Représentation des molécules
Le
philosophe grec Démocrite au 5ème siècle avant notre ère, avait imaginé
que la matière est constituée d'atomes , et avait utilisé ce mot qui
signifie "indivisible", pour les désigner.
Cette théorie fut ignorée
jusqu'au 18 ème siècle quand le physicien anglais John Dalton parvint
aux même conclusions sur des bases expérimentales.
Il
est admit depuis de début du 19ème siècle que des atomes de natures
différentes s'assemblent pour former des
molécules
qui est la plus petite fraction de la matière présentant les mêmes
propriétés physiques et chimiques que la matière macroscopique. Par
exemple les propriétés physiques de l'eau, n'ont rien de commun avec
celles de l'hydrogène ou de l'oxygène dont elle est formée. L'eau est
une molécule distincte.
Les
atomes sont symbolisés par une ou deux lettres qui rappelle leur nom,
souvent latin. Les molécules sont symbolisées par le regroupement des
atomes qui les constitue; c'est la
formule brute des molécules. Par exemple, la molécule d'eau s'écrit H
2O parce qu'elle est formée de 2 atomes d'hydrogène (H) et d'un atome d'oxygène (O).
Les
molécules complexes, en particulier les molécules organiques peuvent
être symbolisées de différentes manières; par exemple l'alcool
éthylique peut être écrit:
C
2H
6O ou C
2H
5OH ou encore CH
3CH
2OH
Quel que soit le mode d'écriture, on doit retrouver le compte exact des atomes constitutifs de la molécule.
Masse molaire
La mole
Un gramme d'eau contient 3.10
22
molécules. Cette unité est peu commode à utiliser pour les activités
courantes. Il a donc été convenu d'utiliser une nouvelle unité pour
quantifier les molécules,
la mole, telle que la masse d'une mole de carbone 12
(
12C: isotope de carbone dont le noyau possède 6 neutrons et 6 protons) soit
de 12 grammes. Une mole contient donc N molécules. N est appelé
nombre d'Avogadro en hommage au chimiste italien Amadeo Avogadro. Le scientifique français Jean Perrin a déterminé que N = 6,022.10
23. Il existe des multiples à la mole: si N = 6,022.10
23
on parle de gramme mole (g.mole), mais on peut parler de kilogramme
mole (kg.mole) qui équivaut à 1000 g.mole, et les anglo-saxons utlisent
aussi la livre mole ou pound mole (lb.mole) qui correspond à 453,6
g.moles
La
matière présente sur la terre est en fait constituée d'un mélange de
différents isotopes. Ainsi le carbone est présent principalement sous la forme des
isotopes
12C et
13C (1%), de masses différentes. Ainsi la masse d'une mole de
12C est de 12g et la masse d'une mole de
13C est de 13,003g. Compte tenu de
la proportion des différents isotopes présents dans la nature, il est
établi que la masse d'une mole de carbone est en moyenne de 12,01g.
Les
masses molaires moyennes des atomes présents dans la nature terrestre
sont établies par une commission internationale dans le cadre de
l'IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) et
régulièrement mises à jour. La dernière version datant de 2005 est
consultable à l'adresse suivante:
http://iupac.org/publications/pac/pdf/2006/pdf/7811x2051.pdfLes
molécules étant constitués d'atomes, leur masse est naturellement la
somme des masses des atomes qui les constitue. On parle de masse
molaire, la masse d'une mole de ces composants.
Exemples de calcul de masse molaire
Composant | Formule chimique | Atomes constitutifs | Masse molaire |
---|
| | | Nombre | Masse | |
Eau | H2O | H (hydrogène) | 2 | 2x1,008g | 18,016g |
O (oxygène) | 1 | 1x16g |
Méthane | CH4 | C (carbone) | 1 | 1x12,01g | 16,042g |
H (hydrogène) | 4 | 4x1,008g |
Equation chimique
Les
molécules peuvent échanger certains de leurs atomes, ou bien se
dissocier ou encore s'associer, pour former de nouvelles molécules
présentant de nouvelles propriétés. Ces transformations sont nommées
réactions chimiques.
Toutes les réactions chimiques imaginables ne sont pas possibles, et
c'est tout l'art du chimiste de connaître ce qui est possible et ce qui
ne l'est pas.
Les réactions chimiques sont écrites selon les symboliques suivantes encore appelées
équations chimiques:
A + B --> C
A + B = C
avec A, B, C représentant des molécules de natures différentes
Les termes de gauche son nommés
réactifs, et ceux de droite sont nommés
produits de réaction
Les
atomes sont échangés entre molécules mais leur nombre et leur nature
sont conservés entre réactifs et produits de réaction. La première
étape d'un bilan matière d'une réaction chimique consiste à
équilibrer
l'équation chimique, c'est à dire ajuster dans l'équation chimique, le nombre de molécules
réactif et produit de réaction afin d'assurer la conservation des
atomes.
Quelques exemples:
| Nombre d'atomes dans: | |
---|
Equation | les réactifs | les produits | |
---|
H2 + O2 = H2O | H: 2 O: 2 | H: 2 O: 1 | non équilibrée |
2H2 + O2 = 2H2O | H: 4 O: 2 | H: 4 O: 2 | équilibrée |
3Fe + 2O2 = Fe3O4 | Fe: 3 O: 4 | Fe: 3 O: 4 | équilibrée |
CH4 + 1/2O2 = CO + 2H2 | C: 1 H: 4 O: 1 | C: 1 H: 4 O: 1 | équilibrée |
Stoechiométrie d'une réaction
La
stoechiométrie est la proportion de réactifs et de produits de réaction
correspondant à l'équation chimique équilibrée. Ainsi, pour la
production d'eau par réaction d'hydrogène et d'oxygène:
2H2 + O2 = 2H2O
la stoechiométrie est de 2 moles (ou 4g) d'hydrogène et de 1 mole (ou 32g) d'oxygène pour produire 2 moles (ou 36g) d'eau.
La
stoechiométrie peut s'exprimer par rapport à un produit ou un réactif:
on parlera alors par exemple de 1 mole d'hydrogène pour 1 mole d'eau ou
d'une demi mole d'oxygène pour 1 mole d'eau, ou encore de 2 molesd'hydrogène pour 1 mole d'oxygène.
On parle de
mélange stoechiométrique pour désigner le mélange de réactifs dans la proportion exacte nécessaire pour la réaction.
Si un des réactifs est en quantité supérieure à ce qui est nécessaire pour la réaction, on parlera d'
excès par rapport à la stoechiométrie. Si au contraire il est en quantité inférieure, on parlera de
défaut par rapport à la stoechiométrie.
Taux de conversion d'un composant
La réaction des réactifs peut ne pas être complète pour différentes raisons:
-
si un des réactifs est en quantité insuffisante, la réaction cessera
lorsque le réactif en défaut est totalement consommé et avant la consommation complète du réactif en excès
- si la réaction est lente, le temps de séjour peut être insuffisant pour achever la conversion totale des réactifs
-
certaines réactions sont réversibles et parviennent à une situation
d'équilibre où les deux sens d'évolution se déroulent à la même
vitesse. La composition du milieu réactionnel n'évolue alors plus.
Le taux de conversion d'un réactif est le rapport (Q
0-Q)/Q
0 avec:
Q
0: quantité initiale de réactif
Q: quantité actuelle de réactif
Sélectivité d'une réaction
Dans
de nombreuses situations, plusieurs réactions chimiques conduisant à
des produits de réaction différents, peuvent se produire avec les mêmes
réactifs, ou au moins un réactif en commun. Les réactions conduisant aux produits de réaction non désirés
sont appelées
réactions secondaires ou
réactions parasites.
Exemple:
A + B = C
C + B = D
B réagit sur A pour donner C qui est produit désiré. Cependant B peut également réagir sur C pour donner D.
La
sélectivité d'une réaction est le rapport de la quantité de réactif
consommé ayant conduit au produit désiré, sur la quantité totale de
réactif consommé.
Rendement d'une réaction
Le rendement d'une
réaction, comme pour toute opération, est le rapport de la quantité
effectivement obtenue, sur la quantité maximum qu'on aurait dû
théoriquement obtenir. Il s'exprime souvent en pourcentage.
Si l'un
des réactifs est en défaut par rapport à la stoechiométrie de la
réaction, c'est lui qui limitera son avancement. C'est donc lui qui
déterminera la quantité maximum théorique de produit de réaction qu'on
peut obtenir et servant au calcul du rendement.