3 niveaux d'assemblage de la matière: atome, molécule, matière (du + petit au + grand) dont la matière se trouve sous la forme liquide, solide, ou gazeuse
Ces états sont définis sous leurs aspects macroscopiques avec des propriétés communes, et sont présents dans des conditions données de pression et de température
3 paramètres importantes sont à prendre en compte pour caractériser ces 3 états:
Dans la matière, on retrouve 2 tendances antagosites (opposés):
Tant que le milieu ne se retrouve pas au zéro absolu à 0 Kelvin, il existera toujours une agitation moléculaire dû à la chaleur. Ces agitations vont être la cause du désordre régnant au sein de la matière. L'agigation thermique sera dû à 3 types de mouvement notamment les mouvements de translation, de rotation et de vibration. L'énergie correspondant à l'agitation moléculaire sera donc égale à la somme des énergies des 3 types de mouvement.
Différentes forces d'interactions opérent au sein de la matière:
Il existe 3 types de forces intermoléculaires attractives:
On a aussi les forces de répulsion dans les forces intermoléculaires à cause du repoussement des noyaux positives et des électrons négatifs d'atomes différentes.
On observe que de la matière en cohésion dans la nature. Cependant, il y règne des forces attractives et répulsives. Lorsque 2 atomes sont très proche l'une de l'autre, ces derniers se repoussent dû à la domination des forces de répulsion sur les ofrces de cohésion. Il existe une distance entre les 2 atomes où les forces de répulsion et les forces d'attraction se compensent Puis au-delà de cette distance, les forces d'attractions sont plus importantes que les forces de répulsion. Au bout d'une distance trop importante, les 2 atomes n'intéragissent plus.
Parmi les forces intramoléculaires:
Les liaisons covalentes correspondent à la mise en commun de 2 électons périphériques/valences de 2 atomes.
Les liaisons covalentes polarisées et ioniques correspondent à un partage inéquitable des électrons entre les 2 atomes. Dans le premier cas, un atome électronégatif attire vers lui un électron d'un atome moins électronégatif sans lui l'arracher. Dans la liaison ionique, cet électron est arraché et les 2 atomes chargées gravitent l'un autour de l'autre.
Les liaisons métalliques sont caractéristiques des composants en métal et des alliages. Chaque atome de métal reçoit et donne des électrons de proche en proche. On observe ainsi au niveau du matériau une conduction d'électron qui est responsable de la conductivité électrique et thermique des métaux.
Les liaison hydrogènes sont des liaisons intermoléculaires particulières qui ont lieu entre un hydrogène et une molécule polaire avec au moins un doublet non liant. On retrouve ces liaisons abondamment dans l'eau entre l'oxygène d'un atome et l'hydrogène d'un autre atome d'H20. Ces liaisons sont considérés comme faible mais sont quand même plus forte en terme d'énergie que celle de Van der Waals. Cela permet de stabiliser la matière
(dans le cas de l'eau, la température de fusion est beaucoup plus importante que la normale grâce aux liaisons H).
En résumé, l'énergie de liaison entre 2 atomes est égal à la somme de l'énergie de dispersion (translation, rotation, vibration) et de l'énergie de cohésion.
La mole est l'unité de la quantité de matière. Elle correspond au nombre d'entité (au nombre d'atome) qu'il y a dans 12g de Carbone 12.
La quantité de matière n correspond au rapport du nombre d'entité N par la constante d'Avogadro Na. Ainsi:
n = N/Na (n en mol, N sans unité et Na en mol-1 qui vaut 6,022.10^23)
Dans cette formule, la quantité de matière n ne dépend pas de la nature de la substance considérée.
La masse molaire M est le rapport de la masse m par la quantité de matière n. La masse molaire dépend évidemment de la nature de la substance. On a donc M = m/n (M en mol/g, m en g et n en mol)
Pour les solutions (solvant = liquide qui dissout; soluté = substance dissoute), on utilise deux autres formules:
Un gaz occupe toujours le volume qu'on lui offre, il est expansible à l'infini spontanément et on doit l'étudier dans des conditions de pression et de température bien précise.
A l'échelle microscopique, les gaz parfaits suivent une loi qui dit qu'il n'y a pas d'interaction entre les molécules et que le volume des molécules est négligeable par rapport à la distance intermoléculaire moyenne.
Les gaz parfaits suivent une équation qui permet de trouver différents paramètres en fonction des données disponibles:
PV = nRT (P en Pa, V en m3, n en mol, R est la constate des gaz parfait, T en K)
-PV représente également un travail qui pourra être réutilisé
A l'échelle macroscopique, tout gaz parfait doit absoluement respecter 5 lois simultanément:
Les gaz réels subissent des interactions entre eux et les atomes sont plus gros. Van Der Waals a émis une formule pour relier les paramètres d'un gaz parfait:
Pour se rapprocher d'un gaz parfait, le gaz réel doit:
Tout ceci permet d'annuler d'une part le terme an²/V² et d'autre part le terme nb de l'équation de Van Der Waals.
La théorie cinétique des gaz stipule que les molécules de gaz sont éloignées les uns des autres, leurs déplacements sont continue, rectiligne et à grande vitesse, et entrent en collision avec la paroi du récipient et les autres molécules. Cette théorie dit enfin que plus une molécule est lourde, plus son déplacement est lent.
Une solution est totalement miscibile lorsque les composants se mélangent complètement et que la solution est homogène (eau+méthanol).
Mais il existe toujours une limite à partir de laquelle les composants ne sont plus miscible: la solution est saturée.
La solubilité peut dépendre de:
La solubilité d'un gaz dans un liquide est régit par la loi de Henry qui stipule qu'à température et à saturation, la quantité de gaz dissous dans un liquide est proportionnelle à la pression partielle qu'exerce ce gaz sur le liquide. La formule est V(dissous) = ανP/760 ( V(dissous) en L, α est le coefficient d'absorption du liquide, P est la pression partielle en mmHg) (il faut enlever 760 si on mesure avec la pression en Pa).
Ce dernier dépend de plusieurs paramètres:
La solubilité d'un gaz dans un liquide présente 3 cas de figure à température constante:
La solubilité (ou solvatation) d'un liquide ou d'un solide dans un liquide dépend de la polarisation du soluté et du solvant. Il peut y avoir différentes intéractions (liaisons hydrogènes, Van Der Walls ou ioniques). De plus, un soluté ne peut se dissoudre que si les interactions soluté solvant compensent la perte des interactions soluté soluté et solvant solvant.
Pour les solvatations liquide liquide, on distingue les solutions électrolytiques (avec apparition d'ions) des solutions non électrolytiques
Un solide apolaire se solvate bien dans un solvant apolaire et un solide polaire se solvate bien dans un solvant polaire.
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