La matière à l'échelle microscopique

La matière qui nous entoure existe sous différentes formes appelées états de la matière. Ces états se distinguent par leurs propriétés macroscopiques (observables à notre échelle) et leur organisation microscopique.

Les trois états fondamentaux sont :

• Solide :

  • Propriétés macroscopiques : Possède une forme propre et un volume propre. Est difficilement compressible.
  • Modèle particulaire : Les particules (atomes, molécules ou ions) sont fortement liées entre elles et sont rangées de manière ordonnée (pour les solides cristallins) ou désordonnée (pour les solides amorphes). Elles vibrent autour de positions fixes.
  • Exemple : un glaçon.

• Liquide :

  • Propriétés macroscopiques : N'a pas de forme propre (prend la forme du récipient) mais possède un volume propre. Est difficilement compressible.
  • Modèle particulaire : Les particules sont moins liées que dans un solide. Elles sont désordonnées et peuvent glisser les unes sur les autres, ce qui explique la fluidité.
  • Exemple : l'eau liquide.

• Gazeux :

  • Propriétés macroscopiques : N'a ni forme propre ni volume propre (occupe tout le volume disponible). Est facilement compressible et expansible.
  • Modèle particulaire : Les particules sont très éloignées les unes des autres et très agitées. Elles se déplacent de manière désordonnée et aléatoire, interagissant très peu.
  • Exemple : la vapeur d'eau.

Le modèle particulaire est une représentation simplifiée qui nous aide à comprendre le comportement de la matière à l'échelle microscopique.

Toute la matière est constituée d'atomes. L'atome est la plus petite entité d'un élément chimique qui conserve les propriétés de cet élément.

Le modèle de l'atome a évolué au cours du temps. Le modèle actuel, souvent appelé modèle planétaire ou de Rutherford-Bohr, décrit l'atome comme étant composé de :

• Un noyau central : Il est très petit, dense et chargé positivement. Il concentre presque toute la masse de l'atome.
• Des électrons : Ils sont chargés négativement et gravitent autour du noyau sur des "couches" ou "orbitales" électroniques.

L'atome est électriquement neutre : il y a autant de charges positives (dans le noyau) que de charges négatives (des électrons).

Les dimensions de l'atome sont extrêmement petites :

• Le diamètre d'un atome est de l'ordre de $10^{-10}$ mètres (0,1 nanomètre).
• Le diamètre du noyau est environ $10^5$ fois plus petit, de l'ordre de $10^{-15}$ mètres. L'atome est donc principalement constitué de vide.

Le noyau et les électrons sont eux-mêmes constitués de particules subatomiques :

• Les protons et les neutrons sont collectivement appelés nucléons.
• La charge électrique d'un proton est $e = 1,602 \times 10^{-19}$ Coulombs (C). C'est la charge élémentaire.
• La charge d'un électron est $-e$.
• La masse d'un nucléon est d'environ $1,67 \times 10^{-27}$ kg. La masse d'un électron est négligeable par rapport à celle des nucléons. La masse de l'atome est donc quasi-intégralement concentrée dans son noyau.

Chaque atome est caractérisé par deux nombres importants :

• Le numéro atomique (ou nombre de charge), noté Z :

  • Il représente le nombre de protons présents dans le noyau de l'atome.
  • Comme l'atome est neutre, Z est aussi égal au nombre d'électrons dans un atome neutre.
  • C'est le numéro atomique Z qui identifie un élément chimique. Deux atomes ayant le même Z appartiennent au même élément chimique.

• Le nombre de masse, noté A :

  • Il représente le nombre total de nucléons (protons + neutrons) dans le noyau de l'atome.
  • Donc, $A = Z + \text{nombre de neutrons}$. On peut en déduire que le nombre de neutrons = $A - Z$.

La représentation symbolique d'un noyau atomique est la suivante : ${}_Z^A X$ Où X est le symbole de l'élément chimique.

Exemple : Le carbone 12 est représenté par ${}_{6}^{12} C$.

• Z = 6 : Il y a 6 protons.
• A = 12 : Il y a 12 nucléons.
• Nombre de neutrons = $A - Z = 12 - 6 = 6$.
• Dans un atome neutre de carbone, il y a aussi 6 électrons.

Les isotopes sont des atomes d'un même élément chimique (donc ayant le même nombre de protons Z) mais qui possèdent un nombre différent de neutrons (donc un nombre de masse A différent).

• Définition des isotopes : Même Z, A différent.
• Propriétés : Les isotopes ont les mêmes propriétés chimiques (car le nombre d'électrons est le même), mais des propriétés physiques (masse, stabilité nucléaire) légèrement différentes.

Exemples d'isotopes :

• L'hydrogène a trois isotopes :

  • Hydrogène-1 (Protium) : ${}_1^1 H$ (1 proton, 0 neutron)
  • Hydrogène-2 (Deutérium) : ${}_1^2 H$ (1 proton, 1 neutron)
  • Hydrogène-3 (Tritium) : ${}_1^3 H$ (1 proton, 2 neutrons)

• Le chlore :

  • Chlore-35 : ${}_{17}^{35} Cl$ (17 protons, 18 neutrons)
  • Chlore-37 : ${}_{17}^{37} Cl$ (17 protons, 20 neutrons)

La masse atomique moyenne d'un élément (celle qui figure dans le tableau périodique) est une moyenne pondérée des masses de ses isotopes, en tenant compte de leur abondance naturelle. C'est pourquoi la masse atomique de la plupart des éléments n'est pas un nombre entier.

Le tableau périodique des éléments est un outil fondamental en chimie qui classe tous les éléments chimiques connus en fonction de leur numéro atomique Z.

• Organisation du tableau :

  • Les éléments sont rangés par numéro atomique Z croissant, de gauche à droite et de haut en bas.
  • Les lignes horizontales sont appelées périodes. Le numéro de la période indique le nombre de couches électroniques occupées par les électrons de l'atome. (En Seconde, on se limite aux 3 premières périodes).
  • Les colonnes verticales sont appelées familles ou groupes. Les éléments d'une même famille ont des propriétés chimiques similaires car ils possèdent le même nombre d'électrons sur leur couche externe (électrons de valence).

• Quelques familles importantes :

  • Alcalins (Groupe 1, sauf l'hydrogène) : très réactifs, forment des ions $M^+$. Ex : Lithium (Li), Sodium (Na).
  • Alcalino-terreux (Groupe 2) : réactifs, forment des ions $M^{2+}$. Ex : Magnésium (Mg), Calcium (Ca).
  • Halogènes (Groupe 17) : très réactifs, forment des ions $X^-$. Ex : Fluor (F), Chlore (Cl).
  • Gaz nobles (Groupe 18) : très peu réactifs (stables), leur couche externe est saturée. Ex : Hélium (He), Néon (Ne), Argon (Ar).

Le tableau périodique permet de prévoir les propriétés des éléments et leur comportement chimique.

Un ion monoatomique est un atome qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Il n'est donc plus électriquement neutre.

• Formation des ions :

  • Un atome qui perd des électrons devient un ion chargé positivement, appelé cation. Ex : $Na \rightarrow Na^+ + e^-$.
  • Un atome qui gagne des électrons devient un ion chargé négativement, appelé anion. Ex : $Cl + e^- \rightarrow Cl^-$.

• Règle de l'octet (ou du duet pour les petits atomes) :

  • Les atomes tendent à acquérir la configuration électronique des gaz nobles, c'est-à-dire à avoir leur couche externe saturée.
  • Pour les atomes des 2ème et 3ème périodes, cela signifie avoir 8 électrons sur leur couche externe (règle de l'octet).
  • Pour les atomes de la 1ère période (H, He), cela signifie avoir 2 électrons sur leur couche externe (règle du duet).
  • C'est pour atteindre cette stabilité que les atomes perdent ou gagnent des électrons pour former des ions.

Exemples :

• Le sodium (Na, Z=11) a 1 électron de valence. Il perd cet électron pour former $Na^+$ (configuration du Néon).
• Le chlore (Cl, Z=17) a 7 électrons de valence. Il gagne 1 électron pour former $Cl^-$ (configuration de l'Argon).
• L'oxygène (O, Z=8) a 6 électrons de valence. Il gagne 2 électrons pour former $O^{2-}$.

Une molécule est un ensemble d'au moins deux atomes liés chimiquement entre eux. Ces atomes peuvent être identiques (ex: $O_2$) ou différents (ex: $H_2O$).

• Atomes liés : Les atomes s'associent pour atteindre une plus grande stabilité, généralement en respectant la règle de l'octet ou du duet.
• Formule brute : Elle indique la nature et le nombre de chaque type d'atome dans la molécule. Ex : $H_2O$ pour l'eau (2 atomes d'hydrogène et 1 atome d'oxygène), $CH_4$ pour le méthane.
• Représentation de Lewis : C'est une représentation qui montre les électrons de valence des atomes et comment ils sont partagés ou non.
  • Les électrons de valence sont représentés par des points autour du symbole de l'atome.
  • Les liaisons covalentes sont représentées par des tirets.
  • Les doublets non-liants (électrons de valence non engagés dans une liaison) sont représentés par des paires de points ou des tirets autour de l'atome.

Exemple de Lewis pour l'eau ($H_2O$) : L'oxygène a 6 électrons de valence. Chaque hydrogène a 1 électron de valence. L'oxygène forme 2 liaisons avec 2 hydrogènes et possède 2 doublets non-liants. $H-\underset{..}{\overset{..}{O}}-H$

La liaison covalente est le type de liaison chimique le plus courant dans les molécules. Elle est formée par le partage d'une ou plusieurs paires d'électrons entre deux atomes.

• Mise en commun d'électrons : Chaque atome apporte un électron à la liaison, formant un doublet liant. Ce doublet est partagé par les deux atomes, ce qui leur permet d'atteindre la configuration électronique stable d'un gaz noble.

• Doublets liants et non-liants :

  • Un doublet liant est une paire d'électrons partagée entre deux atomes, formant une liaison. Il est représenté par un tiret.
  • Un doublet non-liant (ou doublet libre) est une paire d'électrons de valence qui appartient à un seul atome et n'est pas engagée dans une liaison. Il est représenté par deux points ou un tiret sur l'atome.

• Stabilité des molécules : La formation de liaisons covalentes permet aux atomes d'acquérir une structure stable en complétant leur couche de valence (règle de l'octet ou du duet).

  • Une liaison simple = 1 doublet liant.
  • Une liaison double = 2 doublets liants (partage de 4 électrons).
  • Une liaison triple = 3 doublets liants (partage de 6 électrons).

Exemples :

• $H_2$ : $H-H$ (1 doublet liant)
• $O_2$ : $\underset{..}{O}=\underset{..}{O}$ (2 doublets liants, 2 doublets non-liants sur chaque O)
• $N_2$ : $:N \equiv N:$ (3 doublets liants, 1 doublet non-liant sur chaque N)
• $CH_4$ : Le carbone forme 4 liaisons simples avec 4 atomes d'hydrogène.

La géométrie des molécules est cruciale car elle influence leurs propriétés physiques et chimiques. Elle est déterminée par la répulsion entre les doublets d'électrons (liants et non-liants) autour de l'atome central.

Le modèle VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion, en français : Répulsion des Paires d'Électrons de la Couche de Valence) est un modèle qualitatif qui permet de prédire la géométrie des molécules. L'idée est que les doublets d'électrons (liants et non-liants) se repoussent et se placent le plus loin possible les uns des autres.

Quelques géométries courantes :

• Molécule linéaire : Lorsque l'atome central n'a pas de doublets non-liants et est lié à deux autres atomes. L'angle entre les liaisons est de 180°.

  • ==Exemple : $CO_2$ ($O=C=O$).

• Molécule triangulaire plane : Lorsque l'atome central n'a pas de doublets non-liants et est lié à trois autres atomes. L'angle entre les liaisons est de 120°.

  • Exemple : $BF_3$.

• Molécule tétraédrique : Lorsque l'atome central n'a pas de doublets non-liants et est lié à quatre autres atomes. L'angle entre les liaisons est d'environ 109,5°.

  • Exemple : $CH_4$ (méthane).

• Molécule pyramidale : Lorsque l'atome central est lié à trois autres atomes et possède un doublet non-liant. Le doublet non-liant repousse les liaisons, réduisant l'angle par rapport au tétraèdre.

  • Exemple : $NH_3$ (ammoniac), angle d'environ 107°.

• Molécule coudée : Lorsque l'atome central est lié à deux autres atomes et possède deux doublets non-liants. Les deux doublets non-liants repoussent fortement les liaisons.

  • Exemple : $H_2O$ (eau), angle d'environ 104,5°.==

La représentation de Cram est utilisée pour visualiser la géométrie 3D des molécules :

• Trait plein : liaison dans le plan de la feuille.
• Trait en forme de coin plein : liaison qui sort vers l'avant de la feuille.
• Trait en pointillé ou en coin hachuré : liaison qui part vers l'arrière de la feuille.

À l'échelle microscopique, les atomes et les molécules sont en nombre astronomique. Pour travailler avec des quantités mesurables à notre échelle, les chimistes ont introduit la notion de mole.

• Définition de la mole : La mole (symbole mol) est l'unité de quantité de matière du Système International. Une mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires (atomes, molécules, ions, etc.) qu'il y a d'atomes dans 12 grammes de carbone 12 (${}_{6}^{12} C$).

• Constante d'Avogadro ($N_A$) : C'est le nombre d'entités élémentaires contenues dans une mole.

  • $N_A \approx 6,022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1}$
  • Une mole de n'importe quelle substance contient $6,022 \times 10^{23}$ entités de cette substance.

• Calcul de quantité de matière : Si N est le nombre d'entités et n est la quantité de matière en moles, alors : $n = \frac{N}{N_A}$ ou $N = n \times N_A$

Exemple : Combien de molécules d'eau y a-t-il dans 0,5 mol d'eau ? $N = 0,5 \text{ mol} \times 6,022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1} = 3,011 \times 10^{23}$ molécules d'eau.

• Masse molaire atomique (M) : C'est la masse d'une mole d'atomes d'un élément donné. Elle s'exprime en grammes par mole (g/mol).

  • La valeur numérique de la masse molaire atomique d'un élément est égale à sa masse atomique relative (celle du tableau périodique), mais exprimée en g/mol.
  • Exemple : La masse molaire atomique du carbone est $M(C) = 12,01 \text{ g/mol}$.

• Masse molaire moléculaire : C'est la masse d'une mole de molécules. Elle est égale à la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes constituant la molécule. Elle s'exprime aussi en g/mol.

• Calcul de masse molaire moléculaire : Pour une molécule de formule $A_x B_y C_z$, sa masse molaire moléculaire est : $M(A_x B_y C_z) = x \times M(A) + y \times M(B) + z \times M(C)$

Exemple : Calculer la masse molaire de l'eau ($H_2O$). On donne : $M(H) = 1,0 \text{ g/mol}$ et $M(O) = 16,0 \text{ g/mol}$. $M(H_2O) = 2 \times M(H) + 1 \times M(O) = 2 \times 1,0 + 1 \times 16,0 = 2,0 + 16,0 = 18,0 \text{ g/mol}$. Une mole d'eau pèse donc 18,0 grammes.

Ces trois grandeurs sont liées par des formules essentielles en chimie :

• Relation entre masse (m) et quantité de matière (n) : La masse (m) d'un échantillon (en grammes) est liée à sa quantité de matière (n en moles) et à sa masse molaire (M en g/mol) par la formule : $m = n \times M$ On peut en déduire : $n = \frac{m}{M}$ $M = \frac{m}{n}$ C'est la formule la plus utilisée pour passer de la masse à la quantité de matière.

• Relation entre nombre d'entités (N) et quantité de matière (n) : Comme vu précédemment : $N = n \times N_A$ ou $n = \frac{N}{N_A}$

• Applications numériques : Ces formules permettent de résoudre de nombreux problèmes en chimie, comme :

  1. Calculer la quantité de matière d'une masse donnée de substance.
  2. Calculer la masse d'une certaine quantité de matière.
  3. Calculer le nombre d'atomes ou de molécules dans un échantillon.

Exemple : Quelle est la quantité de matière dans 90 g d'eau ? $M(H_2O) = 18,0 \text{ g/mol}$ (calculé précédemment). $n = \frac{m}{M} = \frac{90 \text{ g}}{18,0 \text{ g/mol}} = 5 \text{ mol}$.

Une solution est un mélange homogène de plusieurs substances. Elle est constituée d'un soluté (ou plusieurs) dissous dans un solvant.

• Soluté : Substance qui est dissoute. Il peut être solide, liquide ou gazeux.

• Solvant : Substance majoritaire qui dissout le soluté. Le solvant le plus courant est l'eau, on parle alors de solution aqueuse.

• Dissolution : Processus par lequel un soluté se disperse de manière homogène dans un solvant.

• Dissolution d'un solide ionique (ex: sel de table, NaCl) : Lorsque le sel est mis dans l'eau, les ions $Na^+$ et $Cl^-$ qui le composent se séparent et sont entourés par les molécules d'eau. On dit qu'ils sont hydratés. L'équation de dissolution est : $NaCl_{(s)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$ Le $(aq)$ signifie "aqueux", c'est-à-dire dissous dans l'eau.

• Dissolution d'un liquide (ex: éthanol dans l'eau) : Les molécules du liquide se dispersent entre les molécules du solvant. Il n'y a pas de formation d'ions. $C_2H_6O_{(l)} \rightarrow C_2H_6O_{(aq)}$

La concentration en masse (anciennement appelée titre massique), notée $C_m$, indique la masse de soluté dissoute par litre de solution.

• Définition $C_m$ : C'est le rapport de la masse de soluté ($m_{soluté}$) sur le volume de la solution ($V_{solution}$). $C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$

• Unités : La masse de soluté est généralement en grammes (g) et le volume de solution en litres (L). L'unité de la concentration en masse est donc le gramme par litre (g/L).

• Calcul de $C_m$ : Exemple : On dissout 5,0 g de sucre dans de l'eau pour obtenir 200 mL de solution. $m_{sucre} = 5,0 \text{ g}$ $V_{solution} = 200 \text{ mL} = 0,200 \text{ L}$ $C_m = \frac{5,0 \text{ g}}{0,200 \text{ L}} = 25 \text{ g/L}$.

La concentration molaire (aussi appelée molarité), notée $C$, indique la quantité de matière de soluté dissoute par litre de solution.

• Définition C : C'est le rapport de la quantité de matière de soluté ($n_{soluté}$) sur le volume de la solution ($V_{solution}$). $C = \frac{n_{soluté}}{V_{solution}}$

• Unités : La quantité de matière de soluté est en moles (mol) et le volume de solution en litres (L). L'unité de la concentration molaire est donc le mole par litre (mol/L).

• Relation entre $C_m$ et $C$ : On sait que $n = \frac{m}{M}$. En remplaçant n dans la formule de C : $C = \frac{m_{soluté}/M_{soluté}}{V_{solution}} = \frac{1}{M_{soluté}} \times \frac{m_{soluté}}{V_{solution}} = \frac{C_m}{M_{soluté}}$ Donc : $C_m = C \times M_{soluté}$ Cette relation permet de passer facilement d'une concentration à l'autre.

• Calcul de C : Exemple : Reprenons l'exemple du sucre. Si le sucre est du saccharose ($C_{12}H_{22}O_{11}$), $M_{saccharose} = 342,3 \text{ g/mol}$. $C_m = 25 \text{ g/L}$. $C = \frac{25 \text{ g/L}}{342,3 \text{ g/mol}} \approx 0,073 \text{ mol/L}$.

La préparation de solutions est une manipulation courante en chimie.

• Protocole de dissolution (pour préparer une solution de concentration donnée à partir d'un solide) :

  1. Calculer la masse de soluté à peser en utilisant $m = C \times V_{solution} \times M_{soluté}$.
  2. Peser précisément cette masse de solide à l'aide d'une balance.
  3. Introduire le solide dans une fiole jaugée (volume de solution final précis).
  4. Ajouter un peu de solvant (eau distillée) et agiter pour dissoudre le solide.
  5. Compléter la fiole jaugée avec le solvant jusqu'au trait de jauge.
  6. Boucher et homogénéiser la solution par retournements.

• Protocole de dilution (pour préparer une solution moins concentrée à partir d'une solution mère plus concentrée) : La dilution est le fait d'ajouter du solvant à une solution mère pour obtenir une solution fille moins concentrée. La quantité de matière de soluté reste la même. $n_{mère} = n_{fille}$ $C_{mère} \times V_{mère} = C_{fille} \times V_{fille}$

  Le facteur de dilution (F) est le rapport de la concentration mère sur la concentration fille, ou du volume fille sur le volume mère : $F = \frac{C_{mère}}{C_{fille}} = \frac{V_{fille}}{V_{mère}}$

  1. Calculer le volume de solution mère à prélever ($V_{mère} = \frac{C_{fille} \times V_{fille}}{C_{mère}}$).
  2. Prélever précisément ce volume de solution mère à l'aide d'une pipette jaugée.
  3. Introduire le volume prélevé dans une fiole jaugée du volume souhaité pour la solution fille.
  4. Compléter la fiole jaugée avec du solvant (eau distillée) jusqu'au trait de jauge.
  5. Boucher et homogénéiser la solution par retournements. La dilution permet d'obtenir des solutions de concentrations variées à partir d'une seule solution de départ.