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introduction

introduction. Première Candidature en Pharmacie. Cours de CHIMIE Générale. Introduction La découverte des atomes et molécules. Les mélanges. 1 Corps pur n Corps purs . Mélange. Homogène Hétérogène. Corps Simples A, B et C. Corps Composé

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  1. introduction Première Candidature en Pharmacie Cours de CHIMIE Générale Introduction La découverte des atomes et molécules

  2. Les mélanges 1 Corps pur n Corps purs Mélange Homogène Hétérogène Corps Simples A, B et C Corps Composé ABC AB C A B Substance Matérielle. Se transforme dans une réaction chimique 1 phase plusieurs phases Purification par Séparation Physique Séparation Chimique

  3. Loi de Proust Masses avant réactionMasses après réaction Magnésium Oxygène Magnésium Oxygène produit Le magnésium réagit avec de l’oxygène. Rapport 50 g 25g 12 g - 63 g 38/25=1,5 70 g 25g 32 g - 63 g 38/25=1,5 50 g 50g - 17,1g 82,9 g 50/32,9=1,5 50 g 32,9g - - 82,9 g 70 g 46,1g - - 116,1 g Rapport (Magnésium Consommé/ Oxygène Consommé) =1,5 Lorsque des corps simples s'unissent pour former un corps composé défini, le rapport entre les masses de chaque réactif qui ont été consommées dans la réaction chimique est constant. Loi des Proportions Définies - PROUST

  4. Loi de Dalton Masses avant réactionMasses après réaction Carbone Oxygène produit Le carbone réagit avec de l’oxygène. Rapport 50 g 66,7g 116,7 g 50 g 133,33g 183,33 g 133,33/66,7=2 Rapport (Carbone Consommé/ Oxygène Consommé) 50/66,7=0,75 mais aussi 50/133,33=0,375 0,75/0,375=2 Lorsque deux corps simples peuvent former plusieurs composés, les masses de l'un des constituants s'unissant à une même masse de l'autre sont toujours dans des rapports de nombres entiers.. Loi des Proportions Multiples -DALTON

  5. La vision atomique de la matière Molécules constituées d’atomes de nature différente Corps composés La vision atomique de la matière - L ’hypothèse atomique de Dalton. Toute matière est constituée de particules élémentaires indivisibles lors des transformations chimiques. Ces particules microscopiques simples, qui ne peuvent être fractionnées, indestructibles sont appelées les atomes. Ces atomes sont désignés par des symboles et ont des propriétés. Ils constituent les élémentsde la matière. Une molécule est une association d'atomes liés. Formule Un corps pur est un ensemble de molécules ou d’atomes identiques Molécules constituées d’atomes de même nature  Corps simples Un mélange est un ensemble de molécules de nature différente.

  6. Les Gaz et 1 volume d’hydrogène (gaz) 1 volume de fluor (gaz) 2 volumes d’acide (gaz) Corps composé produisent Pour les corps gazeux Le volume est préféré aux masses! Les observations mènent à des lois similaires à celles des masses. Les lois volumétriques (des combinaisons gazeuses) de GAY-LUSSAC Le fluor et l’hydrogène forment de l’acide fluorhydrique Pour les masses: 19 g réagissent avec 1g pour former 20g Hypothèse d’Avogadro : Dans des conditions données de température et de pression, quel que soit le gaz parfait, un volume de gaz contient toujours le même nombre de molécules

  7. L’hypothèse d’Avogadro et 1 volume d’hydrogène (gaz) 1 volume de fluor (gaz) 2 volumes d’acide (gaz) Corps composé produisent L’hypothèse d’Avogadro et ses conséquences Conséquence de l’hypothèse atomique: F réagit avec H pour donner HF Conséquence de l’hypothèse d’Avogadro : N molécules F et N molécules H forment 2N molécules HF !! Conclusion : Si 1 molécule HF contient 1 atome F, comme on dispose de 2N atomes F dans les produits, provenant de N molécules F dans les réactifs. La formule moléculaire de F correspond à F2Tout comme la formule moléculaire de H correspond à H2

  8. Les Gaz et 2 volumes d’hydrogène (gaz) 1 volume d’oxygène (gaz) 2 volumes d’eau (gaz) Corps composé produisent Pour les corps gazeux L’oxygène réagit avec l’hydrogène pour former de l’eau (gaz!) Il y a donc deux fois plus de molécules d’eau que d’oxygène Or chaque molécule d’eau contient un atome d’oxygène Donc le corps simple Oxygène est constitué de molécules et chaque molécule contient 2 atomes d’oxygène =>Formule O2 On obtient : Hydrogène = H2 et Eau = H2O O2 + 2H2 ¾¾® 2H2O

  9. Première approche des masses atomiques Première approche des masses atomiques L’oxygène réagit avec l’hydrogène pour former de l’eau (gaz!) 2 volumes H2 et 1 volume O2 donnent 2 volumes H2O2n molécules H2 et n molécules O2 donnent 2n molécules H2O 2H2 + O2¾¾® 2H2O Pour les masses: 1 g réagit avec 8g pour former 9g Donc 4 atomes H et 2 atomes O sont dans un rapport massique 1/8 Conséquence, 1 atome O est 16 fois plus lourd que 1 atome H De même 1 atome F est 19 fois plus lourd que 1 atome H De même 1 atome C pèse 0,75 fois la masse de 1 atome O, soit l’équivalent de 12 fois 1 atome H On peut donc maintenant définir des masses atomiques relatives

  10. Tubes de Crookes Rayons cathodiques Tube de Crookes et Découverte de l ’électron 10.000V - V + fluorescence du verre gaz + - cathode anode < 0,1 atm Pompe à vide < 0,01 atm • Caractéristiques de l'électron: masse (m) = 9,11.10-31 kg • charge(-e) = -1,602.10-19 C (coulomb) • Caractéristiques du proton: masse (m) = 1,6726.10-27 kg • charge(+e) = +1,602.10-19 C (coulomb)

  11. Radioactivité naturelle et neutron Radioactivité naturelle et Découverte du neutron Becquerel en 1896 découvre que les minerais d'uranium émettent des radiations invisibles qui traversent les corps opaques dû à un flux de particules positives. masse = 4* masse du proton, charge =2* charge élémentaire. Le rayonnement alpha (a) dû à un flux de particules de charge et de masse identiques à celles de l'électron Le rayonnement bêta (b) rayonnement électromagnétique pur sans masse ni charge mais très énergétique. Le rayonnement gamma (g) Caractéristiques du neutron: masse (m) = 1,6749.10-27 kg • Caractéristiques du proton: masse (m) = 1,6726.10-27 kg • charge(+e) = +1,602.10-19 C (coulomb)

  12. Expérience de RUTHERFORD Feuille d'or 2 Polonium 2 1 1 4 3 Canon à particules 4 Ecran 3 Expérience de Rutherford Expérience Interprétation : Modèle Faisceau de particules a Vision de l ’atome : Corps de dimension 10-10 m composé de: -Un noyau positif contenant toute la masse: Z protons et N neutrons. La dimension du noyau est de l'ordre de 10-14 à 10-15 m -Z électrons négatifs, très légers qui forment le nuage électronique.

  13. Le modèle de l’atome par RUTHERFORD Le modèle de l’atome vu par Rutherford - Un noyau est constitué de Z protonset deN neutrons. La charge totale vaut +Ze. Zest lenuméro atomique Z + N = Aest lenombre de masse de l'atome. - Z électrons assurent la neutralité électrique de l'atome. Ils évoluent autour du noyau en formant le nuage électronique La paire Z et A caractérise un atome. On appelle nucléide l'ensemble des atomes ainsi définis. On le symbolise par Un atome peut gagner ou perdre des électrons. Il porte alors une ou des charges et devient un ion. Un ion positif est appelé cation. Un ion négatif est un anion. On appelle élément l’ensemble des nucléides de même Z.

  14. Les notions de Masse Les notions de Masse Elément = ensemble des nucléides de même Z. L’Elément est constitué d’un ensemble d’isotopes présents en fonction de leur abondance naturelle. - Masse Atomique Relative:Ar - Masse Moléculaire Relative:Mr Ces notions sont basées sur les proportions relatives (Loi Pondérales). - Masse Réelle (microscopique 10-23g) - Notion de mole (symbole : mol) Une mole est la quantité de matière contenant autant de particules qu'il y a d'atomes dans 12 g du nucléide 126C. Nombre d'Avogadro NA = 6,022.10+23 mol-1 (entités par mole) Une mole d'un nucléide représente une masse qui lorsqu'elle est exprimée en gramme est numériquement égale à sa masse atomique relative exprimée en unités de masse atomique. - Masse Molaire AtomiqueA • Masse Molaire MoléculaireM • unité : g/mol ou g mol-1

  15. Un symbole chimique= la mole Loi des Gaz Parfaits : P.V= n.R.T 1 mole de Gaz Parfait occupe 22,4l à 0°C(273,16K) sous 1 Atm (101300Pa) Par convention, un symbole chimique représente une mole donc un nombre d ’Avogadro d ’entités de masse égale à la masse molaire (exprimée en gramme) de volume égal au volume molaire Dans des conditions données de température et de pression, quel que soit le gaz parfait, une mole de ce gaz occupe toujours le même volume C’est l’hypothèse d’Avogadro, déduite des lois décrivant le comportement des gaz

  16. La stoechiométrie des réactions La stoechiométrie des réactions. 1 N2 + ?? H2¾¾®2?NH3 N2 + 3 H2¾¾®2 NH3 ??N2 + ?? H2¾¾® ?? NH3 1 N2 + ?? H2¾¾®2 NH3 ??N2 + ?? H2¾¾®?? NH3 1 N2 + 3 H2¾¾®2 NH3 Une Réaction conserve Une Réaction ne conserve pas le nombre d ’atomes la nature des molécules la masse le nombre de molécules la charge le volume du système(à pression constante) Quelques notions importantes: Les conditions stoechiométriques Réactions complètes Réactions inversibles Réactions équilibrées

  17. La notion de concentration Titre massique (%) Titre volumique (%) Composition masse volume (g/l) Molarité (mol/l) M; [ ] Molalité (mol/kg)M Fraction Molaire X La Notion de Concentration. Solvant Soluté Solution Concentration = Quantités relatives des constituants Normalité (éq/l) N

  18. Les réactions acides-bases(1) Exemple : HCl Solvant H+(solvaté) + Cl - Exemple : NaOH SolvantNa+ + OH -(solvaté) HCl SolvantH+(solvaté) + Cl - NaOH SolvantNa+ + OH -(solvaté) + NaOH + HCl Solvant Na++ Cl - + H2O Réaction fondamentale entre Entités Réactionnelles OH-(solvaté) + H+(solvaté) SolvantH2O H+(solvaté) = H3O+ Les Réactions Acides Bases (première approche). Un Acide est un composé qui mis en solution libère des protons H+. Une Base est un composé qui mis en solution libère des ions OH-.

  19. Les réactions acides-bases(2) Exemple : H2SO4SolvantH+ + HSO4- Solvant 2H+ + SO42- Exemple : Ca(OH) 2SolvantCa2+ + 2 OH - HCl SolvantH+ + Cl - Ca(OH) 2SolvantCa2+ + 2 OH - + Ca(OH) 2 + 2 HCl Solvant Ca2++ 2 Cl - + 2 H2O Les Réactions Acides Bases (suite). Un Acide polyfonctionnel libère successivement plusieurs H+. Une Base polyfonctionnelle libère successivement plusieurs ions OH- 2 2 2 On appelle pH=-log[H3O+]c’est une expression de la concentration. On appelle équivalent, la quantité de matière qui correspond à la libération d'une mole d'entités réactionnelles.

  20. Force des acides et des bases NaOH + HCl Solvant Na++ Cl - + H2O -H2O NaCl NaOH + HNO2Solvant Na++ NO2- + H2O -H2O NaNO2 NaOH + HCl + HNO2Solvant Na++ Cl - + H2O + HNO2 NaNO2 + HCl Na++ Cl - + HNO2 NaCl + HNO2 Na++ Cl - + HNO2 Force des Acides Bases Donc HCl est un acide plus fort que HNO2 Un acide fort déplace un acide faible de son sel. On peut ainsi classer les acides en fonction de leur force.

  21. Le titrage Acide/Base NaOH + HCl H2O + Na+ + Cl- Vi Le titrage Acide / Base Le titrage permet de déterminer la quantité d’acide (de base) présente dans un échantillon Base CBas CAc(x) VAC = nxmoleH+ Acide CAc(x) VAC

  22. Le titrage Acide/Base NaOH + HCl H2O + Na+ + Cl- Vi Vf Indicateur Le titrage Acide / Base Le titrage permet de déterminer la quantité d’acide (de base) présente dans un échantillon Base CBas CBas [Vf-Vi] = n moleOH- A l’équivalence : nOH- = nH+ Donc : CAc(x) VAC = CBas [Vf-Vi] Dilution CAc(x) VAC = nxmoleH+ Acide CAc(x) VAC

  23. Le titrage Acide/Base B(OH)y + AcHx H2O + By+ + Acx- xB(OH)y + yAcHx xyH2O + xBy+ + yAcx- 1/yB(OH)y +1/xAcHx H2O + 1/yBy+ + 1/xAcx- Donc x.CAc.VAC = y.CB.[Vf-Vi] Le titrage Acide / Base Pour des acides et bases polyfonctionnels x.CAc.VAC = nmolesH+ A l’équivalence : nOH- = nH+ y.CB.[Vf-Vi]= nmolesOH- Equivalent ! 1/xAcHx Normalité ! x.CAc

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