Organisation et transformation de la matiere

La matière existe sous différentes formes, appelées états physiques.

• Solide :
  • Forme propre et volume propre.
  • Particules très proches et ordonnées.
  • Exemple : un glaçon, une pierre.
• Liquide :
  • Pas de forme propre (prend la forme du récipient).
  • Volume propre.
  • Particules proches mais désordonnées, peuvent glisser les unes sur les autres.
  • Exemple : l'eau, l'huile.
• Gazeux :
  • Pas de forme propre et pas de volume propre (occupe tout l'espace disponible).
  • Particules très éloignées et très désordonnées.
  • Exemple : la vapeur d'eau, l'air.

Les changements d'état sont des passages d'un état physique à un autre, souvent sous l'effet de la température ou de la pression.

• Fusion (solide → liquide)
• Vaporisation (liquide → gazeux)
• Solidification (liquide → solide)
• Liquéfaction (gazeux → liquide)
• Sublimation (solide → gazeux)
• Condensation (gazeux → solide)

La plupart des substances que nous rencontrons sont des mélanges.

• Un corps pur est une substance constituée d'une seule espèce chimique (ex: eau pure, dioxygène).
• Un mélange est constitué de plusieurs corps purs.

Il existe deux types de mélanges :

• Mélange homogène : Les différents constituants ne sont pas visibles à l'œil nu. On ne peut pas les distinguer.
  • Exemple : eau salée, air (mélange de gaz).
• Mélange hétérogène : On peut distinguer à l'œil nu au moins deux constituants.
  • Exemple : eau + huile, eau + sable.

Plusieurs techniques de séparation existent pour les mélanges hétérogènes :

• Décantation : laisser reposer un mélange liquide-solide ou liquide-liquide non miscible.
• Filtration : retenir les particules solides à l'aide d'un filtre.

Pour les mélanges homogènes, on peut utiliser :

• Distillation : séparer des liquides miscibles par différence de températures d'ébullition.
• Évaporation : séparer un solide dissous dans un liquide (le liquide s'évapore).

Ces deux grandeurs sont fondamentales pour décrire la matière.

• La masse ($m$) représente la quantité de matière contenue dans un corps.
  • Elle se mesure avec une balance.
  • Son unité légale est le kilogramme (kg), mais le gramme (g) est souvent utilisé.
  • La masse est une propriété intrinsèque de l'objet et ne change pas avec le lieu.
• Le volume ($V$) représente l'espace occupé par un corps.
  • Il se mesure avec une éprouvette graduée pour les liquides, ou par déplacement d'eau pour les solides irréguliers.
  • Son unité légale est le mètre cube ($m^3$), mais le litre (L) ou le millilitre (mL) sont très courants ($1\text{ L} = 1\text{ dm}^3$, $1\text{ mL} = 1\text{ cm}^3$).

La conservation de la masse : Lors d'un changement d'état ou d'une dissolution, la masse totale du système reste la même. Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme.

L'atome est la brique élémentaire de la matière.

• Modèle de l'atome : Un atome est constitué d'un noyau central autour duquel gravitent des électrons.
• Constitution de l'atome :
  • Le noyau est composé de protons (charge électrique positive, $p^+$) et de neutrons (charge électrique nulle). Ils sont appelés nucléons.
  • Les électrons (charge électrique négative, $e^-$) sont en mouvement autour du noyau.
• Un atome est électriquement neutre : il y a autant de protons que d'électrons.
• Le numéro atomique ($Z$) : C'est le nombre de protons (et donc d'électrons) dans un atome. Il caractérise l'élément chimique.
  • Exemple : Un atome de Carbone (C) a $Z=6$, il a donc 6 protons et 6 électrons.

Une molécule est un assemblage d'au moins deux atomes liés entre eux.

• Les atomes peuvent être identiques (ex: $O_2$ - dioxygène) ou différents (ex: $H_2O$ - eau).
• Une formule chimique indique la nature et le nombre de chaque type d'atomes dans une molécule.
  • Exemple : $H_2O$ signifie 2 atomes d'hydrogène (H) et 1 atome d'oxygène (O).
  • Exemple : $CO_2$ signifie 1 atome de carbone (C) et 2 atomes d'oxygène (O).
• Représentations moléculaires :
  • Modèle éclaté : montre les liaisons entre les atomes (ex: $H-O-H$ pour l'eau).
  • Modèle compact : les atomes sont représentés par des sphères colorées, les liaisons ne sont pas visibles.
  • Modèle de Lewis : montre les doublets d'électrons liants et non liants.

Un ion est un atome ou un groupe d'atomes qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Il n'est donc plus électriquement neutre.

• Cation : un atome qui a perdu un ou plusieurs électrons. Il porte une charge positive.
  • Exemple : $Na^+$ (ion sodium, a perdu 1 électron), $Ca^{2+}$ (ion calcium, a perdu 2 électrons).
• Anion : un atome qui a gagné un ou plusieurs électrons. Il porte une charge négative.
  • Exemple : $Cl^-$ (ion chlorure, a gagné 1 électron), $O^{2-}$ (ion oxyde, a gagné 2 électrons).
• Formules des ions : La charge est indiquée en exposant.
• Les solutions ioniques sont des mélanges homogènes contenant des ions dissous dans un solvant (souvent l'eau). Elles conduisent le courant électrique.

Une transformation physique est un changement d'état ou de forme de la matière, mais sans modification de sa nature chimique.

• Les espèces chimiques présentes avant et après la transformation sont les mêmes.
• Exemples :
  • Changements d'état (fusion d'un glaçon, ébullition de l'eau). L'eau reste de l'eau ($H_2O$), qu'elle soit solide, liquide ou gazeuse.
  • Dissolution du sucre dans l'eau. Le sucre et l'eau sont toujours présents, ils sont juste mélangés.

Une transformation chimique (ou réaction chimique) est un processus où des substances (les réactifs) se transforment en de nouvelles substances (les produits) avec des propriétés différentes.

• De nouvelles espèces chimiques sont formées.
• Les réactifs sont les substances de départ.
• Les produits sont les substances formées.
• Une réaction chimique est représentée par une équation de réaction :
  • Réactifs → Produits
  • Exemple : $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$ (formation d'eau à partir de dihydrogène et de dioxygène).

Lors d'une transformation chimique, deux lois fondamentales sont respectées :

• Loi de conservation de la masse (Loi de Lavoisier) : La masse totale des réactifs consommés est égale à la masse totale des produits formés. La masse se conserve.
• Conservation des atomes : Les atomes ne sont ni créés ni détruits lors d'une réaction chimique, ils sont simplement réarrangés pour former de nouvelles molécules.
  • Il y a le même nombre de chaque type d'atome avant et après la réaction.
• Équilibrage des équations de réaction (ou ajustement des coefficients stœchiométriques) : C'est l'opération qui consiste à placer des nombres (coefficients) devant les formules chimiques pour s'assurer que le nombre de chaque type d'atome est le même des deux côtés de la flèche de réaction.
  • Exemple : $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$
    • Côté réactifs : 1 C, 4 H, 4 O
    • Côté produits : 1 C, 4 H, 4 O
    • L'équation est équilibrée.

La combustion est une réaction chimique vive et exothermique (qui dégage de la chaleur) entre un combustible (qui brûle) et un comburant (qui permet la combustion, souvent le dioxygène $O_2$).

• Combustion complète : Se produit avec suffisamment de dioxygène. Les produits sont le dioxyde de carbone ($CO_2$) et l'eau ($H_2O$).
  • Exemple : $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$ (combustion du méthane)
• Combustion incomplète : Se produit avec un manque de dioxygène. Elle produit, en plus du $CO_2$ et de $H_2O$, du monoxyde de carbone ($CO$, gaz très toxique et inodore) et du carbone (suie).
  • Exemple : $2CH_4 + 3O_2 \rightarrow 2CO + 4H_2O$ (combustion incomplète du méthane)
• Dangers des combustions : Le monoxyde de carbone $CO$ est mortel. La suie encrasse les appareils et peut provoquer des incendies.

Ces réactions impliquent des acides et des bases.

• Un acide est une substance capable de libérer des ions $H^+$ (appelés aussi protons) en solution. Le pH d'une solution acide est inférieur à 7.
• Une base est une substance capable de capter des ions $H^+$ ou de libérer des ions $OH^-$ en solution. Le pH d'une solution basique est supérieur à 7.
• La mesure du pH : Le pH (potentiel hydrogène) est une grandeur qui indique l'acidité ou la basicité d'une solution.
  • pH < 7 : solution acide
  • pH = 7 : solution neutre
  • pH > 7 : solution basique (ou alcaline)
  • On le mesure avec du papier pH ou un pH-mètre.
• Neutralisation : C'est la réaction entre un acide et une base qui produit généralement de l'eau et un sel. La solution devient plus proche de la neutralité (pH 7).
  • Exemple : $HCl + NaOH \rightarrow H_2O + NaCl$ (acide chlorhydrique + hydroxyde de sodium → eau + chlorure de sodium).

Une réaction de précipitation est une réaction en solution aqueuse qui conduit à la formation d'un précipité, c'est-à-dire un solide insoluble.

• Ce solide apparaît sous forme de fines particules qui rendent la solution trouble, puis se déposent.
• Ces réactions sont souvent utilisées pour l'identification d'ions en solution.
  • Exemple : Pour identifier les ions chlorure ($Cl^-$), on ajoute du nitrate d'argent ($AgNO_3$). S'il y a des ions chlorure, il se forme un précipité blanc de chlorure d'argent ($AgCl$) qui noircit à la lumière.
  • $Ag^+(aq) + Cl^-(aq) \rightarrow AgCl(s)$
• Exemples courants : La formation de tartre dans l'eau chaude est une forme de précipitation.