Constitution de la matière
1./ Différents types de structures :
Tous les matériaux qui nous entourent peuvent être classifiés dans trois structures différentes :
• La structure atomique : le matériau est composé d’un assemblage d’atomes tous identiques. Exemples : un morceau de carbone (C), de fer (Fe), de soufre (S), …
• La structure moléculaire : le matériau est composé de molécules toutes identiques. Exemples : le dioxygène (O2), l’eau (H2O), le glucose (C6H12O6), le paracétamol (C8H9NO2), …
• La structure ionique : le matériau est composé d’ions positifs et d’ions négatifs. Exemples : le chlorure de sodium (NaCl), le bromure de calcium (CaBr2), l’oxyde d’aluminium (Al2O3), …
Vous pouvez visualiser différentes structures en 3D sur le site Minusc.
2./ Electroneutralité des composés ioniques :
La matière qui nous entoure est en règle générale toujours neutre électriquement. Cela est évident dans le cas des structures atomiques et moléculaires, les atomes étant tous électriquement neutres. Dans le cas de la structure ionique, composée d’ions positifs et d’ions négatifs, l’électroneutralité de la matière implique qu’il y aura le même nombre de charges positives et de charges négatives.
Exemples :
NaCl(s) ➔ Na+(aq) + Cl-(aq)
CaBr2(s) ➔ Ca2+(aq) + 2 Br-(aq)
Al2(SO4)3(s) ➔ 2 Al3+(aq) + 3 SO42-(aq)
CuSO4(s) ➔ Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Quantité de matière
1./ Masse d'une entité chimique :
La masse d’une entité chimique est égale à la somme des masses de tous les atomes la composant.
Exemples : (On donne : m(H) = 1,67 × 10–27 kg, m(C) = 2,00 × 10–26 kg, m(O) = 2,67 × 10–26 kg)
m(H2O) = 2 × 1,67 × 10–27 + 1 × 2,67 × 10–26 = 3,00 × 10–26 kg
m(C6H12O6) = 6 × 2,00 × 10–26 + 12 × 1,67 × 10–27 + 6 × 2,67 × 10–26 = 3,00 × 10–25 kg
Remarque : lors du calcul de la masse d’un ion (monoatomique ou polyatomique), on ne tient pas compte de la masse des e– gagnés ou perdus, car la masse d’un e– est négligeable par rapport à la masse du (ou des) noyau(x).
2./ Nombre d'entités chimique dans un échantillon :
La masse 𝑚 d’un échantillon est proportionnelle au nombre 𝑁 d’entités chimiques présentes dans l’échantillon. On a donc :
\( m=N\times m_{entité} \) ou : \( N=\frac{m}{m_{entité}} \)
Exemple : soit un échantillon de glucose (C6H12O6) de masse 𝑚 = 10 g. Combien de molécules de glucose contient cet échantillon ?
On a: 𝑚 = 10 g = 0,010 kg. De même, on sait que : 𝑚(C6H12O6) = 3,00 × 10–25 kg
Donc : 𝑁 = 0,010 ÷ 3,00 × 10–25 = 3,33 × 1022
Il y a donc 3,33 × 1022 molécules dans un échantillon de 10 g de glucose !
3./ Quantité de matière :
La masse des atomes ou des molécules étant extrêmement petite, le nombre d’entités chimiques présentes dans un échantillon de matière, même très petit à notre échelle, sera extrêmement grand. Pour éviter de manipuler des nombres trop grands, on regroupe les entités chimiques par « paquets » afin de faciliter leur comptage. Chaque « paquet » contiendra un nombre d’entités chimiques égale à \( \mathcal{N}_{A} \) = 6,02 × 1023. Le nombre est appelé nombre d’Avogadro (ou constante d'Avogadro). Le nombre \( n \) de paquets de \( \mathcal{N}_{A} \) entités chimiques est appelé quantité de matière, et son unité est la mole (symbole : mol).
1 mole d’entités chimique est un ensemble composé de \( \mathcal{N}_{A} \) = 6,02 × 1023 entités chimiques.
On a :
\( N=n\times \mathcal{N}_{A} \) ou : \( n=\frac{N}{\mathcal{N}_{A}} \)
Exemple : On reprend l’exemple de l’échantillon de glucose précédent. Quelle est la quantité de matière correspondant à cet échantillon ?
On a : \( n=\frac{N}{\mathcal{N}_{A}}=\frac{3,33\times 10^{22}}{6,02\times 10^{23}}=5,53\times 10^{-2} \) mol