POLY-PREPAS 2010/2011Centre de Préparation aux Concours Paramédicaux

COURS DE CHIMIE.

Daniel Abécassis.

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SOMMAIRE.

1 La structure de la matière-modèle de l'atome-symbolisme-cohésion de l'atome-structure électronique des atomes-tableau péridique des éléments-théorie de la liaison de valence

II.les solutions électrolytiques-défmitions-notions de concentrations-tableau d'avancement-notion de solubilité-rappel de formules

III La conductimétrie-Rappel expérimental-conductivité molaire ionique-facteurs d'influence

IV La cinétique chimique-évolution d'un système chimique-vitesse volumique de réaction-facteurs cinétiques-méthodologie expérimentale-interprétation moléculaire

V. L'équilibre chimique-introduction-modèle mathématique-exemples-propriétés de la constante d'équilibre-critères d'évolution spontanée.

VI l'oxydo-réduction-définition

-pouvoir oxydant. Pouvoir réducteur-exemples significatifs-Dosages

2

-piles d'oxydo-réduction ou piles électrochimiques

-les piles en fonctionnement

VII. électrolyse-Introduction

-I'électrolyse

-applications pratiques

VIII Acides et bases-Définitions

-modèle mathématique

-transformations associées aux réactions acido-basiques

-titrages pH-métriques

IX La chimie créatrice-Généralités

-détermination de la formule moléculaire d'un composé organique

-Omniprésence de la chimie organique

-Opérations unitaires en chimie organique

X. Les structures carbonées-les hydrocarbures

-modification du squelette carboné

XI Les fonctions organiques-définitions

-familles et groupes caractéristiques

-tests caractéristiques des groupes

-la réactivité des alcools

XII Les réactions d'estérification et d'hydrolyses-mise en évidence expérimentale d'une estérification

-mise en évidence expérimentale d'une hydrolyse

-etude de l'équilibre éstérification-hydrolyse

-contrôle de l'évolution des systèmes chimiques

XIII.Energies de liaisons chimiques-Introduction

-exemple significatif: le méthane

-caractères énergétiques des réactions chimiques

-Quelques valeurs.

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POLY· !PREPAS

Daniel Abécassis. Année universitaire 2010/2011

CHIMIE.

Chapitre 1 : La structure de la matière.

Introduction: Ce cours s'inscrit dans le cadre des notions fondamentales qu'il est nécessaire deconnaître mais qui n'est qu'une approche de la réalité.

En effet, la compréhension de la structure de la matière ne peut se faire à l'aide de la physiqueclassique dont les bases ont été établies par Isaac Newton. En tenant compte des dimensions relatives auxatomes, le principe d'incertitude de Heisenberg qui soutient que l'on ne peut connaître de façon absoluela vitesse et la position de la particule prend ici tout son sens. Or nous savons que ces paramètres sontindispensables à la connaissance des différentes trajectoires des particules. Un autre modèle que nousn'étudierons pas ici doit alors être mis en place. Celui-ci ne repose plus sur des concepts de masses (seconde loi de Newton) mais sur des concepts liés aux énergies.

Ce nouveau modèle n'étant pas au programme de notre concours ne sera pas étudié. Néanmoins,il est souhaitable d'avoir à l'esprit que ce qui suit ne sera qu'une approche et doit être considéré commeayant ses propres limites.

1.1 Modèle de l'atome.Dans une approche simpliste, l'atome est constitué d'un noyau autour duquel gravitent des

électrons dans des trajectoires quasi circulaires.i. Le Noyau: Il est constitué de neutrons et de protons. Les protons sont chargés positivement-la chargeélémentaire sera notée q=e dont la valeur est e = 1,6.10-19 C. Les neutrons n'ont pas de charges. Letableau suivant résume les paramètres décrivant le noyau.

particules Masses Charges(kg) (Coulomb)

Proton 1,67.10-27 e = 1,6.10-19

Neutron 1,67.10-27 0

iL Les électrons: Ceux-ci gravitent autour du noyau dans des trajectoires quasi circulaires. Les électronssont chargés négativement.

particule Masse Charge(kg) (Coulomb)

Electron 9,1.10-31 -e = -1,6.10-19

4

On remarque que la masse d'un électron est très petite devant celle d'un proton. On pourra alors direque la masse d'un atome est assimilée à celle de son noyau.

1.2. SymbolismeLa description d'un atome X est notée de façon conventionnelle:

Z : est le nombre de protons. C'est le numéro atomique.A: est le nombre de nucléons ie le nombre de particules que comporte le noyau. C'est le nombre demasse.A-Z : est le nombre de neutrons.Remarque: Pour un atome, le nombre Z de protons sera le même que celui des électrons. Ce ne sera pasle cas pour des cations et des anions.

1..1.Cohésion de l'atome.L'objectif est ici de savoir si la cohésion atomique est assurée par la force gravitationnelle ou

par la force coulombienne . Pour Cela, considérons l'atome le plus simple: l'hydrogène: 11H • Cet atomeest ainsi que nous le savons, à présent, constitué de :

-1 proton-1 électron-0 neutron.

Si l'on considère l'intéraction gravitationnelle entre le proton et l'électron, la force d'attractionentre ces deux particules vaut:

F = Gme·mp = 6,67.10-11.(9,1.10-31)(1,67.10-27) = 4.10-47 Ng d2 (5.10-11)2

Si l'on considère l'intéraction coulombienne, la force d'attraction entre ces deux particulesvaut:

lN FINE: Il est clair que la cohésion intra-atomique est essentiellement due aux forces d'attraction entreles charges et non au concept lié à la gravité.

1.4 Structure électronique des atomes.il notion de couches.Connaissant la structure des atomes et sachant que, dans une première approche, les électrons

gravitent autour du noyau dans des trajectoires plus ou moins circulaires, on peut alors se demander dequelles manières les trajectoires sont-elles déterminées.

Le second modèle dont nous avons parlé en introduction repose sur une équation différentiellespatio-temporelle dont les solutions mettent en évidence les différentes trajectoires -que l'on appelleradésormais COUCHES- des électrons autour du noyau. La résolution mathématique de cette équation faitapparaître:

Un entier naturel n non nul que l'on a l'habitude de nommer: nombre quantique principal.Un entier naturel 1tel que: 10::; l::; n -11

5

Un entier relatif m tel que: 1-1~ m ~ IIChaque valeur de n représente une couche -ou une trajectoire-Certaines règles inhérentes au

modèle quantique montrent que le nombre maximal d'électrons sur une couche n est 2n2•

Nous obtenons ainsi:

Valeur de n Dénomination de Nombre maximalla couche d'électrons

n=l CoucheK 2n=2 Couche L 8n=3 CoucheM 18

Remarques importantes:11 Dans le cadre de ce cours nous ne considèrerons que les valeurs de n telles que: n E ]0;3], ce qui limiteral'étude aux atomes les plus fondamentaux.2/ La dénomination des couches est relative à des termes inhérents à la physique quantique.3/ Le principe d'incertitude d'Eisenberg montre que la dénomination «trajectoire}) n'est pas licite. C'estla raison pour laquelle les physiciens ont opté pour la dénomination« orbitale » -qui est dérivé du mot« orbite» ou pour celle de « couche »,

Exemples :La structure électronique du Carbone est: K2 L4 (Z=6)La structure électronique du Chlore est K 2 L8 M 7 (Z=17)

ii/Notions de sous couches.La physique moderne (quantique) repose sur une description énergétique de l'atome. Cette énergie

est quantifiée; cela veut dire que pour chaque valeur de l'entier n, l'énergie a une valeur biendéterminée. Néanmoins, on démontre que pour chaque valeur de n (correspondant à une couche) il existedes sous couches permettant de décrire de façon plus affine la structure électronique de l'atome. Cessous couches sont déterminées par les valeurs de 1 et m. Sachant que: -1 ~m ~ l , il y a (21+1) souscouches.

On obtient les configurations suivantes:

Valeurs de n Valeurs de 1 Valeurs de m Dénomination Structure électroniquen =1 1=0 m=O 1s 1S2

1=0 m=O 2s 2S2

n=2 m=-l

1=1 m=O 2p 2p6

m=l

1= 0 m=O 3s 3s2

m=-1n=3 1=1 m=O 3p 3p6

m=1

m=-21= 2 m=-l 3d

6

m=O 3d1o

m=1m=2

1=0 m=O 4s 4s2

m=-11=1 m=O 4p 4p6

m=lm=-2m=-1

n=4 1= 2 m=O 4d 4dlO

m=lm=2m=-3m=-2m=-l

1=3 m=O 41 4/14

m=lm=2m=3

Eemple : La structure électronique du Carbone est ls2 2S2 2p2

La structure électronique du Chlore est : 1s22s 22 p 6 3s 23p 5

Remarque importante: On démontre que, lN FINE, la sous couche 4s se remplit avant la sous couche 3dLe Fer aura pour structure électronique: ls2 2S2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

I..fjLe tableau périodique des éléments.

Le tableau périodique des éléments a été établit par Mendéléïev. II organise l'esemble deséléments connus à ce jour.

Ce tableau est ainsi constitué:

-Les lignes: de gauche vers la droite, les éléments sont organisés suivant un ordre croissant du numéroatomique Z. Ces lignes sont dites des périodes.-Les colonnes :Elles sont constituées des éléments d'une même famille; Ce sont les éléments quipossèdent le même nombre d'électrons de valence. On montre que ces éléments ont alors les mêmespropriétés physico-chimiques.

Par exemple, les halogènes font partie de la colonne VII. Tous ces éléments possèdent 7électrons de valence ;Leur configuration électronique est en nsinp". Les gaz rares font partie de la

7

dernière colonne-la colonne VIII. Ils possèdent tous leurs dernières couches totalement remplies ( règlede l'octet).

Règle de l'octet: Au cours d'une réaction chimique, les éléments évoluent pour obtenir une structureélectronique plus stable que la leur: celle du gaz rare le plus proche.Pour cela, ces éléments peuventperdre ou gagner des électrons et se transformer en ions. A ce titre, les éléments des premières colonnesperdront des électrons et deviendront des cations. Les éléments des dernières colonnes gagneront desélectrons et deviendront des anions.

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8

Tableau Périodique des Éléments 1

1 NewlA Original

1

H 2

Hydr~id'lft lIA1.00;94

4

2 BeSirylliU'n'l9.012182:

12

3 MgMilgnislum24.:Well

20

4 CaC.lch:m"O.~;.s

38

5 SrSue.ntium37.t,z

56

6 BaBill'Yum137.-327

88

7 RaRadium(220)

Note: The subçroupnumbers 1-18 were aoœteeln 1984 by the InternationalUnion of Pure and ApplledChemisby. The names ofelements 112-118 are theLatin eQulvalents ofthosenumbers.

Métaux alcalins o Solide

B Liquide

Œ]G

18VillA

213 14 15 16 17 HeilIA IVA VA VIA VIlA Hélium

':.OO2eO'.2

Actinides

Métaux alcalino-terreux • Métaux pauvres

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82 63 84 2 85 2 86,

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Atomie masses ln parenlheses are Ihose Of the most stable or eommon Isotope.

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1.6 Théorie de la liaison de valence.

L'objectif de ce paragraphe est de déterminer comment les liaisons chimiques se constituent.Encore une fois, l'approche est assez simpliste car elle s'inscrit dans le cadre du programme du lycée. Lemodèle ondulatoire de la matière permettrait une approche plus effective, ce qui n'est pas l'objet de cecours.

Une première vision montre que la liaison chimique est soit covalente soit ionique. Lesliaison ioniques seront traitées dans le chapitre suivant (les solutions électrolytiques).

La théorie de la liaison de valence consiste à mettre en évidence la liaison chimique commeétant la mise en commun de deux électrons. Ces électrons qui sont pris pour fabriquer une liaisonproviennent de la dernière couche des atomes. Ils sont appelés les électrons de valence. Dans lesexemples cités précédemment, le carbone possède 4 électrons de valence alors que le Chlore en possède 7.

Lewis a proposé une théorie permettant, dans une approche première de déterminer lesélectrons qui sont disponibles à la formation de liaisons covalentes. Cette théorie est dite la théorie deLewis et elle donne naissance à la structure de Lewis des atomes et des molécules.

Cette théorie repose sur le principe que les électrons formant les liaisons covalentes doiventêtre disponibles. La détermination de la structure de Lewis des atomes permet de connaître les électronscélibataires. Ce sont eux qui seront aptes à former des liaisons chimiques covalentes.

Structure de Lewis des atomes:Attention: La théorie inhérente à la méthodologie suivante n'est pas du programme. Il faut doncconsidérer cela comme un procédé permettant de décrire les atomes.

Principe:

1/ Si la couche de valence possède moins de 4 électrons, les placer autour de l'atome de façon à ce qu'ilssoient célibataires. Il y a alors autant de liaisons covalentes que d'électrons célibataires.

Exemple: iH a pour structure de Lewis: H 1 liaison simple possible .. .13 Al pour structure électronique K2 L8M3 et a pour stucture de Lewis: Al-

AI peut donc former 3 liaisons covalentes au maximum.2/Si la couche de valence possède plus de 4 électrons, entourer l'atome de 4 éléctrons célibatairesprovenant de la couche de valence. Les autres électons à placer s'associeront en pairs avec les électronsprécédents. Les électrons célibataires restant formeront des liaisons simples ou doubles avec d'autresatomes.

Généralisation: Le principe précédent permet la détermination des structures de Lewis de moléculessimples, dont la cohésion est réalisée par l'intermédiaire de liaisons de valence ie :par la mise en communde deux électrons.Exemples: Déterminer les structures de Lewis des molécules suivantes:1/L'eau :H20

2/ L'ammoniac: NH3

3 / L'acide méthanoique C02H 2

4/ Le Chloro-méthane : CH3Cl

données: Z(H)=1. Z(C )=6 ; Z(N)=7 ; Z(O)=8; Z(CI)=1

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