Disposition et arrangement des atomes
3 niveaux d'assemblage de la matière: atome, molécule, matière (du + petit au + grand) dont la matière se trouve sous la forme liquide, solide, ou gazeuse
Ces états sont définis sous leurs aspects macroscopiques avec des propriétés communes, et sont présents dans des conditions données de pression et de température
3 paramètres importantes sont à prendre en compte pour caractériser ces 3 états:
- Le mouvement décrit la capcité des molécules à pouvoir bouger au sein de la matirère; il y a du mouvement dans les liquides et gaz et pas de mouvement dans les solides.
- La densité décrit la capacité d'une matière a plus ou moins contenir de molécules dans un volume donné; les solides et les liquides sont dans un état condensé (ces derniers sont également imcompressible lié à leur forte densité) et les gaz sont décondensés.
- Le degré d'ordre interne décrit l'arrangement spatial des molécules les unes par rapport aux autres; les solides sont ordonnés alors que les liquides et les gaz sont désordonnés.
Dans la matière, on retrouve 2 tendances antagosites (opposés):
- Les molécules bougent dans tous les sens grâce à l'agitation moléculaire, ce qui permet leurs libertés et leurs mouvements et donc à leur désordre.
- Les molécules sont également soudées entre elles pour former la matière: il y a aussi des interactions pour la cohésion de celles-ci.
Tant que le milieu ne se retrouve pas au zéro absolu à 0 Kelvin, il existera toujours une agitation moléculaire dû à la chaleur. Ces agitations vont être la cause du désordre régnant au sein de la matière. L'agigation thermique sera dû à 3 types de mouvement notamment les mouvements de translation, de rotation et de vibration. L'énergie correspondant à l'agitation moléculaire sera donc égale à la somme des énergies des 3 types de mouvement.
Différentes forces d'interactions opérent au sein de la matière:
- Les forces intermoléculaires avec d'une part les forces d'attraction électrostatique de Van der Walls et d'autres part les forces de répulsions lié à l'emvombrement stérique.
- Les forces intramoléculaires avec d'une part les liaisons fortes (covalente, ionique, métallique) et d'autre part les liasions faibles des espèces radicalaires.
Il existe 3 types de forces intermoléculaires attractives:
- entre les molécules polaires comme l'eau par exemple: le pôle positif de l'eau attire le pôle négatif d'une autre molécule polaire
- entre une moléculaire polaire et une apolaire: dans l'hydrate d'argon par exemple, l'eau induit une polarisation temporaire sur l'argon;
- entre des molécules apolaires comme les gaz rares, on les retrouve sous forme gazeuse mais également sous forme liquide ou solide à très basse température.
On a aussi les forces de répulsion dans les forces intermoléculaires à cause du repoussement des noyaux positives et des électrons négatifs d'atomes différentes.
On observe que de la matière en cohésion dans la nature. Cependant, il y règne des forces attractives et répulsives. Lorsque 2 atomes sont très proche l'une de l'autre, ces derniers se repoussent dû à la domination des forces de répulsion sur les ofrces de cohésion. Il existe une distance entre les 2 atomes où les forces de répulsion et les forces d'attraction se compensent Puis au-delà de cette distance, les forces d'attractions sont plus importantes que les forces de répulsion. Au bout d'une distance trop importante, les 2 atomes n'intéragissent plus.
Parmi les forces intramoléculaires:
Les liaisons covalentes correspondent à la mise en commun de 2 électons périphériques/valences de 2 atomes.
Les liaisons covalentes polarisées et ioniques correspondent à un partage inéquitable des électrons entre les 2 atomes. Dans le premier cas, un atome électronégatif attire vers lui un électron d'un atome moins électronégatif sans lui l'arracher. Dans la liaison ionique, cet électron est arraché et les 2 atomes chargées gravitent l'un autour de l'autre.
Les liaisons métalliques sont caractéristiques des composants en métal et des alliages. Chaque atome de métal reçoit et donne des électrons de proche en proche. On observe ainsi au niveau du matériau une conduction d'électron qui est responsable de la conductivité électrique et thermique des métaux.
Les liaison hydrogènes sont des liaisons intermoléculaires particulières qui ont lieu entre un hydrogène et une molécule polaire avec au moins un doublet non liant. On retrouve ces liaisons abondamment dans l'eau entre l'oxygène d'un atome et l'hydrogène d'un autre atome d'H20. Ces liaisons sont considérés comme faible mais sont quand même plus forte en terme d'énergie que celle de Van der Waals. Cela permet de stabiliser la matière
(dans le cas de l'eau, la température de fusion est beaucoup plus importante que la normale grâce aux liaisons H).
En résumé, l'énergie de liaison entre 2 atomes est égal à la somme de l'énergie de dispersion (translation, rotation, vibration) et de l'énergie de cohésion.
Quantité de matière
La mole est l'unité de la quantité de matière. Elle correspond au nombre d'entité (au nombre d'atome) qu'il y a dans 12g de Carbone 12.
La quantité de matière n correspond au rapport du nombre d'entité N par la constante d'Avogadro Na. Ainsi:
n = N/Na (n en mol, N sans unité et Na en mol-1 qui vaut 6,022.10^23)
Dans cette formule, la quantité de matière n ne dépend pas de la nature de la substance considérée.
La masse molaire M est le rapport de la masse m par la quantité de matière n. La masse molaire dépend évidemment de la nature de la substance. On a donc M = m/n (M en mol/g, m en g et n en mol)
Pour les solutions (solvant = liquide qui dissout; soluté = substance dissoute), on utilise deux autres formules:
- La concentration molaire c ou molarité correspond à la concentration du soluté par rapport au volume total. C'est le rapport entre la quantité de matière n par le volume total V On a c = n/V. (c en mol/L, n en mol et V en L).
- La molalité m correspond à la quantité de matière présente dans une solution pour une masse de solvant donnée. C'est donc le rapport entre la quantité de matière n par la masse de sovant m(solvant) (attention à ne pas confondre les lettres). On a m = n(soluté) / m(solvant). (m en mol/Kg, n(soluté) en mol et m(solvant) en kg).
Les gaz
Un gaz occupe toujours le volume qu'on lui offre, il est expansible à l'infini spontanément et on doit l'étudier dans des conditions de pression et de température bien précise.
Les gaz parfaits
A l'échelle microscopique, les gaz parfaits suivent une loi qui dit qu'il n'y a pas d'interaction entre les molécules et que le volume des molécules est négligeable par rapport à la distance intermoléculaire moyenne.
Les gaz parfaits suivent une équation qui permet de trouver différents paramètres en fonction des données disponibles:
PV = nRT (P en Pa, V en m3, n en mol, R est la constate des gaz parfait, T en K)
-PV représente également un travail qui pourra être réutilisé
A l'échelle macroscopique, tout gaz parfait doit absoluement respecter 5 lois simultanément:
- Boyle-Mariotte: à température constante, PV = constante si P est faible
- Avogadro: à température et pression constante, les volumes molaires sont identiques
- Charles: à pression constante, le volume et la température sont proportionnelle
- Gay-Lussac: à volume constant, la pression et la température sont proportionnelle
- Dalton: la pression totale d'un composé gazeux est égale à la pression partielle de chaque gaz
Les gaz réels
Les gaz réels subissent des interactions entre eux et les atomes sont plus gros. Van Der Waals a émis une formule pour relier les paramètres d'un gaz parfait:
Pour se rapprocher d'un gaz parfait, le gaz réel doit:
- avoir une faible masse molaire et une faible polarisabilité
- avoir un grand volume dans lequel se répandre afin de diminuer la pression
- avoir une température ambiante éloignée de la température de condensation
Tout ceci permet d'annuler d'une part le terme an²/V² et d'autre part le terme nb de l'équation de Van Der Waals.
La théorie cinétique des gaz stipule que les molécules de gaz sont éloignées les uns des autres, leurs déplacements sont continue, rectiligne et à grande vitesse, et entrent en collision avec la paroi du récipient et les autres molécules. Cette théorie dit enfin que plus une molécule est lourde, plus son déplacement est lent.
Solubilité
Une solution est totalement miscibile lorsque les composants se mélangent complètement et que la solution est homogène (eau+méthanol).
Mais il existe toujours une limite à partir de laquelle les composants ne sont plus miscible: la solution est saturée.
La solubilité peut dépendre de:
- du soluté et du solvant
- de la température, une dissolution endothermique voit sa saturation augmentée en augmentant la température; une diwssolution exothermique voit sa solubilité diminuée en augmentant la température
- de la pression
- autres facteurs comme le pH ou l'agitation mécanique
La solubilité d'un gaz dans un liquide est régit par la loi de Henry qui stipule qu'à température et à saturation, la quantité de gaz dissous dans un liquide est proportionnelle à la pression partielle qu'exerce ce gaz sur le liquide. La formule est V(dissous) = ανP/760 ( V(dissous) en L, α est le coefficient d'absorption du liquide, P est la pression partielle en mmHg) (il faut enlever 760 si on mesure avec la pression en Pa).
Ce dernier dépend de plusieurs paramètres:
- de l'espèce du gaz et du liquide
- de la surface et du temps de contact
- de la pression du gaz sur le liquide
- de la température (si elle augmente, la solubilité diminue car le gaz est plus facilement vaporisable)
- la solubilité diminue également s'il y a déjà présence de plusieurs espèces chimiques comme le plasma
La solubilité d'un gaz dans un liquide présente 3 cas de figure à température constante:
- La saturation qui est un état d'équilibre dans lequel il n'y a pas d'echange gazeux (tension du gaz dissous égal à la pression du gaz libre).
- La sous-saturation est un état dans lequel la pression du gaz libre est supérieur à la tension du gaz dissous, on aura donc un échange gazeux avec une solubilisation du gaz libre dans le liquide.
- La sur-saturation est un état dans lequel la pression du gaz libre est inférieur à la tension du gaz dissous, le surplus de gaz dissout s'échappe jusqu'à atteindre l'équilibre.
La solubilité (ou solvatation) d'un liquide ou d'un solide dans un liquide dépend de la polarisation du soluté et du solvant. Il peut y avoir différentes intéractions (liaisons hydrogènes, Van Der Walls ou ioniques). De plus, un soluté ne peut se dissoudre que si les interactions soluté solvant compensent la perte des interactions soluté soluté et solvant solvant.
Pour les solvatations liquide liquide, on distingue les solutions électrolytiques (avec apparition d'ions) des solutions non électrolytiques
Un solide apolaire se solvate bien dans un solvant apolaire et un solide polaire se solvate bien dans un solvant polaire.
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