CHM1711 - Notes Modules 1-5 PDF

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Ne comprend pas les exemples, uniquement la théorie...

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University of Ottawa Fall Semester 202020 Teacher: Alain St-Amant Email: [email protected]

CHM1711 PRINCIPES DE CHIMIE ___

Module 1 - Introduction  La chimie Chimie: Science qui étudie la structure de la matière et ses transformations Matière: Tout ce qui occupe un espace et qui a une masse ●

Substance pure: substance avec une composition fixe constante et des propriétés distinctes (ex. eau) ○

Éléments: unités de base de toute substance chimique, composées de nucléons et d’électrons et ne pouvant pas être réduit en substance plus simple

○ ●

Composés: Combinaison précise d’au moins deux éléments.

Mélange: Combinaison de deux ou plusieurs substances pures dans laquelle chaque substance garde son identité propre ○

Mélange homogène: Mélange où les substances la composant sont visuellement non-distinguables l’un de l’autre

○

Mélange hétérogène: Contraire du mélange homogène, mélange où les substances la composant sont visuellement distinguables l’un de l’autre

Propriétés: Caractéristiques d’une substance ●

Propriétés physiques: Peuvent être observées sans avoir à détruire la composition de la substance, tels que les points de fusion ou d’ébullition

●

Propriétés chimiques: Caractéristiques qui sont observées lors de réactions chimiques, tels que la combustion

●

Propriétés intensives: Propriété indépendante de la quantité de substance disponible, tels que la masse volumique

●

Propriétés extensives: Propriété dépendante de la quantité de substance disponibles, tels que la masse et le volume

Notation scientifique: Les grands nombres sont exprimés en notation scientifique (p. Ex. 6.022 × 1023 pour le nombre d’Avogadro). L’opération est faite en comptant tous les chiffres  suivant la décimale dans l’exposant. Chiffres significatifs: ●

Aucun zéro à la gauche du premier chiffre n’est significatif

●

Les zéros à la droite du chiffre sont significatifs

●

Lors des opérations d’addition et de soustraction, la réponse sera arrondie à la même décimale que le facteur le plus arrondi (p. Ex. 0.643 + 11.0600 + 5.23 = 16.93 et non 16.933 car 5.23 est arrondi à 2 décimales)

●

Lors des opérations de multiplication et de division, la réponse aurait le même nombre de chiffres significatifs que le facteur en ayant le moins (ex. 10.05 x 7.4 = 74 car il y a 2 nombres significatifs dans 7.4)

Les mesures Termes de mesures selon le Système International (SI) ●

Distance: mètre (m)

●

Masse: kilogramme (kg) **en chimie la masse est exprimée en grammes (g) et le volume en litres (L)

●

Temps: secondes (s)

●

Température: degré Kelvin (K)

●

Quantité: mole (mol)

●

Intensité du courant électrique: ampère (A)

●

Intensité lumineuse: candela (cd)

Préfixes: Préfixe

Nanomètre Micromètre Millimètre Centimètre Décimètre Mètre 

Valeur

10-9  

10-6  

10-3  

10-2  

10-1  

100 



Symbole nm

µm

mm

cm

dm

m



 Préfixe

Décamètre Hectomètre Kilomètre

Mégamètre Gigamètre Téramètre

Valeur

101 

106 

102 

103 

109 

1012  

Symbole dam

hm

km

Mm

Gm

Tm

 Masse et poids ●

Masse: Mesure de la quantité de matière qui constitue un objet

●

Poids: Force que la gravité exerce sur un objet (9,81 N par Kg)

Volume: Longueur au cube (m3) ●

1 m3 = 1 000 000 cm3 

Masse volumique: Grandeur intensive mesurée en kg/m3 selon le SI mais sera mesuré en g/cm3  pour les solides et g/L pour les gaz. La formule pour la calculer est

masse volume . 

Température: Mesurée en Kelvin (°C + 273,15) Exactitude et précision: ●

Exactitude: Indique à quel point une mesure s’approche de la valeur réelle de la quantité mesurée

●

Précision: Indique les limites à l’intérieur desquelles se situe la valeur d’une quantité mesurée plusieurs fois.

Module 2 - Atomes, molécules et ions  Théorie atomique de Dalton Atome: Composante de base de toute matière. Ils sont infimes et indestructibles. Tous les atomes d’un même élément sont identiques. Composés: Combinaison d’un nombre précis d’atomes de nature (d’éléments) différentes ●

Composés covalentes: Molécules distinctes formées par l’arrangement tridimensionnel précis de deux éléments ou plus

●

Composés ioniques: Réseau tridimensionnels formé de réseau d’ions chargés positivement (cation) ou négativement (anion)

Formule moléculaire: Formule précise d’une molécule chimique Formule empirique: Formule exprimant le rapport le plus simple entre les éléments d’un composé

Nomenclature: Dénomination systématique des composés chimiques. Le nom des formule est donné en suivant le nom des éléments de droite à gauche. L’état des molécules peut affecter la nomenclature. En effet, le chlorure d’hydrogène devient acide chlorhydrique lorsqu’il est dissous dans l’eau. Il existe aussi de nombreux préfixes et suffixes aux formules dépendant de leurs caractéristiques. Si on prend l'oxy acide acide chlorique (HClO3) et qu’on y ajoute un oxygène, on obtient un acide perchlorique (HClO4). Réactions chimiques: Recombinaison de composés chimique résultant en la formation de nouveaux composés Théorie de Dalton: ●

Lors des réactions chimiques, la masse est conservée. La masse totale du produit équivaut la masse totale des réactifs.

●

Il existe un rapport massique précis entre les éléments d’un composés qui forment une quantité spécifique de produit en relation aux réactifs.

Erreurs de Dalton: ●

Thomson découvre l’électron

●

Milliken détermine la masse et la charge de l’élection

●

Rutherford découvre le noyau et le proton

●

Chadwick découvre le neutron

Isotopes: Le facteur différentiel des atomes de différents éléments est le nombre de protons. Tous les atomes d’un même élément ont le même nombre de protons, mais ils n’ont pas tous le même nombre de neutrons. C’est ce qu’on appelle les isotopes (ex. Hydrogène, deutérium, tritium) Chronologie: 1803: Dalton imagine l’atome comme étant une infime boul de billard, ingorant ses caractéristiques telles que le noyau et les électrons, qui seront découverts plus tard 1808: ●

Théorie de Dalton: ○

Les éléments sont formés de particules extrêmements petites, appelées atomes. Tous les atomes d’un élément donné sont identiques entre eux.Les atomes d’un élément sont différents de ceux de tous les autres éléments.

○

Les composés sont formés de plus d’un élément. Dans tout composé, le rapport entre le nombre d’atomes de deux éléments est soit un nombre entier, soit une fraction simple

○

Une réaction chimique est que la séparation, la combinaison ou le réarrangement d’atomes; elle n’entraîne ni la destruction, ni la création d’atomes

●

Quelques observations empiriques: ○

Loi des proportions définies ■

“Lorsque deux ou plusieurs corps simples s’unissent pour former un composé défini, leur combinaison s’effectue toujours selon un même rapport pondéral”

○

Loi des proportions multiples ■

Lorsque 2 éléments a et b combinés ensembles peuvent former plusieurs composés différents, les masses de l’élément b  qui se combinent avec une masse fixe de a peuvent être exprimées sous un rapport.

○

Loi de la conservation de la masse ■

La masse totale du produit est identique à la masse totale des réactifs.

1897: Sir Joseph John Thomson ●

Établit le rapport entre la charge et la masse de l’électron − 1, 76 × 108 C g −1 

●

Avec un tube à rayon cathodique, on a prouvé l’existence d’une particule subatomique possédant une charge négative: l’électron

1900: Robert A. Millikan ●

Établi la charge de l’électron 1, 60 × 10−19 C avec l’aide du travail de Thomson

1903: ●

Antoine Henri Becquerel, Marie Curie et Pierre Curie reçoivent le Prix Nobel de physique de 1903

●

Radioactivité: Émission spontanée de particules et/ou de radiation. Il y existe trois types de rayons produits par la désintégration de substances radioactives; les rayons alpha ( α ), projetant des noyaux d’hélium; les rayons bêta ( β ) projetant des électrons; et les rayons gamma ( γ ) sans charge.

1909: ●

La structure de l’atome; le proton et le noyau ○

Le modèle “plum pudding” est le plus populaire. Dans ce modèle, les électrons sont dispersés dans une beaucoup plus grande sphère de matière positive

●

Expérience de Rutherford ○

Bombardé des minces feuilles d’or avec des particules α . Selon le modèle “plum pudding”, les particules α passeront à travers sans grande modification de trajectoire. Cependant, de grandes réfractions ont eu lieu. Selon l’expérience, les

déviations sont le résultat d’énormes répulsions. En effet, comme les particules α sont positives, la charge positive doit être concentrée dans un noyau très petit et massif, au centre de l’atome. Les charges positives dans le noyau sont désignées protons, leur charge étant opposée à celle des électrons, donc positive. ○

Le centre de l’atome est quasiment 100% de la masse de l’atome mais seulement 10-13% du volume

○

La masse du proton est q,67252 x 10-24  (1840 fois celle de l’électron)

1932: La structure de l’atome; le neutron ●

Avant 1932, il était un mystère que l’hydrogène avait un proton alors que l’hydrogène en avant deux, même si ce dernier était quatre fois plus massif

●

Plusieurs devinaient l’existence du neutron, mais c’est Chadwick qui le découvre en 1932. Sa masse est 1,67493 x 10-24  qui est un peu plus que celle du proton

Numéro atomique, nombre de masse et isotopes Numéro atomique: Nombre de protons contenus dans le noyau de chaque atome d’un élément Nombre de masse: Le nombre total de neutrons et de protons contenus dans le noyau d’un atome Isotopes: Tous les atomes d’un élément ont le même nombre de protons mais pas le même nombre de neutrons. On appelle ces variantes des isotopes. Étant donné que le nombre de masse d’un atome correspond à la somme de ses protons et neutrons, des isotopes d’un élément auront un nombre de masse différent. ●

On utilise le nombre de masse pour identifier les isotopes (ex. Uranium 235). L’hydrogène est le seul à posséder des noms spéciaux pour chaque isotope, le protium, deutérium et tritium.

●

Les isotopes d’un élément on essentiellement la même chimie car le nombre de neutrons importe peu quand à la chimie d’un élément.

Tableau Périodique Tableau périodique: Tableau regroupant les éléments ayant des propriétés chimiques et physiques similaires. Période: 7 Rangées du tableau. Chaque élément de la même rangée à le même nombre de couches électroniques Groupe: 18 colonnes du tableau. Chaque élément du même groupe a le même nombre d’électrons de valence

Familles: 11 amas d’éléments ayant des propriétés similaires: Alcalins, Alcalino-terreux, Lanthanides, Actinides, Métaux de transition, Terreux, Carbonides, Azotides, Sulfurides, Halogènes et Gaz nobles Catégories: ●

Métal (bon conducteur)

●

Métalloïde (intermédiaire entre métal et non métal)

●

Non-métal (mauvais conducteur)

Molécules et ions Assemblage d’au moins deux atomes maintenus ensemble, dans un arrangement déterminé, par des forces chimiques. Un ion a soit gagné un électron et a donc une charge négative (anion) ou a perdu un électron et a donc une charge positive (cation). Un composé ionique à tous les deux des anions et des cations. Formules chimiques ●

Formule moléculaire: Indique le nombre exact d’atomes de chaque élément contenus dans la plus petite unité d’une substance

●

Formule empirique: Indique dans quel rapport de nombre entiers se trouvent les éléments présents dans une molécule

Dans un composé ionique, on n’a pas de molécules distinctes, donc on utilise leur formule empirique pour les identifier. La nomenclature des composés inorganiques Les composés ioniques Dans la formule empirique, on exprime la formule en ordre de cation suivi de l’anion, bien qu’on le prononce du nombre inverse. L’anion ou le cation peut être polyatomique. Les composés covalents Les composés covalents sont formés de molécules distinctes: Pour un composé binaire, on nomme le deuxième élément de la formule un premier (ex: oxyde d’azote NO). Lorsque deux éléments forment plusieurs composés, on utilise des préfixes pour spécifier le nombre d’atomes de chaque élément (ex: monoxyde de carbone CO). Finalement, beaucoup de composés covalents sont appelés par leur nom commun (ex: méthane CH4). Acides et bases

Selon Arrhenius, une définition d’acide est une substance qui libère H+ une fois dissoute dans l’eau. Si l’acide n’est pas un oxoacide, c’est-à-dire ne contient pas d’oxygène, on remplace le suffixe “ure” par “hydrique” (ex. HF = acide fluorhydrique) Pour un oxacide sous forme HmXOn, il arrive souvent qu’il y ait plusieurs valeurs de n  possible pour chaque élément x, et dans une telle série ●

Toujours un acide dans la série qui se termine en “ique”

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Ajout d’un autre atome d’oxygène produit l’acide “per...ique”

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Retranchement d’un atom d’oxygène produit l’acide “eux”

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Retranchement d’un deuxième atome d’oxygène produit acide “hypo...eux”

Module 3 - Stoechiométrie   Unité de masse atomique: Terme désignant la masse d’un atome, noté u . Comme il est impossible de peser une molécule, la masse atomique d’un élément est exprimée en fonction de celle du carbone 12, qui a comme masse 12u .   ●

Ceci a permis de déterminer la masse relative des isotopes. Si le rapport entre les masses des isotopes est trouvé, il ne reste qu’à multiplier les termes par la masse atomique de l’isotope connu pour déterminer celle de l’autre isotope.

 Masse atomique moyenne: Masse d’un élément en fonction de la masse de ses isotopes. Pour trouver la masse atomique moyenne de l’élément, il suffit d’effectuer la somme de la masse chaque isotope multipliée par le son pourcentage de composition.  Nombre d’Avogadro: Nombre d’électrons dans 12g de carbone 12, soit 6,022 x 1023  atomes, exprimé NA. Ce nombre d’atome dans peu importe quel élément représente une mole de cet élément. 6,022 x 1023  molécules de carbone 12 représente donc une mole de carbone, ayant une masse de 12g.  Masse molaire: Masse d’une mole d’un atome ou d’une molécule. Exprimé en g/mol. La masse molaire d’un atome a une valeur identique à sa masse atomique moyenne.  Masse d’un atome: Si on connaît la masse en gramme de une mole d’un élément, on connaît alors la masse de NA molécules de cet élément. En divisant la masse d’une mole par NA, on obtient alors la masse d’un atome d’un élément. 

Masse moléculaire: Somme des masses molaires des éléments dans un composé.  Spectromètre de masse: Faisceau d’électrons qui ionise les molécules, incluant un aimant qui modifie la trajectoire des ions produits selon leur rapport charge : masse. Le signal produit par un ion particulier est proportionnel à son abondance. La spectrométrie peut aussi être utilisée pour déterminer la masse moléculaire d’un composé  La formule moléculaire Le calcul d’une formule à partir d’une substance inconnue a deux chemins: Une analyse élémentaire d’une substance fournit le pourcentage massique de chaque élément dans le composé. On peut alors uniquement trouver la formule empirique ○

Dans les calculs, on assume que la masse du composé est 100g et que la masse de chacun des éléments équivaut à leur pourcentage massique

○

De là, on divise la masse de chaque élément par leur masse moléculaire pour obtenir le nombre de moles

○

On divise tous les taux de moles par celui le plus petit pour obtenir la formule empirique

○

Si un des moles est une fraction, on multiplie toutes les valeurs par le dénominateur pour n’obtenir que des entiers

Le spectre de masse donne la masse moléculaire de la substance ou la masse d’une de ses composantes ○

Si on connaît la masse molaire de la formule empirique (qui est une fraction entière de la masse molaire de la formule moléculaire), il suffit de diviser la masse molaire de la formule moléculaire par celle de la formule empirique et puis multiplier les terms par le quotient.

Composition centésimale: Pourcentage en masse de chaque élément contenu dans un composé. La composition centésimale nous permet d’établir la formule empirique d’un composé. Avec sa masse moléculaire, obtenue par la spectrométrie de masse, ou l’équation des gaz parfaits dans le cas d’un gaz, on peut ensuite établir sa formule moléculaire. L'équilibration des équations chimiques Si les réactifs et le ou les produits sont connus, on peut équilibrer une équation afin qu’elle respecte la loi de la conservation de la masse. On équilibre une équation en jouant avec les coefficients devant chaque terme, les termes eux-mêmes restant invariants. Les calculs des quantités de réactifs et de produits

Stoechiométrie: Étude des relations entre les masses des réactifs et des produits dans une réaction chimique. Si on connaît la quantité de réactifs, on peut calculer la quantité de produits qui en résulte, et vice-versa. On utilise les moles (mol) pour calculer les quantités. Réactif limitant: Réactif qui, lorsque présent en même masse que les autres réactifs, permet la synthétisation du plus petit montant de produit dans une équation. Les autres réactifs sont donc des réactifs en excès

Module 4 - Les gaz   Caractéristiques des gaz  Phase gazeuse: Absence d’interaction entre les particules. Elles s’éparpillent sur l’entièreté de l’espace donné.  Pression des gaz: Force que la matière exerce sur une surface. Mesurée en pascals, la formule pour l’identifier est

f orce (N ) surf ace (m2 ) . 

 Pression atmosphérique: Pression exercée par la colonne d’air située au-dessus d’une surface. Elle est notée atm  et un baromètre est utilisé pour la mesurer. Le baromètre mesure la pression en millimètres mercure (mmHg) qui est traduit en torr (1 mmHg = 1 torr), d’où est fait la conversion en atm (1 atm = 760 torr). La pression atmosphérique de la Terre, valant 1 atm, équivaut à 101, 325 KPa.  Les lois  Loi de Boyle: À température constante, le produit de la pression et du volume d’un gaz est une constante. Le volume d'un gaz est donc inversement proportionnel à sa pression. V · P = constante   Loi de Ch...