chimie générale 4

Particules ultimes

c. Données fournies par la physique moderne

De nombreux phénomènes tels que la diffraction par les rayons x, la spectroscopie d'émission ou d'absorption, les spectres Raman, etc...dont la description sortirait de cadre de ce cours ne trouvent leur interprétation que dans le l'hypothèse d'une structure discontinue de la matière. Dès que celle-ci est admise, l'étude quantitative de ces phénomènes permet une étude détaillée des particules ultimes, de leurs dimensions , de leur disposition etc...

A partir de ce moment, nous ne devons plus considérer l'atomisme comme une hypothèse de travail mais bien comme une réalité.

V. PARTICULES ULTIMES

Etude générale

A. Nous avons admis jusqu'içi l'existence de de deux espèces de substances : les corps simples ou éléments chimiques et les corps composés ou combinaisons. Les hypothèses de la structure discontinue de la matière et de la et de sa divisibilité nous ont amené à admettre l'existence d'un état de division extrême au delà duquel disparaissent les propriétés caractéristiques d'une substance.

Dans ces conditions, nous devons admettre l'existence de plusieurs types de particules ultimes correspondant :

a) à une combinaison ; formées par l'association de particules caractéristiques d'éléments, et décomposables en celles-ci.

b) à un élément,  (1 ) non décomposables en autres particules ultimes ou ( 2 ) décomposables en particules identiques, elles-même indécomposables en d'autres particules caractéristiques d'une matière normale.

Les particules ultimes des deux premiers types ( a, b2 ) ont reçu le nom de molécules, celles du type (b1) ont reçu le nom d'atomes

L'étude de ces particules ultimes peut aujourd'hui être poussée très loin grâce aux méthodes de la physique moderne. Nous envisagerons cette étude lors de la description de la structure de l'atome et de la formation des molécules par élaboration de liaisons chimiques, mais signalons dès à présent que, électriquement neutres, comme la matière, les particules ultimes sont elles-même formées de particules chargées électriquement.

1° des particules chargées négativement ou électrons, qui peuvent apparaître à l'état libre dans certaines circonstances comme nous le verrons plus loin. Il n'en existe qu'un seul type . Tous les électrons, quelle que soit leur origine sont identiques entre-eux. On peut dire que l'électron est un constituant universel de la matière.

2° des particules chargées positivement, de nature variable, dont la charge est toujours en valeur absolue un multiple entier de celle de l'électron : les noyaux .Ils sont inaltérables lors de tous les phénomènes décrits précédemment, insécables.

Nous basant sur ces données, nous allons pouvoir préciser la constitution des particules ultimes électriquement neutres.

I. particules ultimes constituées d'un seul noyau positif entouré d'électrons. Le noyau étant insécable, ces particules ne peuvent être scindées en autres particules ultimes électriquement neutres : ce sont les ATOMES. L'atome sera la plus petite particule encore caractéristique d'un élément et la plus petite quantité d'un élément qui puisse entrer dans la constitution d'une molécule.

II. particules ultimes à plusieurs noyaux distincts formées par l'association de particules I  et décomposables en celles-ci.

a) formées de particules du type I identiques entre elles.

b) formées de particules du type I différent entre elles au moins par la charge de leur noyau.

Il s'agit de molécules, caractéristiques d'une combinaison ou d'une variété d'éléments, qui ne contiennent que des nombres entiers d'atomes.

Les particules I et IIa sont caractéristiques des corps simples.

Les particules IIb sont caractéristiques des corps composés 

Remarques :

1) Nous pouvons déjà signaler la notion d'allotropie citée plus haut : il s'agira de la propriété pour des corps simples de former plusieurs associations moléculaires différentes. De même les isotopes  d'un même élément seront des particules dont les noyaux portent la même charge mais diffèrent par leur masse.

2) Il faut se méfier des phénomènes de radioactivité qui semblent infirmer notre classification. Ces phénomènes consistent en des décompositions spontanées explosives du noyau même des atomes , ce qui n'a rien de commun avec une réaction chimique, qui, elle, laisse les noyaux intacts.    

B) Explications, à l'échelle atomique, des notions citées jusqu'ici.  

1. Mélanges-combinaisons-substances pures 

Les substances pures et combinaisons sont constituées de particules d'une seule espèce.

Les mélanges sont formés par la juxtaposition de particules différentes.

2. Différence entre transformation chimique et changement d'état d'agrégation  

Lors d'une transformation chimique,on passe d'une ou plusieurs espèces moléculaires à une ou plusieurs autres .

Un changement d'état d'agrégation modifie la disposition relative des molécules sans modification de l'organisation des atomes au sein de celles-çi.

 3. On peut de même retrouver à la lumière de cette théorie les lois pondérales fondamentales. Nous nous contenterons içi d'illustrer la loi des proportions définies .

Soit AmBn la molécule d'une combinaison formée de m atomes de A et de n atomes de B

A l'échelle atomique on a :

mA + nB --------->AmBn

A l'échelle microscopique, N fois plus grande, nous aurions :

NmA +NnB -------->N AmBn

Si l'atome de A a une masse μA et l'atome de B,une masse μB, on aura pour rapport des masses réagissantes : 

MA/M= NmμA/NnμB =m/n . μA/μB.

m/n est un rapport de nombre entiers caractéristiques de la molécule formée, μA et μB sont caractéristiques de A et de B donc MA/MB est parfaitement défini pour une combinaison donnée.

C. Les masses atomiques et masses moléculaires

Les proportions massiques des constituants peuvent bien entendu être déterminées expérimentalement par l'analyse chimique ou par synthèse, suite à une série de tâtonnements.

Pour pouvoir calculer à priori les proportions nécessaires à l'élaboration d'une substance donnée, nous devrions : 

a) disposer d'un système de nombres de masse relatifs aux éléments et apporter une valeur numérique à chacun de ces nombres ( masses atomiques et moléculaires )

b) prévoir les nombres d'atomes de chaque espèce nécessaires à l'élaboration d'une combinaison (valence).

1. Choix d'un système de nombres proportionnels . 

Pour définir un tel système, il suffit que nous fixions la valeur numérique du nombre proportionnel d'un élément de notre choix, pris en quelque sorte comme référence. Le système est ainsi défini.

Anciennement, on avait choisi 1 comme nombre proportionnel de l'hydrogène, puis on prit pour base l'oxygène dont la masse atomique fut fixée arbitrairement à 16. Enfin, en 1961, on décida de prendre comme unité de masse atomique la 1/12 partie de la masse de l'isotope 612  C

La masse atomique d'un élément chimique sera la masse moyenne de l'atome de cet élément dans le système d'unité où la masse de l'isotope 12 du carbone est mesurée par le nombre 12.

Nous parlons de masse moyenne eu égard au phénomène d'isotopie 

en chimie, deux atomes sont dits isotopes si leurs noyaux ont un nombre de protons identique mais des nombres de neutrons différents. Le nombre de protons dans le noyau d'un atome est désigné par le numéro atomique Z, qui identifie l'élément chimique auquel l'atome appartient.

Deux isotopes ont le même nombre Z de protons et appartiennent donc au même élément chimique. Ce qui distingue deux isotopes est leur nombre de masse A différent. Le nombre de masse d'un atome est le nombre de nucléons — protons et neutrons — que contient le noyau de cet atome ; la différence de nombre de masse entre isotopes provient de la différence du nombre de neutrons N.

voir plus loin ).

Pour pouvoir établir ce système de nombres proportionnels, nous devons être à même de déterminer expérimentalement le rapport des masses moyennes des différents atomes, ce qui peut être fait, nous allons le montrer. 

Auparavant, en étendant le système de nombres proportionnels aux combinaisons, nous appellerons masse moléculaire d'une combinaison la masse moyenne de sa molécule dans le système où la masse de l'isotope 12 du carbone est mesurée par le nombre 12.

Remarque

Si l'on observe un tableau des masses atomique exprimées en u.m.a, on remarque que ce ne sont jamais des nombres entiers. Ex pour le Chlore, Ar (Cl) = 39,102   ( Ar = masse moléculaire = M ), voir tableau dans Wikipedia, les masses atomiques sont en quatrième colonne :

 http://fr.wikipedia.org/wiki/Liste_des_%C3%A9l%C3%A9ments_chimiques

Celà tient à plusieurs raisons :

a) Les masses atomiques indiquées pour chaque élément sont celles de l'élément naturel qui est pratiquement toujours un mélange de deux ou plusieurs isotopes. Ainsi la masse atomique indiquée pour le chlore ( 34,45) est la moyenne pondérée des masses atomiques des deux isotopes 1735Cl et 1737Cl , de masses atomiques respectives 34,96 et 36,96 , dont le Chlore contient respectivement 75,4 % et 24,6%, en nombre d'atomes . La masse atomique apparente du chlore est donc (34,96 x 75,4/100) + (36,96 x 24,6/100) = 35,45

C'est pour cette raison que le carbone lui même n'a pas une masse atomique entière, on a attribué la masse exacte 12,00000 au nucléide 612C mais le carbone naturel contient d'autres isotopes.   

b) Les masses atomiqueas des nucléides purs comme  1735Cl et 1737Cl ne sont pas non plus des nombres entiers, car une deuxième raison intervient : les masses relatives en u.m.a , des nucléons, bien que très voisines de 1 ne sont pas égales à 1.

c) Enfin, il existe une troisième raison. La masse d'un noyau est toujours inférieure à la somme des masses des nucléons qui le constituent ( exception H dont le noyau ne contient qu'un seul nucléon). Ce défaut de masse  est lié au fait que la formation du noyau à partir des nucléons s'accompagne de la libération (perte) d'une grande quantité d'énergie, équivalente selon la théorie de la relativité à une masse définie par la relation E = mc2  ( E énergie libérée, m masse équivalente, c vitesse de propagation de la lumière = 3.108m.s-1). Il n'est donc pas possible de calculer a priori la masse relative d'un noyau par simple addition de celle des nucléons qu'il contient .

2. Détermination des masses moléculaires.

Elle est plus immédiate que celle des masses atomiques, car de nombreuses propriétés des substances sont en relation directe avec leur masse moléculaire.Nous verrons dans le chapitre destiné au recueil d'exercice, quelques unes de ces méthode :

a) Pour les substances qui peuvent être prises dans un état assimilable de gaz parfait :

- En utilisant la loi d'Avogadro qui nous signale que des volumes égaux de divers gaz,pris dans les mêmes conditions de température et de pression, contiennent des nombres égaux de molécules .Les masses  de volumes égaux de deux gaz seront donc dans le même rapport  que les masses moléculaires de ces gaz. Si la masse moléculaire de l'un des gaz est connue , l'autre peut être déterminée simplement par l'intermédiaire de pesées.

Relation entre la masse moléculaire et la masse  du litre "normal L ( masse d'un litre de ce gaz ( 0°C, 760mm Hg)) d'un gaz parfait  :

M1 = 22.414 x L1,0

En effet, la masse du "litre normal" d'un gaz est la masse d'un litre de ce gaz mesuré dans les conditions normales  ( 0°C , 760 mmHg ) , si L1 et L2 représentent les masses du litre normal des gaz 1 et 2 , on aura comme rapport des masses moléculaires M1/M2 = L1/L2 . Bien sûr les gaz parfait est une notion idéale et un simple calcul ( voir physique ) , soit L1,0 et L2,0 ces valeurs extrapolées , on a :

M1/M2 = L1,0/L2,0

Si le gaz 2 est l'oxygène, M2 = 32  ( l'atomicité de l'oxygène est 2, voir plus loin )

M1/32 = L1,0/Lox,,0 , sachant que Lox,,0 = 1,42766, on a bien : M1 = 22.414 x L1,0  , un calcul similaire nous donne la formule suivante : 

- Relation entre la masse moléculaire et la densité d'un gaz parfait par rapport à l'oxygène :

M1 = 28,96 x Do 

b) Pour les substances facilement vaporisables :

La liste des substances sous forme de gaz à l'état normal n'est pas très longue , mais on a pu déterminer la masse moléculauire de corps facilement vaporisables grâce à l'équation des gaz parfaits. Connaissant la masse d'une substance passée sous forme de gaz et les vapeurs de v, p et T correspondant à cette masse , on peut par calcul déterminer en retour v0  pour p0 760 mmHg et T0 = 0°C , ce qui va nous permettre de déterminer n et déterminer MM grace à la masse .

Deux méthodes expérimentales permettent d'atteindre ce but, elles sont dues à Dumas et Victor Meyer, décrivons la méthode de V.Meyer. 

- Méthode de Dumas

- Méthode de Victor Meyer

On pèse une petite amboule de verre fermée par un bouchon rôdé qui saute pour une légère surpression , ou termine par un capillaire, on introduit dans cette ampoule une certaine quantité du liquide dont on veut déterminer la masse moléculaire, la masse de liquide est déterminée par différénce de pesée : m.

On place ensuite l'ampoule contenant le liquide sur un support à la partie supérieure d'un tube de Meyer dont la partie inférieure A est plongée dans une enceinte thermostatisée à une température T supérieure à la température d'ébulition du liquide étudié.

sans-titre-603.png

 

On ferme le bouchon B et laisse établir l'équilibre entre la pression intérieure du tube et la pression extérieure du moment . On dépose ensuite au dessus de l'orifice de dégagement une cloche E, graduée remplie d'eau .

On libère l'ampoule, celle-çi tombe ( on ferme très vite le bouchon B),  s'ouvre au fond du tube et le liquide qu'elle contient se vaporise rapidement déplaçant un certain volume d'air  qui est recueillit dans le tube gradué de la cloche, dans des conditions ou la vapeur aurait été condensée (Température plus basse que celle régnant dans le tube de Meyer et pression supérieure à p atm).Soit V le volume lu, mesuré à la température du laboratoire T'

La pression p du produit s'est donc transmise à l'air dans la cloche graduée , lorsque l'on écrit l'équation d'équilibre des pression, on obtient :

 

p + p' ( vapeur saturante de l'eau)+h(mm)/13,6   = Patm

sans-titre-604.pngLe volume d'air  est donc à la pression p = Patm - p' ( vapeur saturante de l'eau)-h(mm)/13,6  , p' est  la pression de vapeur saturante de l'eau dans les conditions expérimentales

Grâce à l'équation générale des gaz parfaits on peut passe au volume V0 dans les conditions normales : p.V/T' = p0.V0/T

Donc p.V =760. V0 .T'/273, ce qui nous donne V0 = p.V .'/T' .273/760

Nous avons donc comme données ce volume V0 dans les conditions normales de température et de pression ainsi que la masse m0 qui y correspond.

A partir de là, et par une simple règle de trois, nous pouvons obtenir la masse du litre  normal L0 =  m0/V0

Il reste donc à appliquer la formule vue plus haut : M = 22,414 L0 pour obtenir la masse moléculaire M de la substance  facilement vaporisable.Cette méthode donne une précision de l'ordre de 1% et elle peut s'avérer donner de faux résultats suite à des réactions secondaires  ( décomposition par exemple ).

c) Pour les substances cristallines ou liquides

- On peut déterminer les masses moléculaires de substances en se basant sur le fait que certaines propriétés des solvants (tension de vapeur, point de congélation, point d'ébullition) sont modifiées par dissolution des substances d'une manière qui dépend de la masse moléculaire de la substance dissoute ( voir chapitre sur les solutions diluées ) .

Retenons au minimum que :

1) Certaines particules se conservent au cours des réactions chimiques, appelées atomes, ces particules sont complexes et se comportent comme un tout au cours des réactions chimiques.

2) Un ensemble d'atomes de même espèce constitue un élément, il y a autant d'espèces atomiques que d'éléments, traditionnellement 103 et quelques autres artificiels et à existence transitoire très brève.

3) La molécule d'une substance composée est formée par l'union d'atomes d'espèces différentes.

4) La molécule d'un corps simple est formée soit d'un seul atome, soit par l'union de plusieurs atomes d'un même élément    

Une réaction chimique étant une transformation qui modifie la nature des molécules du système sans changer celle des atomes qu'il renferme . 

suite

 

 

 

 

 

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Date de dernière mise à jour : 02/04/2016