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Les réactions chimiques sont symbolisées par des équations chimiques. Ces dernières sont des changements chimiques impliquant une réorganisation des atomes dans une ou plusieurs substances.

Dans tout les cas, il faut impérativement que le nombre d’atomes dans les réactifs soit égal au nombre d’atomes dans les produits. Il faut également équilibrer l’équation à l’aide des coefficients stoechiométriques. Il faut aussi veiller à indiquer l’état des différentes molécules (solide, liquide, aqueuse ou gazeux).

L’équation chimique est l’outil principal utilisé en stoechiométrie (étude des quantités de matières consommées et produites dans une réaction chimique). Néanmoins, il existe des problèmes stoechiométriques particuliers faisant intervenir des réactifs limitants. Ils surviennent quand les quantités de réactifs en présence ne respectent pas les proportions stoechiométriques définies par l’équation chimique. Un des réactifs va donc, par sa quantité, limiter la réaction.

Selon l’équation, 1 mole d’éthanol réagit avec 3 moles de dioxygène pour former 2 moles de dioxyde de carbone et 3 moles d’eau. Prenons le cas où nous avons seulement ½ mole d’éthanol. Dans ce cas ci, la quantité d’éthanol ne respecte pas les proportions stoechiométriques définies par l’équation de combustion. Nous avons donc bien un réactif limitant à savoir l’éthanol, qui va restreindre la réaction à la consommation de 1,5 moles de dioxygène.

Nous allons maintenant introduire les 3 grands types de réaction qui seront étudiés cette année (plus d’info au chapitre V)

Composé qui ne conduit pas le courant
Ex : Eau distillée, Solution sucrée

Composé qui conduit faiblement le courant
Ex : Acides faibles, eau de ville

Composé qui conduit efficacement le courant
Ex : Composés ioniques (sels), acides forts

Comme son nom l’indique, une solution aqueuse est une solution où le solvant est l’eau. On a choisit ce solvant pour plusieurs raisons liées à ses propriétés :

· La molécule d’eau est coudée.

· Les liaisons O-H sont covalentes polarisées.

· L’eau est une molécule polaire

· Phénomène d’hydratation

L’hydratation est un phénomène observé lors de la dissociation d’un sel dans l’eau. Le sel se dissocie en un cation et un anion qui vont être stabilisés par les molécules d’eau (celles-ci se réorganisent). Pour stabiliser le cation, les molécules d’eau vont présenter l’atome d’oxygène à celui-ci. La charge positive du cation sera, à terme, compensée par les fractions de charges négatives présentes sur l’atome d’oxygène de la molécule d’eau. C’est ce qui est représenté à la figure III. Il est important de préciser que c’est l’ensemble qui se déplace et non juste le cation.

Nous avons parlé du solvant, à savoir l’eau. Nous allons maintenant nous intéresser au soluté. Celui-ci se dissous donc dans l’eau et est présent en plus petite quantité. Il n’est pas rare que celui-ci change de phase lors d’une dissolution (ex : En mettant du sel dans l’eau, le cristal de sel solide se transforme en ses ions constitutifs à l’état aqueux).

Les éléments chimiques sont présents dans la nature sous forme d’un mélange d’isotopes. Ainsi, le carbone par exemple existe sous 3 formes isotopiques différentes : Carbone 12 (12C) à 98,89%, Carbone 13 (13C) à 1,11% et Carbone 14 (14C) à moins de 0,01%. La masse atomique du carbone est donc une moyenne de ces 3 masses spécifiques qui a été pondérée en fonction des pourcentages. Celle-ci vaut donc 12,011 uma pour le Carbone. C’est cette valeur que l’on retrouve dans la case du tableau de Mendeleïev. En s’intéressant aux isotopes du carbone 12, les scientifiques ont remarqué que celui-ci n’avait pas exactement une masse de 12 grammes. Ce problème peut s’expliquer par le phénomène du « défaut de masse » que l’on étudiera au chapitre III. Pour déterminer les isotopes présents dans un échantillon, on utilise un spectromètre de masse (figure I). C’est un système sous-vide (afin que les ions se déplacent librement sans rencontrer une autre molécule).

L’élément entre sous forme d’une solution. Le spectromètre va ioniser celle-ci (création d’espèces chargées) afin de pouvoir l’accélérer par une différence de potentiel. Les espèces chimiques vont être déviées en fonction de leur masse par un électro-aimant et vont venir taper un détecteur à des endroits différents. On obtient alors un spectre de masse (figure II) simplement en jouant sur la différence de mobilité entre les espèces.

Nous allons maintenant introduire deux concepts qui nous servirons tout au long de l’année :

Tout d’abord, la mole est le nombre égal au nombre d’atomes de carbone dans exactement 12 grammes de 12C. Elle correspond également au nombre d’Avogadro (1 mole = 6,022 × 1023 unités). A la page 4, nous avions vu la loi énoncée par celui-ci : « A température et pression constante, des volumes égaux de gaz contiennent le même nombre de particules ». Ce même nombre de particule est en fait le nombre d’Avogadro. On peut donc dire que « A température et pression constante, des volumes égaux de gaz contiennent 6,022 × 1023 particules ». Il est souvent utile de calculer la masse d’une mole d’un composé dans des exercices de stoechiométrie. Cette masse particulière est appelée Masse Molaire (ou poids moléculaire) et est défini comme étant la masse en gramme d’une mole de la substance considérée. Elle est calculée en additionnant les masses atomiques des atomes constituants la substance donnée (elle vaut 44,01 grammes/ mole pour le CO2 par exemple.).

Lorsqu’elles sont dissoutes dans l’eau, certaines molécules produisent une solution contenant des ions H+ libres (protons). Ces substances, les acides, possèdent leur propre nomenclature. Les règles dépendent si l’anion contient ou non de l’oxygène.

· Si l’anion ne contient pas d’oxygène (acide binaire) : L’acide est appelé « acide + nom de l’anion + -hydrique »

HCl est donc l’acide chlorhydrique et HBr est l’acide bromhydrique

· Quand l’anion contient de l’oxygène (acide ternaire) :

L’acide est appelé « nom de l’ion + suffixe » Ce suffixe peut être « -ique » ou « -eux ». H2SO4 est donc l’acide sulfurique et H3PO3 est l’acide phosphoreux.

Les composés binaires covalents sont formés par deux non métaux. Bien qu’ils ne contiennent pas d’ions, leur nomenclature ressemble à celle des composés ioniques :

a) Le second élément de la formule est nommé en premier, avec le même suffixe que pour les anions

b) Le premier élément est nommé en second

c) Des préfixes sont rajoutés au premier nom pour indiquer le rapport stoechiométrique entre les éléments si nécessaire.

Exemple : CO2 est le dioxyde de carbone, CO est le monoxyde de carbone.

Certains composés sont toujours appelés par leurs noms usuels et non leur nom systématique. L’eau et l’ammoniac en sont les meilleurs exemples. Les noms systématiques de H2O et NH3 ne sont jamais utilisés.

Nous n’avons pas encore considéré les composés ioniques qui contiennent des ions polyatomiques (le composé nitrate d’ammonium, NH4NO3, contient les ions polyatomiques NH4+ et NO3-). Les ions polyatomiques ont des noms spéciaux qui doivent être mémorisés pour pouvoir nommer les composés qui les contiennent.

Nous remarquons par ailleurs que plusieurs anions contiennent un nombre différent d’atomes d’oxygène (oxanions). Quand il y a deux possibilités, l’anion avec le plus grand nombre d’oxygènes reçoit le suffixe « -ate », celui avec le plus petit nombre, le suffixe « - ite ». Quand plus de deux oxanions existent pour une série, on rajoute les préfixes hypo (pour le plus petit nombre d’oxygène) et per- (pour le plus grand nombre d’oxygènes). C’est ce que l’on observe pour les oxydes de chlore.

Dans les composés binaires de type I, le métal impliqué ne forme qu’un type de cation. Le sodium ne forme que du Na+, le calcium du Ca2+, et ainsi de suite. Cependant, il y a beaucoup de métaux qui peuvent former plus d’un type d’ion positif et peuvent donc former plus d’un type de composé ionique avec un anion donné. Par exemple, le composé FeCl2 contient des ions Fe2+, et le composé FeCl3 contient des ions Fe3+. Dans un cas comme cela, la charge sur l’ion métallique doit être spécifiée. Les noms systématiques pour ces deux composés du fer sont « chlorure de fer (II) » et « chlorure de fer (III) », respectivement, où les chiffres romains indiquent la charge du cation.

Un autre système de nomenclature pour ces composés existe dans la littérature plus ancienne.

Pour les métaux qui ne peuvent donner que deux ions, l’ion avec la charge la plus élevée a un nom suivi du suffixe « -ique », alors que celui avec la charge la plus petite a un nom avec le suffixe « -eux ». Dans ce système, Fe3+ est le cation ferrique, Fe2+ est le cation ferreux. Les noms de FeCl3 et de FeCl2 sont alors respectivement « chlorure ferrique » et « chlorure ferreux ».

L’utilisation de chiffres romains est de mise seulement quand plus d’un composé ionique peut être formé à partir d’une paire donnée d’éléments.

Cela se produit le plus souvent pour les composés contenant des métaux de transition, qui forment souvent plus d’un cation. Les éléments qui ne forment qu’un cation ne doivent pas être identifiés par un chiffre romain.

Les éléments des groupes IA et IIA, ainsi que l’Aluminium, ne nécessitent pas de chiffres romains.