Constitution et transformations de la matière

L'atome est la brique fondamentale de toute matière. Il est composé de deux parties principales :

• Le noyau : situé au centre de l'atome, il est extrêmement petit mais concentre la quasi-totalité de sa masse. Il est constitué de nucléons, eux-mêmes divisés en protons et neutrons.
• Le cortège électronique : ce sont des électrons qui gravitent autour du noyau. Ils sont beaucoup plus légers que les nucléons.

Un atome est électriquement neutre : il possède autant de protons (charges positives) que d'électrons (charges négatives). La charge élémentaire $e$ est la plus petite charge existante, environ $1,602 \times 10^{-19}$ C (Coulombs).

Concernant les dimensions :

• La taille d'un atome est de l'ordre de $10^{-10}$ m (0,1 nanomètre).
• La taille d'un noyau est de l'ordre de $10^{-15}$ m (1 femtomètre). Cela signifie que l'atome est majoritairement constitué de vide. Si un noyau était une tête d'épingle, l'atome aurait la taille d'un stade de football !

Pour caractériser un atome, on utilise deux nombres :

• Le numéro atomique (ou nombre de charge), noté Z : il représente le nombre de protons contenus dans le noyau de l'atome. C'est ce nombre qui définit l'identité chimique d'un élément. Par exemple, tout atome ayant $Z=6$ est un atome de carbone.
• Le nombre de masse, noté A : il représente le nombre total de nucléons (protons + neutrons) dans le noyau.

La notation symbolique d'un noyau est la suivante : $^A_Z X$ Où :

• $X$ est le symbole de l'élément chimique (par exemple, C pour Carbone, O pour Oxygène).
• $A$ est le nombre de masse.
• $Z$ est le numéro atomique.

À partir de cette notation, on peut déduire :

• Nombre de protons = $Z$
• Nombre d'électrons = $Z$ (pour un atome neutre)
• Nombre de neutrons = $A - Z$

Exemple : L'atome de carbone $^{12}_6 C$

• $Z=6$ : il y a 6 protons.
• $A=12$ : il y a 12 nucléons.
• Nombre de neutrons = $A - Z = 12 - 6 = 6$.
• Nombre d'électrons = 6 (car l'atome est neutre).

Les isotopes sont des atomes d'un même élément chimique (donc ayant le même numéro atomique Z) mais qui possèdent un nombre de neutrons différent (donc un nombre de masse A différent). Les isotopes ont les mêmes propriétés chimiques car ils ont le même nombre d'électrons (et donc la même configuration électronique). Leurs propriétés physiques peuvent varier légèrement (masse, stabilité nucléaire).

Exemples d'isotopes :

• Hydrogène :
  • Protium ($^1_1 H$) : 1 proton, 0 neutron. C'est l'isotope le plus courant.
  • Deutérium ($^2_1 H$) : 1 proton, 1 neutron. On le trouve dans l'eau lourde.
  • Tritium ($^3_1 H$) : 1 proton, 2 neutrons. Il est radioactif.
• Carbone :
  • Carbone 12 ($^{12}_6 C$) : 6 protons, 6 neutrons. C'est l'isotope de référence pour la masse atomique.
  • Carbone 13 ($^{13}_6 C$) : 6 protons, 7 neutrons.
  • Carbone 14 ($^{14}_6 C$) : 6 protons, 8 neutrons. Il est radioactif et utilisé pour la datation.

Les électrons ne gravitent pas de manière aléatoire autour du noyau. Ils sont organisés en couches électroniques (ou couches d'énergie), notées K, L, M, etc., par ordre croissant d'énergie et de distance au noyau. Chaque couche ne peut contenir qu'un nombre limité d'électrons :

• Couche K (n=1) : 2 électrons maximum
• Couche L (n=2) : 8 électrons maximum
• Couche M (n=3) : 18 électrons maximum (mais souvent remplie à 8 pour la stabilité des atomes légers)

La règle de remplissage des couches est la suivante : on remplit d'abord la couche d'énergie la plus basse (K), puis la suivante (L), et ainsi de suite. Les électrons de valence sont les électrons situés sur la dernière couche électronique occupée. Ce sont ces électrons qui sont impliqués dans les liaisons chimiques et qui déterminent les propriétés chimiques de l'atome.

Exemples de configurations électroniques :

• Hydrogène (Z=1) : $K^1$ (1 électron de valence)
• Hélium (Z=2) : $K^2$ (2 électrons de valence)
• Lithium (Z=3) : $K^2 L^1$ (1 électron de valence)
• Oxygène (Z=8) : $K^2 L^6$ (6 électrons de valence)
• Néon (Z=10) : $K^2 L^8$ (8 électrons de valence)

Les atomes cherchent à atteindre une configuration électronique stable, semblable à celle des gaz nobles (dernière colonne de la classification périodique). Cette stabilité est atteinte lorsque la dernière couche électronique est saturée.

• Règle du duet : Pour les atomes de petite taille (Z $\le$ 4), la stabilité est atteinte avec 2 électrons sur la couche K.
• Règle de l'octet : Pour les autres atomes, la stabilité est atteinte avec 8 électrons sur la dernière couche occupée (L, M, etc.).

Pour respecter ces règles, les atomes peuvent :

1. Gagner des électrons : ils deviennent des anions (ions chargés négativement).
   • Exemple : $O (K^2 L^6) + 2e^- \rightarrow O^{2-} (K^2 L^8)$.
2. Perdre des électrons : ils deviennent des cations (ions chargés positivement).
   • Exemple : $Na (K^2 L^8 M^1) \rightarrow Na^+ (K^2 L^8) + 1e^-$.
3. Mettre en commun des électrons avec d'autres atomes (formation de liaisons covalentes, voir plus loin).

La configuration électronique des ions suit la même logique : elle correspond à la configuration du gaz noble le plus proche.

• $Na^+$ a la même configuration électronique que le Néon ($K^2 L^8$).
• $Cl^-$ (Chlore, $Z=17, K^2 L^8 M^7$) a la même configuration électronique que l'Argon ($K^2 L^8 M^8$).

La classification périodique des éléments (ou tableau de Mendeleïev) est un outil fondamental en chimie. Elle organise tous les éléments connus en fonction de leurs propriétés chimiques.

• Organisation par numéro atomique Z croissant : Les éléments sont classés de gauche à droite et de haut en bas par leur Z.
• Périodes (lignes) : Chaque ligne horizontale représente une période. Le numéro de la période correspond au nombre de couches électroniques occupées par les électrons de l'atome.
• Groupes (colonnes) : Chaque colonne verticale représente un groupe (ou famille chimique). Les éléments d'un même groupe ont des propriétés chimiques similaires car ils possèdent le même nombre d'électrons de valence.

Propriétés des éléments par groupe :

• Groupe 1 (Métaux alcalins) : Li, Na, K... Possèdent 1 électron de valence. Très réactifs, ont tendance à perdre cet électron pour former des ions $X^+$.
• Groupe 2 (Métaux alcalino-terreux) : Be, Mg, Ca... Possèdent 2 électrons de valence. Réactifs, ont tendance à perdre ces deux électrons pour former des ions $X^{2+}$.
• Groupe 17 (Halogènes) : F, Cl, Br, I... Possèdent 7 électrons de valence. Très réactifs, ont tendance à gagner 1 électron pour former des ions $X^-$.
• Groupe 18 (Gaz nobles) : He, Ne, Ar, Kr... Possèdent 8 électrons de valence (ou 2 pour He). Leur dernière couche est saturée, ils sont donc très stables et peu réactifs. Ils servent de référence pour la stabilité des autres atomes.

La liaison covalente est le principal type de liaison qui unit les atomes au sein d'une molécule. Elle se forme lorsque deux atomes partagent une ou plusieurs paires d'électrons pour atteindre la stabilité (règle de l'octet ou du duet).

• Les électrons partagés forment un doublet liant.
• Les électrons de valence qui ne sont pas impliqués dans les liaisons restent sur l'atome sous forme de doublets non liants (ou doublets libres).

La formule de Lewis (ou schéma de Lewis) est une représentation qui montre les liaisons covalentes et les doublets non liants autour de chaque atome. Étapes pour établir une formule de Lewis :

1. Compter le nombre total d'électrons de valence de tous les atomes de la molécule.
2. Placer l'atome le moins électronégatif au centre (sauf H, jamais central).
3. Relier les atomes par des liaisons simples (un doublet liant = un trait).
4. Compléter les octets (ou duets pour H) des atomes périphériques avec des doublets non liants.
5. Compléter l'octet de l'atome central. Si des octets ne sont pas atteints, transformer des doublets non liants des atomes périphériques en doublets liants (liaisons multiples : doubles, triples).

Exemples :

• Dihydrogène ($H_2$) : H a 1 électron de valence. Total = 2. H-H. Chaque H a un duet.
• Méthane ($CH_4$) : C a 4 électrons de valence, H en a 1. Total = 4 + 4*1 = 8.

      H
      |
    H-C-H
      |
      H
  

  Chaque H a un duet, C a un octet.
• Eau ($H_2O$) : O a 6 électrons de valence, H en a 1. Total = 6 + 2*1 = 8.

    H-O-H
      ¨¨
  

  O a deux doublets liants et deux doublets non liants (octet). Chaque H a un duet.

L'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer à lui les électrons d'une liaison covalente. Elle augmente de gauche à droite et de bas en haut dans la classification périodique (le Fluor F est l'élément le plus électronégatif).

• Si deux atomes liés ont une électronégativité très différente, les électrons de la liaison sont plus attirés par l'atome le plus électronégatif. La liaison est dite polarisée. Une charge partielle négative ($\delta^-$) apparaît sur l'atome le plus électronégatif et une charge partielle positive ($\delta^+$) sur l'autre.
  • Exemple : Dans H-Cl, Cl est plus électronégatif que H. La liaison H-Cl est polarisée : $H^{\delta+}-Cl^{\delta-}$.
• Si les deux atomes ont la même électronégativité (liaison entre deux atomes identiques, ex: $O_2$) ou une électronégativité similaire, la liaison est dite apolaire.

Une molécule polaire est une molécule qui possède un dipôle électrique permanent. Cela se produit si :

1. Elle contient au moins une liaison polarisée.
2. La somme vectorielle des moments dipolaires de toutes les liaisons n'est pas nulle (la géométrie de la molécule est importante).

Une molécule apolaire n'a pas de dipôle électrique permanent. C'est le cas si toutes ses liaisons sont apolaires, ou si la symétrie de la molécule annule les moments dipolaires des liaisons polarisées. La polarité des molécules influence fortement leurs propriétés physiques, comme leur solubilité : "qui se ressemble s'assemble". Les molécules polaires se dissolvent bien dans les solvants polaires (comme l'eau), et les molécules apolaires dans les solvants apolaires.

Exemples :

• $H_2O$ (Eau) : Liaisons O-H polarisées. La molécule est coudée, donc les moments dipolaires ne s'annulent pas. L'eau est une molécule très polaire.
• $CO_2$ (Dioxyde de carbone) : Liaisons C=O polarisées. La molécule est linéaire, les deux moments dipolaires opposés s'annulent. Le $CO_2$ est une molécule apolaire.
• $CH_4$ (Méthane) : Liaisons C-H légèrement polarisées. La molécule est tétraédrique et très symétrique, les moments dipolaires s'annulent. Le $CH_4$ est une molécule apolaire.

La théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion, ou Répulsion des Paires d'Électrons de la Couche de Valence) permet de prédire la géométrie des molécules. Elle repose sur le principe que les doublets d'électrons (liants et non liants) autour de l'atome central se repoussent mutuellement et adoptent la disposition qui minimise ces répulsions.

Les doublets non liants ont une répulsion plus forte que les doublets liants, ce qui peut légèrement déformer les angles.

Formes géométriques simples :

L'influence de la géométrie sur les propriétés physiques est cruciale :

• Comme vu précédemment, elle détermine la polarité de la molécule.
• Elle affecte les interactions intermoléculaires (forces de van der Waals, liaisons hydrogène), qui à leur tour influencent les points de fusion, d'ébullition, et la solubilité.

Une transformation chimique (ou réaction chimique) est un processus au cours duquel des espèces chimiques (les réactifs) sont consommées pour former de nouvelles espèces chimiques (les produits). Au cours de cette transformation, les atomes ne sont ni créés ni détruits, ils sont simplement réarrangés.

Une équation de réaction modélise une transformation chimique. Elle s'écrit sous la forme : $aA + bB \rightarrow cC + dD$ Où :

• A, B sont les réactifs ; C, D sont les produits.
• a, b, c, d sont les coefficients stœchiométriques, des nombres entiers qui permettent d'équilibrer l'équation.

Deux principes fondamentaux régissent une réaction chimique :

1. Conservation des éléments (ou des atomes) : Il doit y avoir le même nombre d'atomes de chaque type de part et d'autre de la flèche.
2. Conservation de la charge électrique : La somme des charges électriques des réactifs doit être égale à la somme des charges électriques des produits.

L'équilibrage des équations (détermination des coefficients stœchiométriques) se fait par tâtonnement, en s'assurant que les deux principes de conservation sont respectés.

Exemples d'équilibrage :

• Combustion du méthane : $CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$

  • C : 1 à gauche, 1 à droite (ok)
  • H : 4 à gauche, 2 à droite $\rightarrow$ il faut 2 $H_2O$. Équation devient : $CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$
  • O : 2 à gauche, 2 (dans $CO_2$) + 2 (dans $2H_2O$) = 4 à droite $\rightarrow$ il faut 2 $O_2$.
  • Équation équilibrée : $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$

• Combustion de l'éthanol : $C_2H_6O + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$

  • C : 2 à gauche, 1 à droite $\rightarrow$ 2 $CO_2$. ($C_2H_6O + O_2 \rightarrow 2CO_2 + H_2O$)
  • H : 6 à gauche, 2 à droite $\rightarrow$ 3 $H_2O$. ($C_2H_6O + O_2 \rightarrow 2CO_2 + 3H_2O$)
  • O : 1 + 2 (dans $O_2$) = 3 à gauche. 22 (dans $2CO_2$) + 31 (dans $3H_2O$) = 4 + 3 = 7 à droite. Il faut 6 oxygènes supplémentaires à gauche. On a déjà 1 oxygène dans $C_2H_6O$, il faut donc 6 oxygènes dans $O_2$, soit 3 $O_2$.
  • Équation équilibrée : $C_2H_6O + 3O_2 \rightarrow 2CO_2 + 3H_2O$

La mole est l'unité de quantité de matière dans le Système International. Elle représente un "paquet" d'entités chimiques (atomes, molécules, ions). Une mole contient un nombre fixe d'entités, appelé constante d'Avogadro, notée $N_A$. $N_A \approx 6,022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1}$ Cela signifie qu'une mole de n'importe quelle substance contient $6,022 \times 10^{23}$ entités de cette substance.

La quantité de matière $n$ (en moles, mol) est liée au nombre d'entités $N$ par la relation : $n = \frac{N}{N_A}$

La masse molaire (M) est la masse d'une mole d'une substance. Elle s'exprime en grammes par mole ($g \cdot mol^{-1}$).

• Masse molaire atomique : Pour un atome, sa masse molaire est numériquement égale à sa masse atomique relative (que l'on trouve dans le tableau périodique) exprimée en g/mol.
  • Exemple : La masse atomique du carbone est 12,01 u.m.a. Sa masse molaire est $M(C) = 12,01 \text{ g/mol}$.
• Masse molaire moléculaire : Pour une molécule, c'est la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes qui la composent.
  • Exemple : Pour l'eau $H_2O$ $M(H) \approx 1,01 \text{ g/mol}$ $M(O) \approx 16,00 \text{ g/mol}$ $M(H_2O) = 2 \times M(H) + M(O) = 2 \times 1,01 + 16,00 = 18,02 \text{ g/mol}$.

La quantité de matière $n$ (en mol) est liée à la masse $m$ (en g) et à la masse molaire $M$ (en g/mol) par la relation : $n = \frac{m}{M}$ Ce qui implique : $m = n \times M$ et $M = \frac{m}{n}$. Ces relations sont fondamentales pour tous les calculs stœchiométriques.

La concentration exprime la quantité de soluté dissoute dans un certain volume de solution.

• Concentration molaire (C) : C'est la quantité de matière de soluté (en mol) par litre de solution (en L). $C = \frac{n_{soluté}}{V_{solution}}$ L'unité est la mole par litre ($mol \cdot L^{-1}$).

• Concentration massique ($C_m$) : C'est la masse de soluté (en g) par litre de solution (en L). $C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$ L'unité est le gramme par litre ($g \cdot L^{-1}$).

Relations entre C, $C_m$, n, m, V : On peut relier la concentration molaire et la concentration massique en utilisant la masse molaire $M$ : Comme $n = \frac{m}{M}$, on peut remplacer $n$ dans l'expression de C : $C = \frac{m_{soluté}/M_{soluté}}{V_{solution}} = \frac{m_{soluté}}{V_{solution} \times M_{soluté}}$ Et comme $C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$, on obtient : $C = \frac{C_m}{M} \quad \text{ou} \quad C_m = C \times M$

Exemple : Une solution contient 11,7 g de chlorure de sodium (NaCl) dans 500 mL d'eau. $M(Na) = 23,0 \text{ g/mol}$, $M(Cl) = 35,5 \text{ g/mol}$. $M(NaCl) = 23,0 + 35,5 = 58,5 \text{ g/mol}$. $m_{soluté} = 11,7 \text{ g}$. $V_{solution} = 500 \text{ mL} = 0,500 \text{ L}$.

1. Calcul de la concentration massique $C_m$ : $C_m = \frac{11,7 \text{ g}}{0,500 \text{ L}} = 23,4 \text{ g/L}$.

2. Calcul de la quantité de matière $n$ de NaCl : $n = \frac{m}{M} = \frac{11,7 \text{ g}}{58,5 \text{ g/mol}} = 0,200 \text{ mol}$.

3. Calcul de la concentration molaire C : $C = \frac{n}{V} = \frac{0,200 \text{ mol}}{0,500 \text{ L}} = 0,400 \text{ mol/L}$. On peut vérifier avec $C = \frac{C_m}{M} = \frac{23,4 \text{ g/L}}{58,5 \text{ g/mol}} = 0,400 \text{ mol/L}$.

Le tableau d'avancement est un outil essentiel pour suivre l'évolution des quantités de matière des réactifs et des produits au cours d'une réaction chimique. Il permet de visualiser l'état du système à différents moments.

Considérons une réaction générique : $aA + bB \rightarrow cC + dD$

• État initial ($x=0$) : C'est le début de la réaction. On y inscrit les quantités de matière initiales des réactifs et des produits.
• État intermédiaire ($x$) : C'est un état quelconque pendant la réaction. L'avancement $x$ (en mol) représente la quantité de matière des réactifs consommée ou des produits formée par coefficient stœchiométrique unitaire.
• État final ($x_{max}$) : C'est la fin de la réaction, lorsque l'un des réactifs est totalement consommé.

L'avancement $x$ est une grandeur qui augmente de 0 à une valeur maximale $x_{max}$ au cours de la réaction.

Le réactif limitant est le réactif qui est entièrement consommé lorsque la réaction s'arrête. C'est lui qui détermine la quantité maximale de produits que l'on peut obtenir. L'avancement maximal ($x_{max}$) est la valeur maximale que peut prendre l'avancement $x$. Elle est déterminée par le réactif limitant.

Pour déterminer le réactif limitant et $x_{max}$ :

1. On suppose que chaque réactif est le réactif limitant.
2. Pour chaque réactif, on calcule l'avancement maximal $x_{max}$ correspondant en supposant qu'il est entièrement consommé.
   • Si A est limitant : $n_{A,0} - ax_{max} = 0 \Rightarrow x_{max} = \frac{n_{A,0}}{a}$
   • Si B est limitant : $n_{B,0} - bx_{max} = 0 \Rightarrow x_{max} = \frac{n_{B,0}}{b}$
3. La plus petite de ces valeurs de $x_{max}$ est l'avancement maximal réel de la réaction. Le réactif qui correspond à cette plus petite valeur est le réactif limitant.

Exemple : On mélange 0,10 mol de $CH_4$ et 0,30 mol de $O_2$ pour la combustion : $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$.

1. Si $CH_4$ est limitant : $0,10 - 1 \times x_{max} = 0 \Rightarrow x_{max} = 0,10 \text{ mol}$.
2. Si $O_2$ est limitant : $0,30 - 2 \times x_{max} = 0 \Rightarrow x_{max} = \frac{0,30}{2} = 0,15 \text{ mol}$.

La plus petite valeur est $0,10 \text{ mol}$. Donc :

• ==$x_{max} = 0,10 \text{ mol}$
• Le réactif limitant est le $CH_4$==.

Quantités de matière à l'état final : On utilise $x_{max}$ dans la ligne "Final" du tableau d'avancement :

• $n_{final}(CH_4) = n_{initial}(CH_4) - 1 \times x_{max} = 0,10 - 1 \times 0,10 = 0 \text{ mol}$ (confirmé, il est limitant)
• $n_{final}(O_2) = n_{initial}(O_2) - 2 \times x_{max} = 0,30 - 2 \times 0,10 = 0,30 - 0,20 = 0,10 \text{ mol}$ (il reste de l'oxygène)
• $n_{final}(CO_2) = n_{initial}(CO_2) + 1 \times x_{max} = 0 + 1 \times 0,10 = 0,10 \text{ mol}$
• $n_{final}(H_2O) = n_{initial}(H_2O) + 2 \times x_{max} = 0 + 2 \times 0,10 = 0,20 \text{ mol}$

Le rendement (ou taux de conversion) d'une réaction chimique compare la quantité de produit réellement obtenue expérimentalement à la quantité maximale théoriquement attendue. Il est souvent exprimé en pourcentage.

Le rendement $\eta$ (lettre grecque "êta") est calculé par la formule : $\eta = \frac{n_{produit, \text{obtenue}}}{n_{produit, \text{maximale}}} \times 100$ Ou, si on travaille avec des masses : $\eta = \frac{m_{produit, \text{obtenue}}}{m_{produit, \text{maximale}}} \times 100$

• Quantité de produit attendue (théorique) : C'est la quantité de produit calculée à partir du tableau d'avancement en utilisant $x_{max}$. C'est la quantité maximale que l'on pourrait obtenir si la réaction était parfaite et complète.
• Quantité de produit obtenue (expérimentale) : C'est la quantité de produit mesurée en laboratoire après la réaction.

Le rendement est toujours inférieur ou égal à 100%. Un rendement de 100% signifie que la réaction a été totale et qu'aucune perte n'a eu lieu. En pratique, le rendement est souvent inférieur à 100% à cause de :

• Réactions secondaires (formation d'autres produits non désirés).
• Réactions incomplètes (l'équilibre n'est pas atteint ou la cinétique est lente).
• Pertes lors de la récupération et purification du produit.

Exemple : Dans l'exemple précédent, on s'attendait à obtenir 0,10 mol de $CO_2$. Si expérimentalement on obtient 0,08 mol de $CO_2$. $\eta = \frac{0,08 \text{ mol}}{0,10 \text{ mol}} \times 100 = 80\%$ Le rendement de la réaction est de 80%.