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Cours de chimie minérale Ingénieurs Génie Chimique option Pétrole 1ère année 1

Cours de chimie minérale Ingénieurs Génie Chimique option Pétrole 1ère année 1 Pr. ADOUBY Kopouin Année académique 2010-2011 Chapitre 1 : Généralités sur les états de la matière La plupart des corps existent sous trois états physiques (solides, liquides, gaz) connus sous le nom d’état de la matière. Du point de vue structurale, chaque état de la matière correspond à un certains degré d’organisation de la matière. Ces particules peuvent être des ions, des atomes ou des molécules. Les particules sont liées entre elles par des forces représentant une certaine énergie : l’énergie de liaison. Le degré d’organisation des particules est déterminé par une valeur bien déterminée de cette énergie. Lorsqu’il n’intervient aucune agitation thermique (zéro absolu), les forces de liaison imposent aux particules une organisation rigide : C’est l’état solide (amorphe ou cristallisé). L’énergie U1 des forces de liaison est assez importante entre les particules. Ces forces assurent au solide une forme et un volume propre. Un solide ne pourra être déformé que sous l’action de contrainte extérieure importante. Chauffons progressivement ce solide. Au cours de cette opération, on communique aux particules une certaine énergie cinétique W. Les particules se mettent à vibrer autour de leur position d’équilibre. Si W ‹ U1 alors le corps reste solide. Mais si W › U1 alors les particules pourront non seulement vibrer, mais quitter leur position d’équilibre. L’organisation rigide est alors réduite et un nouvel état (liquide) apparait. Le passage de l’état solide à l’état liquide est le point de fusion. Dans l’état liquide, les particules sont maintenues en contact entre elles par des liaisons de faible énergie (forces de Van der Waals, liaison hydrogène, …). Il en résulte que les liquides, tout en conservant un volume propre, n’auront plus de forme déterminée. Ils adoptent celle du récipient qui les contient. Les liquides sont très facilement déformables. En continuant de chauffer, si W ‹ U2, le corps reste liquide. Par contre si W › U2, les forces de faible énergie vont se rompre et les particules ne seront plus maintenues au contact entre elles : on a le point d’ébullition. Les particules seront séparées par des distances considérables par rapport à leur dimension : c’est l’état gazeux. Il ne possède ni forme, ni volume propre. Si on continue de chauffer, c’est la structure même des particules qui va être attaquée. Les électrons seront extraits de la structure de l’atome ou de la particule pour former des ions ou des radicaux libres. L’état gazeux sera donc stable entre U2 et une valeur U3 de l’énergie dite d’ionisation. D’une manière générale, on ne considère que les trois premiers états de la matière : solide, liquide et gazeux. L’état condensé est constitué des états solide et liquide. C’est un état caractérisé par l’existence des forces de liaison entre les particules. Cours de chimie minérale Ingénieurs Génie Chimique option Pétrole 1ère année 2 Pr. ADOUBY Kopouin Année académique 2010-2011 1. Différentes relations entre les états de la matière Tous les corps peuvent en principe exister sous les trois états : 2. Caractéristiques des états de la matière 2.1. Etat gazeux Les particules sont très éloignées les unes des autres. C’est un état non condensé et désordonné. 2.2. Etat liquide Les particules sont au contact les unes des autres, mais leur position se modifie continuellement du fait de l’existence d’une agitation moléculaire. C’est un état condensé et désordonné. 2.3. Etat solide Les particules ont moins de liberté. C’est un état o les forces de cohésion à courte distance sont prédominantes. Les mouvements des particules se réduisent à de simples oscillations autour des positions d’équilibre. C’est un état condensé qui peut être ordonné (cristallin) ou désordonné (amorphe). 3. Etat cristallin Les propriétés d’un solide dépendent à la fois de la nature des atomes intervenant dans sa composition et de leur arrangement. Ainsi, un solide est dit amorphe lorsque les particules qui le constituent sont reparties de façon désordonnée. Un solide cristallisé est caractérisé par une répétition ordonnée dans l’espace. Chaque particule peut se déduire d’une particule de même nature par une opération de translation. 3.1. Notion de solide parfait Le solide parfait ou cristal est formé par une répétition tridimensionnelle d’une partie élémentaire appelée maille du réseau cristallin. Un solide parfait est ce que le gaz parfait Sublimation Fusion Evaporation Solidification Condensation Sublimation inverse Solide Liquide Gazeux Cours de chimie minérale Ingénieurs Génie Chimique option Pétrole 1ère année 3 Pr. ADOUBY Kopouin Année académique 2010-2011 représente pour les gaz. Il est caractérisé par un arrangement triplement périodique d’atomes, d’ions ou de molécules dans les trois directions de l’espace. L’état cristallin diffère de l’état amorphe dans lequel cet arrangement périodique n’est que local. 3.2. Différents types de cristaux On classe en général les cristaux d’après la nature de la liaison chimique assurant leur cohésion : liaisons fortes (cristaux métalliques, cristaux ioniques et cristaux covalents) et liaisons faibles (cristaux moléculaires dans lesquels les particules sont des molécules et la liaison est de type Van der Waals et/ou hydrogène). Cours de chimie minérale Ingénieurs Génie Chimique option Pétrole 1ère année 4 Pr. ADOUBY Kopouin Année académique 2010-2011 Chapitre 2 : Les liaisons chimiques De façon générale, les atomes isolés neutres sont stables. Lorsqu’ils sont mis en présence les uns des autres, ils s’unissent pour former des assemblages conduisant soit à des corps simples ou composés constitués de molécules bi ou polyatomiques (N2, O2, NH3, protéines, etc.) ; soit à des édifices beaucoup plus gros tels que les cristaux ioniques (ex. NaCl) ou métalliques (les métaux) dans lesquels les atomes se lient à l’infini. La tendance des atomes à s’unir entre eux est un cas particulier de la loi de la thermodynamique selon laquelle tout système évolue spontanément vers l’état où il est le plus stable c’est-à-dire où son enthalpie libre (∆G) est minimale. Ainsi, tout comme cette fonction thermodynamique, la tendance des atomes à s’unir dépend de la température et de la pression. En se liant entre eux, les atomes mettent en jeu des électrons ; on dit qu’il y a liaison chimique. Cette liaison s’établie par une redistribution de densité électronique des atomes considérés, assurant au système une énergie minimale. Du point de vue structural, il est important de savoir pourquoi les assemblages (noyau et électrons) sous forme de molécules sont plus stables que ces mêmes assemblages au niveau atomique. Ainsi, il a été possible de classer les liaisons chimiques en liaisons fortes et en liaisons faibles. 1. Configuration électronique externe et niveaux d’énergie Deux remarques fondamentales permettent d’aborder l’étude de la stabilité des molécules et des cristaux :  Les atomes des gaz nobles n’ont pas tendance à s’unir entre eux ou à d’autres atomes. Leurs molécules sont monoatomiques (ex. He, Ne, Ar, Kr, Xe, etc.) ;  La tendance des autres atomes à s’unir entre eux montre que l’énergie d’un ensemble d’atomes peut être abaissée par suite de leur rapprochement. De ces remarques, il ressort qu’un ensemble d’atomes de gaz noble est particulièrement stable ; plus stable que l’ensemble des molécules formées par l’union de ces gaz entre eux ou avec d’autres atomes. Les configurations électroniques des atomes de gaz noble à l’état fondamental montre que :  Leur dernière couche dont dépendent essentiellement les propriétés chimiques des atomes, est occupée par 8 électrons : 2 électrons s et 6 électrons p soit ns2 np6 sauf l’hélium (1s2) ; Cours de chimie minérale Ingénieurs Génie Chimique option Pétrole 1ère année 5 Pr. ADOUBY Kopouin Année académique 2010-2011  Tous les électrons y sont appariés. On en-déduit que par union d’atomes quelconques, les électrons célibataires de chacun d’entre eux s’apparient pour obtenir la configuration électronique externe d’un gaz noble. La stabilité des molécules ou des cristaux ainsi obtenus est supérieure à celle des atomes séparés. 2. Etablissement des liaisons entre atomes Soit l’atome de soufre (S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4) ; sa couche externe est en 3s2 3p4. Ses atomes auront tendance à s’unir à d’autres atomes de telle sorte que leur couche 3 acquiert deux électrons supplémentaires et devienne ainsi identique à la couche externe du gaz rare argon (18Ar) : sa couche sera donc 3s2 3p6. Si l’on considère des atomes de sodium (11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1), ceux-ci auront tendance à s’unir à d’autres atomes de telle sorte que leur couche 3 perde son électron et que leur couche externe (2s2 2p6) devienne identique à celle du gaz noble néon (10Ne). 2.1. Liaisons fortes On distingue ici trois types de liaisons : les liaisons covalentes, les liaisons ioniques et les liaisons métalliques. 2.1.1. Liaisons covalentes  Définitions Il y a liaison covalente entre deux atomes lorsqu’il y a mise en commun d’un doublet électronique. Ceci se fait de plusieurs façons :  Soit que des atomes identiques apportent chacun un électron : la liaison covalente est dite homopolaire.  Soit les atomes apportant chacun un électron sont différents : la liaison covalente formée sera dite polarisée. C’est le cas lorsque les deux atomes ont des électronégativités différentes. La molécule ainsi obtenue est un uploads/Ingenierie_Lourd/ cours-chimie-minerale-pr-adouby.pdf