Molécules et réactions chimiques. Fiches de Cours de Chimie destinée aux élèves de Lycée.
Exemple : H2O est une entité électriquement neutre formée de 2 atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène, c'est donc une molécule d'atomicité 3.
Chaque molécule possède un nom et une formule ("formule brute") qui lui sont propres.
La formule brute s'écrit en représentant les symboles des atomes présents avec en indice le nombre de fois où ils sont présents.
Exemples : CO2, NH4, C2H6 ! on n'écrit jamais l'indice 1, on n'écrit pas C1O2 mais CO2!
La valence : la valence d'un atome est le nombre d'électrons célibataires qu'il comporte (d'où le nom couche de valence).
Nomenclature:
Liaison covalente : c'est ce qui permet aux atomes de "s'associer" pour former des molécules.
Toute liaison covalente créée une molécule électriquement neutre.
Le plus souvent en formant des liaisons de covalence l'atome acquiert une structure en octet (8 électrons sur sa couche externe)
Les liaisons de covalence se réalisent de manière à ce que les atomes liés acquièrent la structure en octet, extrêmement stable chimiquement.
Exemple d'application: Grâce à cette règle, nous pouvons justifier la structure d'une molécule.
Prenons le cas de l'ammoniac NH4 N a pour nombre atomique Z = 7, sa formule électronique est donc (K)2(L)5, il possède donc 5 électrons de libres sur sa couche externe.
Pour acquérir la structure en octet il lui faut donc lier 3 liaisons covalentes, l'atome d'azote est trivalent. Or l'atome d'hydrogène est monovalent s'il forme une liaison de covalence simple il acquiert alors la structure de l'hélium (seul gaz rare dont la structure n'est pas en octet) Donc l'atome d'azote et chaque atome d'hydrogène mettent un doublet d'électrons en commun.
La représentation de Lewis de la molécule d'ammoniac est alors :
La mole : elle correspond à une quantité de matière. Par convention à une mole correspond 6.023´1023 atomes (environ six cent mille milliards de milliards!) Comme la masse d'un atome est extrêmement petite, on préfère utiliser un grandeur plus à notre échelle, on utilise donc la mole.
La constante d'Avogadro (chimiste italien) : Elle se note NA et vaut 6.023 x 10E23 mol-1
On a alors n = N / NA avec :
La masse molaire atomique d'un élément : c'est la masse d'une mole d'atomes de cet élément. Elle est indiquée dans la classification périodique en haut à droite de l'élément (l'unité donnée dans le tableau est le g.mol-1).
Ordre de grandeur: pour les éléments, celui qui possède la masse molaire la plus forte est le Lawrencium (257g.mol-1), l'hydrogène ne pèse lui que 1g.mol-1.
!! On remarque qu'avec cette unité (le gramme par mole) la masse molaire d'un atome " son nombre de masse A " le nombre de nucléons de l'atome!!
La masse molaire moléculaire: C'est la masse d'une mole de cette molécule Pour la
calculer on utilise la masse molaire atomique des atomes qui la composent.
Exemple: M(H20) = 2M(H) + M(O) = 2 x 1 + 16 = 18g.mol-1
La masse molaire d'un composé ionique : on ne tient pas compte de la charge, on
calcule comme si ce composé était électriquement neutre
Exemple : l'ion calcium Ca2+ a pour masse molaire M(Ca) = 40.1g.mol-1
Tableau récapitulatif
| Masse | m | le gramme, g |
| Masse Molaire | M | le gramme par mole, g.mol-1 |
| Quantité de Matière | n | la mole, mol |
| Grandeur | Notation | Unité |
Comment trouver les relations ?
| La masse m de l'échantillon | La quantité de matière n | n = m/M |
| La quantité de matière de l'échantillon | La massse m | m = n x M |
| Données | Recherche | Formule |
La loi d'Avogadro ampère
Pris dans les mêmes conditions de température et de pression, des volumes égaux de gaz différents
| 0°C | 1.013 bar | Vm = 22.4L.mol-1 |
| 20°C | 1.000 bar | Vm = 24L.mol-1 |
| Température | Pression | Volume molaire |
La valeur du volume molaire dépend uniquement des conditions de température et de pression.
Relations entre volume, quantité de matière et volume molaire d'un gaz
Principe essentiel : la conservation des éléments
Si les réactifs d'un mélange réactionnel
Méthode
Soit la réaction 4 NH3 +5 O2 -> 4 NO +6 H2O
Pour que le mélange initial soit dans des proportions stœchiométriques, il faut que :
5xn(NH3) = 4xn(O2) soit n(NH3)/4 = n(O2)/5)
On établit alors le tableau du Bilan Molaire
| Réactif | NH3 | no (NH3) | no(NH3) -  (NH3) |
| O2 | no(O2) | no(NH3) - (O2) |
|
| Produits | NO | 0 | (NO) |
| H2O | 0 | (H2O) |
|
| Quantités initiales | Quantités finales | ||
On utilise alors les proportions
(NH3) / 4 =
(O2) / 5 =
(NO) / 4 =
(H2O) / 6
Si un réactif est en excès ces calculs nous permettront de déterminer quelle quantité de ce réactif a été consommé.
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