La rgle de l'octet doit ensuite tre satisfaite pour chaque atome(sauf H). Les lectrons restants peuvent tre placs dans des paires libres ou des liaisonsmultiples. La structure de Lewis doit avoir le nombre total d'lectrons de valence correct.

    Raliser un modle comprend les tapes suivantes :

    Rappelez-vous de compter tous les atomes de valence pour chaque atome de lamolcule. Vous saurez alors combien de points, au total, seront placer dans le modle.galement, si la molcule est un ion, ajoutez un lectron supplmentaire pour chaquecharge positive et retranchez un lectron pour chaque charge ngative. (Voir lesexemples 4-3 et 4-4 .)

    Dessinez la charpente de la molcule. Rappelez-vous que la disposition la plussymtrique a le plus de chances d'tre la bonne. (Voir exemple 4-5 .)

    Placez une paire d'lectrons dans chaque liaison de l'atome central. (voir exemple 4-6.)

  • Suivez la rgle de l'octet. Compltez les octets des atomes lis l'atome central avec leslectrons restants. (voir exemple 4-7 .)

    Exemple 4-3 : SO

    S : 6 e de valence = 6 points

    O : 6 e de valence 4 atomes = 24 points

    Charge : ajoutez 2 e de valence = + 2 points

    TOTAL = 32 points

    Exemple 4-4 : NO

    N : 5 e de valence = 5 points

    O : 6 e de valence = 6 points

    Charge : soustrayez 1 e de valence = 1 point

    TOTAL = 10 points

    Exemple 4-5 : CH

    Exemple 4-6 : CO

    O:C:O

    Exemple 4-7 : CO

  • 5. Soustrayez le nombre d'lectrons distribus jusque-l du total dtermin l'tape 1et placez tous les lectrons supplmentaires, par paires, sur l'atome central. (Voirexemple 4-8 .)

    6. Si l'atome central a alors encore moins d'un octet, vous devrez former des liaisonsmultiples de faon ce que chaque atome ait son propre octet. (Voir exemple 4-9 .)

    7. Assurez-vous que les lectrons que vous avez compts l'tape 1 sont bien tousreprsents par des points.

    8. Calculez toutes les charges formelles. La charge formelle (CF) pour chaque atomequivaut au nombre d'lectrons de valence moins le nombre de liaisons et moins lenombre d'lectrons en paires libres. La charge formelle peut tre utilise pourdterminer plusieurs choses et sera dcrite plus bas dans ce chapitre. L'exemple 4-10montre comment trouver la charge formelle des atomes d'une molcule.

    Exemple 4-8 : CO

    C : 4 e de valence = 4 points

    O : 6 e de valence 2 atomes = 12 points

    TOTAL = 16 points

    Dans l'tape 4 (voir exemple 4-7 ), la structure a 16 e; aussi, n'ajoutez rien.

    Exemple 4-9 : CO

    La structure issue de l'tape 4 (voir exemple 4-7 ), possde seulement 4 lectrons autour ducarbone. Introduisez des paires libres venant de l'oxygne pour crer des doubles liaisons.

    Exemple 4-10 : NO

  • CFN = 5 e de valence 3 liaisons 2 e en paires libres = 0

    CFO = 6 e de valence 3 liaisons 2 e en paires libres = + 1

    B. Les liaisons multiples

    Certaines molcules ont plus d'une paire d'lectrons partage par deux atomes. Pourdterminer si, oui ou non, une molcule possde des liaisons multiples, suivez les tapes 1 5comme il est dcrit et passez ensuite l'tape 6 : si l'atome central a encore moins d'un octet,vous devrez former des liaisons multiples de faon ce que chaque atome ait son propre octet.En d'autres termes, vous pourriez avoir des doubles ou des triples liaisons dans la molcule (figure 4-3 ).

    C. Les exceptions la rgle de l'octet

    Bien que la plupart des molcules satisfassent la rgle de l'octet grce un maximum d'octetsobtenus de chaque atome selon le modle en points de Lewis, il existe des exceptions.Certaines molcules ont des octets incomplets. Regardez le modle correspondant audichlorure de bryllium dans l'exemple 4-11 .

    Le bryllium, atome central, a quatre lectrons autour de lui et non les huit habituels.Cependant, les octets incomplets sont rares et sont forms principalement par des atomessitus sur le ct gauche de la table priodique.

    Autre exception (rare) : l'octet tendu ou expansion de valence (cas o l'atome central possdeplus de huit lectrons). Quelques exemples typiques d'octets tendus sont donns par PCl5 etSF6. En fait, les octets tendus sont frquents avec le phosphore et le soufre parce qu'ilspossdent une couche de valence qui peut accueillir plus de huit lectrons (S et P se trouventdans la troisime priode et la troisime couche peut contenir jusqu' 18 lectrons en raison dela disponibilit des troisimes orbitales). Seuls les lments situs dans la troisime priode ouau-dessous, peuvent prsenter une expansion de valence.

    D. Les structures de rsonance

    Souvent, on peut dessiner plus d'un modle lectronique en points de Lewis pour une molculedonne. Par exemple les modles lectroniques en points de Lewis possibles pour CO332 sontmontrs dans l'exemple 4-12 .

    Figure 4-3. Les doubles et triples liaisons dans les modles en points de Lewis.

    Exemple 4-11 : BeCl

  • Exemple 4-12 : CO

    Ces diagrammes reprsentent les structures de rsonance pour l'ion carbonate. En fait, lastructure lectronique relle de CO32 ne correspond ni A, ni B, ni C, mais une structureintermdiaire possdant des proprits de A, B et C (c'est--dire, un hybride de rsonance des structures A, B et C). La charge ngative est rpartie galement ou dlocalise sur lestrois atomes d'oxygne. En d'autres termes, aucune des structures de Lewis reprsentant cetion n'est structurellement exacte. Une description exacte du carbonate peut tre tablie enprenant en compte A, B et C et en crant conceptuellement une structure moyenne partir detoutes les trois, l'hybride de rsonance. En consquence, CO32 est un hybride de rsonancedes trois structures de rsonance.

    Les structures de rsonance sont purement hypothtiques ; elles existent seulement sur lepapier et ne peuvent pas tre isoles ni mme observes. Simplement, de mme qu'un muletest un hybride de cheval et d'ne, CO32 est la descendance hybride de trois parents lesstructures de rsonance A, B et C.

    E. La charge formelle

    Les charges formelles, additionnes les unes aux autres, indiquent la charge totale d'ensembled'une molcule ou d'un ion. La charge formelle peut aussi vous indiquer o vous trouverezprobablement les charges dans une molcule. Rappelez-vous que la charge formelle est gale :

    Charge formelle = (# lectrons de valence) (# liaisons) (# en paires libres)

    Comme exemple, considrons l'ion nitrite (NO2). La principale question concerne le fait desavoir o rside formellement la charge 1. L'ion entier porte une charge 1 mais sur quel(s)atome(s) cette charge est-elle localise de faon formelle ?

    Pour trouver la rponse, commencez par dessiner le bon modle en points de Lewis pour NO2(

  • exemple 4-13 ). Notez que la somme des charges formelles des atomes est gale la charged'ensemble de la molcule ( 1). Le modle rvle galement que la charge - 1 est localise surl'oxygne ayant une seule liaison. Le nitrite possde en ralit un autre modle de Lewis enpoints quivalent (structure de rsonance) o la charge (- 1) est situe sur l'autre atomed'oxygne. La structure du nitrite et sa structure de rsonance sont montres sur la figure 4-4.

    Figure 4-4. La structure du nitrite et de sa structure de rsonance. La flche indique la prsenced'une structure de rsonance et non l'quilibre.

    Exemple 4-13 : Dessinez le modle de Lewis correct pour NO

    Etape 1. Combien y a-t-il d'lectrons de valence ?

    N : 5 lectrons de valence = 5 points

    O : 6 lectrons de valence 2 atomes = 12 points

    Charge : ajoutez 1 e de valence = + 1 point

    TOTAL = 18 points

    Etape 2. Charpente molculaire :

    O N O

    Etape 3. Placez une paire d'lectrons sur chaque liaison de l'atome central

    O:N:O

    Etape 4. Compltez les octets des atomes lis l'atome central.

    Etape 5. Placez tout lectron surnumraire (18 16 = 2) en paires sur l'atome central. mecentral.

    Etape 6. Formez des liaisons multiples si l'atome central n'a pas un octet complet.

    Etape 7. 18 points, au total, ont t utiliss dans le modle. Cela confirme l'tape 1.

    Etape 8. Calculez la charge formelle (CF). Pour chaque atome, comptez le nombre d'lectronsde valence et soustrayez ce nombre le nombre de doubles liaisons et d'lectrons en paires

  • libres :

    O (de gauche) CF = (6 1) liaisons 6 lectrons en paires libres = 1

    N CF = (5 3) liaisons 2 lectrons en paires libres = 0

    O (de droite) CF = (6 2) liaisons 4 lectrons en paires libres = 0

    Retour au dbut

    III. LA GOMTRIE MOLCULAIRE

    A. La gomtrie VSEPR

    Le nombre de paires d'lectrons de valence dans une molcule lie par liaison covalente est lefacteur le plus important pour dterminer la disposition gomtrique des atomes parce quechaque paire se tient aussi loin que possible des autres paires. Donc, l'angle qui spare lesatomes, dans une molcule, dpend du nombre de paires d'lectrons.

    VSEPR est l'abrg de l'expression anglaise valence shell electron-pair repulsion (rpulsiondes paires d'lectrons de la couche de valence). VSEPR prdit la gomtrie molculaire en sefondant sur le principe d'une sparation maximum des paires d'lectrons selon l'hypothse queles paires d'lectrons, aussi bien les paires liantes que les paires libres (non liantes), cherchent tre aussi loignes les unes des autres qu'il est possible. La figure 4-5 montre les formeshabituelles rsultant de diffrents nombres de paires d'lectrons.

  • Figure 4-5. La gomtrie VSEPR : formes habituelles, structures et exemples de quelquescomposs frquents.

    Exemple 4-14 : HCI

  • Exemple 4-15 : H

    B. Les liaisons covalentes polaires

    Le concept suivant rclame une bonne comprhension ; il concerne le rle del'lectrongativit dans la dtermination de la rpartition des charges. C'est la diffrenced'lectrongativit entre deux atomes lis par une liaison covalente qui dtermine la faondont les lectrons de la liaison sont partags. Si l'lectrongativit des deux atomes diffre, leslectrons, dans la liaison, ne sont pas partags de faon gale et la liaison est appele liaisonpolaire. Les lectrons se trouvent dplacs vers l'atome le plus lectrongatif, avec pourrsultat une charge ngative partielle () sur l'atome lectrongatif et une charge positivepartielle (+) sur l'atome moins lectrongatif.

    Dans l'exemple 4-14 , l'atome Cl est beaucoup plus lectrongatif que l'atome H. Enconsquence, les lectrons sont dplacs vers Cl, qui acquiert une charge ngative partielle(), crant une liaison polaire.

    C. Le moment dipolaire

    Maintenant que vous savez comment la gomtrie molculaire peut tre dtermine, vouspouvez comprendre que la polarit des molcules compltes dpend en partie de leurgomtrie. Une mesure de la polarit d'une molcule est son moment dipolaire. Le momentdipolaire d'une molcule est la somme vectorielle des moments de liaison d'une molcule. Lesmoments de liaison sont une mesure de la polarit d'une liaison covalente diatomique. Donc, lediple vous fournit une mesure de la polarit des molcules, laquelle dpend de la gomtriemolculaire.

    Le moment dipolaire est reprsent par une flche pointant de + + le long de la liaison.Comme il est montr dans l'exemple 4-15 , il est important de dessiner la molcule avec une

  • gomtrie exacte car cela montre si les moments de liaison s'annulent. Dans ce cas, les deuxdiples de liaison s'additionnent vectoriellement pour donner un moment dipolaire netrsultant.

    Dans l'exemple 4-16 , notez les liaisons polaires. L'oxygne est plus lectrongatif que lecarbone. Cependant, en raison de la symtrie de la molcule, la somme vectorielle de cesdiples polaires est zro. Donc, le moment dipolaire du dioxyde de carbone est zro. Danscertaines molcules symtriques, les diples s'annulent bien qu'il existe des liaisons polaires.D'autres molcules symtriques comme CH4 et C2H4 ont un moment dipolaire gal zro.

    Exemple 4-16 : CO

    Retour au dbut

  • 5 Les gaz et les liquides

    NA

    Les composs peuvent exister sous diffrents tats physiques, y compris l'tat gazeux etliquide. Dans le chapitre 6, vous tudierez les quilibres de phases. Le prsent chapitre proposeun survol des lois de base des gaz. De plus, les forces intermolculaires affectant les liquides ysont examines.

    En raison de la grande distance entre les molcules l'tat gazeux, on parle parfois d'tat dilatpour dcrire cette phrase. A l'tat liquide ou solide, les molcules sont beaucoup plusrapproches les unes des autres et ces tats sont appels tats condenss.

    I. L'TAT GAZEUX : IDES-CL ET QUATIONS

    A. Les dfinitions

    Un gaz est un tat particulier de la matire o les molcules ou atomes qui constituentl'chantillon de matire sont petits, compars aux distances entre eux. Dans un gaz, lesparticules sont constamment en mouvement, se cognant contre les parois du contenant. Lacollision des particules de gaz avec les parois du contenant cre la pression d'un gaz.

    L'tat d'un gaz est dfini par son volume, sa temprature, sa pression et sa composition. Il estncessaire que vous compreniez chacun de ces termes.

    Le volume d'un gaz est gal celui de son contenant.

    La pression d'un gaz est la force exerce par les molcules gazeuses sur chaque unit desurface. Habituellement, la surface est reprsente par les parois du contenant. La pression semesure en atmosphres, en torr ou en millimtres de mercure (mmHg). Sachez qu'uneatmosphre = 760 torr = 760 mmHg.

    La temprature est la mesure de l'nergie cintique. L'unit utilise pour mesurer latemprature, lorsque l'on travaille sur les gaz, est le kelvin (K). Rappelez-vous que K = C + 273.

    La composition d'un gaz est donne par les quantits relatives de chaque gaz prsent dans lemlange. Pour dterminer la pression partielle d'un gaz particulier dans un mlange de gaz,commencez par dcouvrir la fraction molaire du gaz auquel vous vous intressez. La fractionmolaire est le nombre de moles du gaz recherch divis par le nombre total de moles de tousles gaz du mlange. La pression partielle d'un gaz n'est que la fraction molaire de ce gazmultiplie par la pression totale du mlange gazeux.

    Le terme STP qui est l'abrg de l'anglais Standard Temperature and Pression (temprature etpression standard) est galement important connatre. Les conditions de STP sont P = 1 atm, T= 0 C (273 K).

    Il doit aussi tre not que, dans le cas d'un gaz parfait, 1 mole de gaz STP occupe 22,4 litres.

    B. La thorie cintique molculaire des gaz parfaits

    Un gaz parfait satisfait plusieurs conditions :

    Les gaz parfaits n'ont pas de volume (c'est--dire qu'ils sont des points massifs ou despetites sphres dures sans volume).

  • Ils sont dans un tat constant d'agitation molculaire alatoire. Ils n'exercent pas de forces les uns sur les autres sauf celles qui rsultent de l'impact des

    collisions. Il ne se produit aucune perte d'nergie en raison du frottement (toutes les collisions

    sont lastiques).

    C. Principales quations des gaz

    Avant d'tudier les quations-cl des gaz, tudiez la signification de chacune des variablesutilises dans les quations.

    P = la pression en atm,

    T = la temprature en K (temprature absolue),

    V = le volume en 1,

    n = le nombre de moles d'un gaz parfait,

    k = la constante de gaz approprie,

    R = la constante universelle du gaz parfait (0,0821 1 atm/mol K ou 8,3 J/mol K)

    PM = poids molculaire en g/mole

    NA = nombre d'Avogadro.

    Une quation-cl connatre est la loi (ou quation d'tat) du gaz parfait. La plupart des autresquations dcrivant le comportement fondamental des gaz peuvent tre drives de cettequation.

    1. La loi du gaz parfait et la loi des mlanges de gaz

    La loi du gaz parfait dcrit le comportement de tous les gaz dans toutes les combinaisons dequantit, de temprature, de pression et de volume.

    a. PV = nRT (R = constante universelle du gaz parfait)

    Notez que cette quation a quatre variables. Cette loi est utile, lors des calculs, quand vousavez trois valeurs connues et une valeur inconnue.

    La loi des mlanges de gaz est aussi trs utile pour rsoudre les problmes.

    Si l'on vous donne un problme avec un seul chantillon de gaz (nombre constant de moles) oudeux chantillons de gaz contenant le mme nombre de moles, vous pouvez rapidementrsoudre pour les variables inconnues. Si, par exemple, vous connaissez la pression, latemprature et le volume d'un gaz, il est facile de connatre le volume du gaz si la tempratureet la pression varient et que cette variation est connue. Tout ce que vous avez faire estd'introduire les valeurs numriques dans l'quation de la loi des mlanges de gaz (en n'oubliantpas d'utiliser le kelvin comme unit de temprature) :

    b. P1V1IT1 = P2V2IT2

    Notez que les indices 1 et 2 font rfrence, respectivement, l'tat initial et l'tat final du gaz.

  • 2. La loi d'Avogadro

    La loi d'Avogadro nonce qu' temprature et pression constantes, des volumes gaux de gazcontiennent un nombre gal de moles ou de molcules. Le volume d'un gaz parfait estdirectement proportionnel sa quantit de moles. Donc, V = (n)(constante). Cette relation peuttre rarrange afin de donner une quation plus utilisable.

    V1/n1 = V2/n2

    Notez que les indices 1 et 2 font rfrence aux volumes et aux nombres de moles de deux gaz.

    3. La loi de Boyle

    La loi de Boyle nonce que le volume d'une quantit donne d'un gaz parfait est inversementproportionnel sa pression temprature constante.

    Donc, V = (1/P)(constante) ou encore PV = constante. Une forme plus utilisable de cette loi estla suivante :

    V1 = P1P2V2

    Notez que les indices 1 et 2 font rfrence aux tats initial et final d'un gaz. Le nombre demoles de gaz et la temprature demeurent constants.

    4. La loi de Charles

    La loi de Charles montre que le volume d'une quantit donne d'un gaz parfait est directementproportionnel sa temprature absolue, pression constante. Donc, V = (T)(constante) ouencore V/T = constante. Une forme plus utilisable de cette loi est la suivante :

    V1/T1 = V2/T2

    D. Les quations se rfrant la thorie cintique des gaz

    La thorie cintique des gaz, tudie prcdemment, stipule qu'un gaz parfait est en continuelmouvement au hasard, en ligne droite, qu'il occupe un volume ngligeable et a une masseponctuelle. De plus, le gaz parfait subit des collisions lastiques et a une nergie cintiquemoyenne proportionnelle la temprature exprime en kelvins.

    Lorsque l'on comprend les principaux postulats du comportement du gaz parfait, il n'est passurprenant que l'nergie cintique d'un gaz parfait () soit relie aux quations suivantes :

    = 1/2 mv2 = (3/2)nkT (en J/mol)

    = (3/2)nRT (en J/mol)

    O m = masse ; v = vitesse moyenne ; k = constante de Boltzmann = R/NA ; R = 8,3 J/mole-K(dans cette formule) ; NA = nombre d'Avogadro.

    Notez que les deux quations sont similaires mais exprimes en units diffrentes.

    Le concept important suivant relie la vitesse la temprature absolue et au poids molculaire(PM). En se souvenant que PV = nRT, alors E = 3/2 PV = 3/2 nRT.

    Pour la vitesse, on trouve :

  • v = [3RT/PM]1/2 PM en kg/mol

    Cette quation donne la vitesse quadratique moyenne, qui n'est pas tout fait la mme choseque la vitesse moyenne, bien que cela vous donne une bonne approximation.

    D'aprs l'analyse prcdente des concepts de vitesse et en ralisant que la vitesse de diffusionR est directement proportionnelle la vitesse moyenne d'un gaz parfait, vous pouvez dfinir laloi de diffusion de Graham

    E. La loi de diffusion de Graham

    Le rapport des vitesses de diffusion de deux gaz est inversement proportionnel la racinecarre des poids molculaires :

    R1/R2 = [M2/M1]1/2

    Le meilleur exemple de cette loi est donn en constatant combien un ballon d'hlium se videvite, compar un ballon gonfl l'air. Un ballon d'hlium contient un gaz d'un poidsmolculaire de 4 g/mol. Un ballon gonfl l'air contient un mlange de gaz mais pour desbesoins de simplification, supposons qu'il ne contienne que de l'azote. Le poids molculaire del'azote (N2) est de 28 g/mol. RHe/RN2 = [28/4]1/2 2,5. Ce calcul montre qu'un ballon d'hliumse dgonflera environ deux fois et demi plus vite qu'un ballon gonfl d'air.

    F. La dviation des gaz rels de la loi du gaz parfait

    Un gaz parfait est un concept hypothtique ; dans la nature, les gaz tendent se comportercomme des gaz rels. Les gaz rels occupent un certain volume du rcipient qui les contient etleurs particules exercent des forces les unes sur les autres. Certaines de ces forces sontattractives et d'autres rpulsives. L'quation des gaz de Van der Waals explique ces dviationsde la perfection :

    {P + an/V2} {V-nb} = nRT

    Le terme a/V2 rend compte des attractions intermolculaires auxquelles un gaz rel estsoumis. Le terme b exprime le volume rellement occup par les molcules de gaz rel.Comme le volume d'un gaz parfait n'inclut aucune participation du volume intrinsque desmolcules, le terme b doit tre retranch du volume mesur d'un gaz rel.

    Cette quation est une simple modification de la loi du gaz parfait. L'quation de Van der Waalsdonne des rsultats qui concordent beaucoup mieux avec les rsultats exprimentaux sur lesgaz rels que ne le fait l'quation du gaz parfait.

    Exemple 5-1 : Un mlange de 2,4 10

    Solution :

    Etape 1. Pour utiliser l'quation de Dalton Pi = XiPT, vous devez d'abord trouver la fractionmolaire de chaque gaz. D'abord, additionnez les moles de chaque gaz pour trouver les molestotales. Ensuite, divisez les moles totales par les moles de chaque gaz :

  • Etape 2. Appliquez la loi de Dalton chaque gaz :

    PN2 = XN2PT = (0,23)(1,75 atm) = 0,40 atm

    PN2O = XN2OPT = (0,42)(1,75 atm) = 0,74 atm

    PCO2 = XCO2PT = (0,35)(1,75 atm) = 0,61 atm

    G. La loi de Dalton des pressions partielles

    Certains de ces concepts ont t tudis brivement au dbut de ce chapitre mais cetimportant sujet mrite une explication plus dtaille.

    La pression partielle est la pression qu'exerce un des composants d'un mlange gazeux,indpendamment des autres composants du mlange. Comme on le montrera dans lesquations qui suivent, la pression partielle du composant (i) dans un mlange gazeux est gale la fraction molaire du composant (i) multiplie par la pression totale (quation 2). La sommedes pressions partielles du mlange doit tre gale la pression totale (quation 3).

    Xi = fraction molaire = molei/moles totales Pi = Xi(PT) PT = PA + PB + PC + . . . = {Somme des pressions partielles}

    En pratique, consultez le calcul de la pression partielle utilisant la loi de Dalton fourni dansl'exemple 5-1 .

    Retour au dbut

    II. L'TAT LIQUIDE : LES FORCES INTERMOLCULAIRES

    Les liquides n'ont pas de forme fixe ou dfinie parce que leurs molcules bougent en tous sensau hasard et ne sont pas ordonnes. Les liquides sont dans un tat fluide. Dans le chapitre 6,certaines proprits des fluides comme le point d'bullition, le point de conglation, la pressionosmotique et la pression de vapeur seront tudies. La prsente section se focalise surtout surles forces qui agissent entre les molcules d'un liquide. Ces forces intermolculaires jouent unrle important dans les proprits des liquides.

    Trois forces intermolculaires importantes connatre sont la liaison hydrogne, lesinteractions entre diples et les forces de dispersion de London. Les interactions entre diples

  • et les forces de dispersion de London sont deux types de forces de Van der Waals.

    A. La liaison hydrogne (force 7-10 kcal/mol)

    Une liaison hydrogne est une force intermolculaire qui intervient entre des molcules danslesquelles un hydrogne, li de faon covalente avec O, N ou F, est attir par un autre atome O,N ou F d'une autre molcule. Ces liaisons dpendent de l'lectrongativit de O, N ou F. Vousdevriez comprendre que les liaisons hydrogne se forment entre les molcules comme unrsultat du fait que l'atome lectrongatif acquiert une charge ngative partielle en attirant deslectrons des atomes du voisinage (hydrognes). Les atomes d'hydrogne acquirent unecharge positive partielle quand leurs lectrons sont tirs vers l'O, N ou F lectrongatif. Enconsquence, une attraction se trouve cre entre l'hydrogne (charge positive partielle) et l'O,N ou F d'une molcule voisine (charge ngative partielle).

    Un excellent exemple de liaison hydrogne est montr sur la figure 5-1 . Notez l'importancedes charges partielles dans la cration de la liaison. La figure reprsente deux molcules d'eauparticipant une liaison hydrogne. Les liaisons hydrogne jouent un rle-cl dans lesproprits de l'eau. Il est certain que l'eau n'aurait pas un point d'bullition atteignant 100 C sides liaisons hydrogne ne s'y constituaient pas. La liaison hydrogne est une trs importanteforce intermolculaire !

    Figure 5-1. Une liaison hydrogne entre deux molcules d'eau.

    Figure 5-2. Deux exemples d'interactions entre diples. Dans les deux exemples, notezl'attraction d'un diple pour l'autre.

  • B. Les interactions entre diples (force = 5 kcal/mol)

    Ce type d'attraction intermolculaire se produit entre des molcules polaires. Ces molculesn'ont pas besoin de possder un atome d'O, N ou F, aussi longtemps que les molcules ont undiple. L'extrmit positive du diple d'une molcule est attire vers l'extrmit ngative d'uneautre molcule. La figure 5-2 prsente deux types d'interactions entre diples.

    C. Les forces de dispersion de London (force = 2 kcal/mol)

    Des forces attractives existent entre des molcules qui ne paraissent pas possder de diplemanifeste. Comme les lectrons sont en mouvement constant, la rpartition des charges d'unemolcule neutre fluctue. n'importe quel moment, une molcule peut gnrer un dipletemporaire fond sur la distribution de ses lectrons. Ce diple peut crer un diple dans unemolcule voisine. Ces diples temporaires ou instantans produisent des forces attractivesappeles forces de London ou forces de Van der Waals.

    Les forces de Van der Waals tendent augmenter avec l'accroissement du poids molculaired'une molcule parce que le nombre d'lectrons est proportionnel au poids molculaire. Cesforces augmentent galement avec la symtrie et dcroissent avec la ramification de lamolcule. Notez que tous les types de molcules ont des forces de London, mme si elles sontpolaires ou capables de liaisons hydrogne ou les deux.

    Retour au dbut

  • 6 Les quilibres d'tats : changements d'tats et diagrammes d'tats

    NA

    Ce court chapitre est une tude des tats (ou phases) et des diagrammes d'tats. Pendant quevous tudiez ce sujet, pensez la reprsentation graphique des concepts.

    L'tat physique d'un compos dpend de la temprature et de la pression : leurs variationsconduisent des changements d'tats, qui sont toujours rversibles, donc en quilibre. Lesdiffrents changements d'tats d'un compos sont montrs au moyen de l'utilisation d'undiagramme d'tats.

    I. UNE RAPIDE TUDE DES SOLIDES

    Avant d'aborder les changements d'tats, un rapide rappel sur la notion de solide estncessaire. Un solide a une forme dfinie qui est rsistante au changement. une tempraturedonne, un solide a un volume et une densit fixes. Les deux types principaux de solides sontles solides amorphes et les solides cristallins.

    A. Les solides amorphes

    Les atomes, molcules ou ions qui constituent un solide amorphe se prsentent en positionsalatoires. La disposition des particules du solide ne suit aucun schma organis. Un bonexemple de solide amorphe est le verre.

    B. Les solides cristallins

    Les atomes, molcules ou ions qui constituent un solide cristallin, ont un schma rptitifcaractristique. Les solides mtalliques (ex. : le fer, l'aluminium), les solides molculaires (ex. :le sucre), les solides rseau covalent (ex. : le diamant) et les solides ioniques (ex. : NaCl) ensont les principaux exemples.

    Retour au dbut

    II. LES CHANGEMENTS D'TATS

    Le moyen le plus rapide d'tudier ce sujet est de regarder le tableau 6-1 . Cette relationsimple montre les transitions qui se produisent entre les diffrents tats de la matire. Enpartant de la phase d'nergie la plus basse (solide) et en ajoutant de l'nergie, l'entropie (lecaractre alatoire) augmente, de la chaleur est absorbe et, gnralement, le volume molaireaugmente. Ce processus vous amne la phase liquide. mesure que de l'nergie est encoreajoute, la phase liquide peut subir un changement d'tat vers la phase gazeuse. Cechangement est galement associ une augmentation de l'entropie et une expansion duvolume.

    Retour au dbut

    III. LES DIAGRAMMES D'TATS

    Le diagramme d'tats est important car il vous permet de prdire la phase d'une substanced'aprs sa temprature et sa pression. Le diagramme est unique pour une substance donne etprsente trois tats d'une substance reprsents en fonction de la temprature et de lapression. Un diagramme d'tats classique est reprsent sur la figure 6-1 . Le liquide est figurdans la rgion A, le gaz en B et le solide en C.

  • Figure 6-1. Un diagramme d'tats.

    Il est important de connatre plusieurs termes. La ligne sparant le solide et le gaz (ligne D-E)est la ligne de sublimation qui reprsente la position o le solide et le gaz sont en quilibre. Laligne sparant le liquide et le solide (ligne E-F) est la ligne de conglation ou de fusion quireprsente la position o le solide et le liquide sont en quilibre. La ligne sparant le liquide etle gaz (ligne E-G) est la ligne de vaporisation qui reprsente l'quilibre entre la vapeur et leliquide.

    En dfinitive, le point E est le triple point o solide, liquide et gaz sont en quilibre.

    Tableau 6-1. Changements d'tats : Solide Liquide Gaz Les caractristiques dans cettedirection () :

    a) L'entropie augmente.

    b) De la chaleur est absorbe.

    c) Le volume molaire augmente (une exception : la fonte de la glace entrane unediminution du volume molaire).

    d) L'bullition se produit quand la pression de vapeur est gale la pressionatmosphrique.

    Retour au dbut

    IV. POINT DE CONGLATION, POINT DE FUSION, POINT D'BULLITION ET POINT DE

  • SUBLIMATION

    Les dfinitions des termes suivants sont importantes connatre. Un compos peut changerd'tat (phase) pour de nombreuses combinaisons de temprature et de pression mais lesvaleurs normales ont t rpertories en tableau rcapitulatif la pression atmosphrique.

    Le point de conglation est la temprature, la pression atmosphrique, laquelle un liquidepasse la phase solide.

    Le point de fusion est la temprature, la pression atmosphrique, laquelle un solide passe la phase liquide.

    Le point d'bullition est la temprature, la pression atmosphrique, laquelle un liquidedevient un gaz. ce point, la pression de vapeur est gale la pression ambiante.

    Le point de sublimation est la temprature, la pression atmosphrique, laquelle un solide setransforme en gaz.

    Retour au dbut

  • 7 La chimie en solution

    NA

    La plupart des travaux de chimie impliquent des composs en solution. La comprhension de lachimie en solution est importante non seulement en chimie gnrale, mais galement pour lessciences de la sant, les tudes sur l'environnement, les analyses qualitatives et quantitatives,ainsi que pour de nombreux systmes biologiques.

    I. LES DFINITIONS ET LES CONCEPTS

    A. Quelques dfinitions importantes

    Une solution est un mlange homogne de deux substances (ou plus). Le plus souvent, les gazet les solides sont dissous dans des liquides. Le liquide dans lequel une substance est dissouteest le solvant. Considrons la solution obtenue en dissolvant du sel dans l'eau. Le sel est lesolut et l'eau est le solvant.

    La molalit est dfinie comme les moles du solut dissoutes par kilogramme de solvant. Si 2moles de sucre (le solut) sont dissoutes dans un kilogramme d'eau, la molalit est 2 m (molal).La molalit est une unit de mesure de la concentration importante pour dterminer lesproprits qui dpendent du nombre de particules en solution. Ces proprits colligativesseront tudies dans la prochaine section.

    Les composs ioniques se dissolvent pour former plus d'une particule par molcule de solut.Dans ces cas, on utilise la molalit colligative (mc) :

    Molalit colligative = mc = im

    Dans cette fonction, i reprsente le nombre de particules dans lequel le compos ionique sedissout (ex. : NaCl = 2, Mg(OH)2 = 3) et m reprsente la molalit.

    Les solutions miscibles sont des mlanges de deux solutions polaires (par ex. : eau et alcool), oude deux solutions non polaires (par ex. : ttrachlorure de carbone et benzne) constituant dessolutions homognes monophasiques.

    Les solutions non miscibles sont des mlanges d'un liquide polaire et d'un liquide non polaire(par ex. : eau et ttrachlorure de carbone) constituant une solution biphasique.

    Les solutions idales sont des solutions respectant la loi de Raoult (P = PA XA + PB XB). Dansces solutions, le solut et le solvant sont chimiquement similaires, de sorte que les forcesintermolculaires solvant-solut sont aussi puissantes que les forces intermolculaires solvant-solvant ou les forces intermolculaires solut-solut. Les solutions non idales sont celles quine suivent pas la loi de Raoult.

    B. Quelques concepts importants : les ions en solution

    Pour comprendre les solutions, vous devez vous reprsenter ce qui se produit au niveaumolculaire.

    Considrons un compos ionique qui se dissocie pour produire des anions et des cations.Quand des composs ioniques sont en solution dans l'eau, les corps produits sont

  • habituellement des ions individuels (provenant du solide sous forme cristalline) entours demol-cules d'eau. Remarquez sur la figure 7-1 que les molcules d'eau sont organises detelle sorte que l'extrmit ngative du diple rsultant (l'atome d'oxygne) est oriente vers lescations (Na+) et que l'extrmit positive du diple rsultant (les atomes d'hydrogne) estoriente vers les anions (Cl). Cette disposition aide dissoudre le solide ionique et explique lasolubilit dans l'eau de nombreuses substances ioniques.

    Figure 7-1. La dissolution d'un compos ionique dans l'eau.

    Si les composs ioniques peuvent se dissoudre d'une manire semblable celle qui est montresur la figure 7-1 , qu'en est-il des composs covalents ? Contrairement aux compossioniques, les composs covalents ne se dissolvent gnralement pas en se dissociant. Lesliaisons covalentes, tant moins polarises, n'exercent pas une attraction sur les molculesd'eau au point que les molcules d'eau viennent remplacer les liaisons covalentes. D'autre part,les composs ioniques se dissocient parce que l'interaction forte entre les cations et les anionspeut tre remplace par de nombreuses interactions plus faibles entre les ions et les diples

  • des molcules d'eau.

    Retour au dbut

    II. LES PROPRITS COLLIGATIVES

    Une proprit colligative d'une solution se dfinit comme toute proprit qui varie en fonctiondu nombre de particules du solut prsentes dans un volume donn de solution. L'identit dusolut est sans importance !

    Ce paragraphe tudie quatre proprits colligatives spcifiques.

    A. La pression de vapeur ou pression vapeur/solution (loi de Raoult)

    Quand un solut (non volatil) est dissous dans un solvant (volatil), la pression de vapeur de lasolution est infrieure la pression de vapeur du solvant pur.

    La valeur de la diminution de la pression de vapeur P est le produit de la fraction molaire desolut non volatil (XB) par la pression de vapeur du solvant pur (PA)

    Diminution de la pression de vapeur du solvant pur: P = XBPA

    La figure 7-2 montre ce qui se passe quand la fraction molaire du solvant diminue (de droite gauche). On peut s'attendre ce que le solvant pur ait la pression de vapeur la plus grande.Lorsque l'on ajoute du solut et que la fraction molaire du solvant diminue, la pression devapeur dcrot.

    Figure 7-2. L'abaissement de la pression de vapeur en fonction de la diminution de la fractionmolaire du solvant.

  • Rappelez-vous que la somme des fractions molaires = 1 et que la diminution de la pression devapeur est gale la pression pure moins la pression de vapeur de solvant au-dessus de lasolution (PA). Il est logique que la pression de vapeur au-dessus de la solution, PA, soit le produitde la fraction molaire de solvant (XA) et de la pression de vapeur du solvant pur (PA). Cetteimportante relation est connue sous le nom de loi de Raoult.

    PA = XAPA (loi de Raoult)

    L'exemple 7-1 montre comment vous pouvez utiliser la loi de Raoult pour rsoudre lesproblmes.

    PA = pression de vapeur du solvant sur la solution

    XA = fraction molaire du solvant

    PA = pression de vapeur du solvant pur

    Exemple 7-1 : La pression de vapeur de l'eau pure est de 350 torr 78 C. Si l'on dissout 0,1 molde sucrose dans 50 g d'eau pure 78 C, quelle est la pression de vapeur de la solution ?

    Solution :

    Nous utilisons la loi de Raoult, PA = XAPA

    molH2O = (50 g)[(1 molH2O)/(18 g H2O)] = 2,8 mol H2O

    PA = (0,97)(350 torr) = 340 torr

    B. L'lvation du point d'bullition

    Quand on ajoute un solut non volatil une solution, le point d'bullition de la solution s'lve.L'lvation du point d'bullition (Tb) d'une solution est directement proportion-nelle lamolalit (pas la molarit) du solut.

    Tb = ikbm

    Tb = lvation du point d'bullition

    i = nombre de particules en lequel le solut se dissocie lorsqu'il est dissous dans le solvant

    kb = constante caractristique du solvant H, exprime en C.kg.mo11

    m = molalit

    Plus grande est la concentration du solut ajoute au solvant pur, plus lev est le pointd'bullition de la solution. Ajouter du sel de l'eau pure lve le point d'bullition. Plus vousdissolvez de sel dans de l'eau et plus le point d'bullition est lev.

    Quand un solut qui se dissocie en solution est ajout, chaque particule dissocie doit treprise en compte. Si on ajoute du glucose de l'eau, il ne se dissocie pas. Une valeur de 1 sera

  • donne i pour le glucose dans cette quation. Si le solut tait NaCl, il se dissou-draitdans l'eau, formerait deux particules et vous donneriez une valeur de 2 i dans cettequation.

    Comme il a t mentionn prcdemment, kb est une constante du solvant. Pour l'eau, lavaleur numrique de la constante est 0,52. Ne vous proccupez pas de mmoriser cesconstantes. Dans les problmes de chimie gnrale, la valeur de kb est habituellement don-ne. L'exemple 7-2 prsente un calcul classique de l'lvation du point d'bullition:

    Exemple 7-2 : 2,0 g de NaCl a t dissous dans 100 g d'eau. Quel est le point d'bullition qui enrsulte ?

    Solution :

    Nous utilisons l'quation de l'lvation du point d'bullition, Tb = ikbm. Notez qu'NaCI sedissocie en 2 particules. Nous allons prendre en compte le terme i de la premire quation :

    Tb = (0,684 mol / kg)(0,52 kg C / mol) = 0,36 C

    Tb = 0,36 C +100,00 C = 100,36 C

    C. L'abaissement du point de conglation

    L'abaissement du point de conglation est similaire au concept d'lvation du point d'bullition.Les solutions ont un point de conglation plus bas que les solvants purs. La variation du pointde conglation est directement proportionnelle la molalit du solut.

    Tm = ikfm

    Tm = abaissement du point de conglation

    i = nombre de particules en lequel le solut se dissout dans le solvant

    kf = constante du point de conglation

    m = molalit de la solution

    Plus haute est la concentration du solut, plus bas est le point de conglation. La constanted'abaissement du point de conglation pour l'eau est de 1,86 C.kg.mol1, ce qui signifie quechaque mole de solut par kilogramme d'eau abaisse le point de conglation de 1,86 C. Uneapplication pratique de l'abaissement du point de conglation est le salage des routes et destrottoirs durant les mois d'hiver. Cela abaisse le point de conglation de l'eau et diminue laformation de glace. Un autre bon exemple est l'ajout d'antigel dans le radiateur d'une voiturepour abaisser le point de conglation de l'eau du radiateur.

    D. La pression osmotique

    Le terme dcrit la pression qu'il serait ncessaire d'appliquer une solution pour empcher lepassage de molcules depuis le solvant pur vers la solution, travers une membrane semi-permable.

    Pression osmotique = (n/V)RT = MRT

  • n = nombre de moles de solut

    V = volume de la solution (en litres)

    R = constante du gaz parfait

    T = temprature Kelvin

    M = n/V ou concentration molaire du solut Pour voir si vous comprenez la pressionosmotique, reportez-vous l'exemple 7-3 .

    Exemple 7-3 : On vous donne deux solutions de particules A et B spares par une membranesemipermable travers laquelle A peut passer mais pas B. Que va-t-il se passer ?

    Solution :

    Les particules de la solution A vont diffuser vers le ct o la concentration des particules B estla plus grande jusqu' ce que la pression de diffusion ( pression osmotique ) soit quilibrepar l'augmentation de la rsistance hydrostatique. La pression osmotique est directementproportionnelle la diffrence des concentrations des particules B de part et d'autre de lamembrane.

    Retour au dbut

    III. LA SOLUBILIT ET KPS

    La solubilit est la quantit de solut qui se dissout dans une quantit fixe de solvant de faon former une solution sature (en quilibre). La solubilit varie avec la temprature. Lescomposs polaires ou chargs (ions) sont habituellement solubles dans les solvants polaires(par ex. : l'eau).

    A. Les units de concentration

    Les calculs stchiomtriques peuvent aussi tre effectus pour les corps en solution. Les unitsde concentration qui suivent aident tablir le lien stchiomtrique. La molarit est le nombrede moles de solut par litre de solution. La molalit est le nombre de moles de solut parkilogramme de solvant. La normalit est le nombre de moles d'quivalents par litre de solution.Un quivalent d'acide est 1 mole d'ions H+ et un quivalent de base est 1 mole d'ions OH.

    Les quivalents sont dtermins selon les indications suivantes :

    H+ si le corps concern est un acide (par ex. : H2SO4 a 2 quivalents d'H+ et H3PO4 a 3quivalents d'H+).

    OH si le corps concern est une base (par ex. : NaOH a un quivalent de OHcependant que Ba(OH)2 a 2 quivalents de OH).

    B. La constante de produit de solubilit (Kps) et la formule de l'quilibre

    Les problmes de chimie gnrale demandent souvent de prdire si une solution va prcipiterou non et si une solu