Synthèse 1

Nous avons réalisé un mélange de deux substances, le fer et le soufre, dont nous avions préalablement étudié quelques propriétés . Nous basant sur ces propriétés, il nous a été possible de séparer les constituants du mélange fer-soufre en faisant appel à diverses manipulations:

la flottation et la décantation;
la dissolution, la filtration et l’évaporation (cristallisation);
l’aimantation.

A la suite de ces diverses manipulations, le fer et le soufre ont conservé leurs propriétés caractéristiques initiales.

Lors de la combustion du mélange fer-soufre, les propriétés caractéristiques initiales du fer et du soufre ont été perdues. Le solide gris est une nouvelle substance. Sous l’effet de la chaleur, le fer et le soufre ont formé du sulfure de fer. Nous écrirons:

Fer + Soufre Sulfure de fer

Chaleur

Sous l’action de la chaleur, le fer et le soufre ont formé du sulfure de fer, mais il subsiste un excès de fer dont les propriétés caractéristiques initiales sont restées inchangées.

Nous écrivons:

Mélange	Réaction	Produit
Fer + Soufre	Sulfure de fer
7g + 4g	11g

Synthèse 2

Toutes les manipulations que nous avons réalisées depuis le début de ce cours peuvent être classées en deux catégories facilement distinctes:

catégorie 1: les manipulations qui conservent aux constituants d’un mélange, ou à une substance, leurs propriétés caractéristiques initiales;

catégorie 2: les manipulations qui conduisent à une transformation des constituants d’un mélange, ou d’une substance, avec pour conséquence la perte des propriétés caractéristiques initiales de ceux-ci.

Nous appellerons « phénomènes physiques » les manipulations de la catégorie 1.

Nous appellerons « phénomènes chimiques » les manipulations de la catégorie 2.

Ainsi, nous pouvons écrire:

La formation d’un mélange et les opérations de séparation de ses constituants sont des:

phénomènes physiques.

Ils ont lieu entre:

plusieurs substances;
en proportions quelconques;
les constituants conservent leurs propriétés caractéristiques initiales.

La transformation fer + soufre en sulfure de fer est un:

phénomène chimique.

Il a lieu entre:

plusieurs substances;
en proportions fixes et définies;
les réactifs perdent chacun leurs propriétés caractéristiques initiales.

D’une manière générale, lors de phénomènes physiques la matière ne subit pas de transformations (le fer reste du fer, le soufre reste du soufre).

A l’inverse, lors de phénomènes chimiques la matière subit de profondes transformations (le fer et le soufre se transforment en sulfure de fer).

Synthèse 3

La matière est divisible quel que soit son état physique: solide, liquide ou gazeux.

1.4. Les limites de divisibilité de la matière

Une association d’atomes s’appelle une « molécules« . Les particules élémentaires qui constituent une substance peuvent être soit des atomes soit des molécules, cela dépend de la substance considérée.

Nous pouvons maintenant introduire de nouvelles notions.

Nous appellerons « corps simple » une substance composée d’atomes semblables, de même nature, ou une substance composée de molécules semblables, de même nature, molécules elles-mêmes composées d’atomes semblables, de même nature.

Nous appellerons « corps composé » une substance composée de molécules semblables, de même nature, elles-mêmes composées d’atomes dissemblables, de natures différentes.

Nous appellerons « substance pure » ou « corps pur » une substance formée uniquement d’atomes ou de molécules de même nature.

Nous avons déjà rencontré divers « corps purs simples »: le fer, le soufre, l’iode, le cuivre…

Nous avons aussi déjà rencontré divers « corps purs composés »: le tétrachlorure de carbone, l’acide chlorhydrique, l’acide nitrique, le sulfure de fer…

Il convient de préciser que de nombreux corps purs simples ne sont pas de vulgaires empilements d’atomes. Au contraire, ces atomes montrent fréquemment une disposition géométrique qui leur est propre. Un nombre défini d’atomes se regroupent et forment ce que l’on appelle un cristal. Le fer est constitué d’atomes de fer regroupés par neuf au sein d’un cristal dont la disposition géométrique est un cube centré (un atome occupe le centre du cube).

Cristal de pyrite:

Cristal de soufre:

Cristal de magnétite:

La force de cohésion qui maintient la stabilité d’un tel cristal se nomme l’affinité atomique.

Le soufre montre un cristal formé de huit atomes. La disposition géométrique au sein du cristal est de la plus haute importance. Le carbone, exemple le plus célèbre, se nomme diamant ou graphite (mine de crayon noir) selon la disposition géométrique qu’il adopte.

Nous est-il possible d’exploiter les notions que nous venons d’étudier afin de proposer un modèle de constitution de la matière tenant compte de ses états physiques? Nous connaissons les trois états de la matière: solide, liquide et gazeux. Nous savons qu’une même substance peut présenter successivement un de ces trois états: il faut lui fournir de l’énergie calorifique – on la chauffe ou on la refroidit – pour la faire passer d’un état à un autre. Concernant trois substances qui nous sont connues, nous pouvons écrire:

Constantes physiques

Fer

Température de fusion: 1 535 °C
Température d’ébullition: 2 750 °C

États physiques

Fer

Constantes physiques

Soufre

Température de fusion: 112 °C
Température d’ébullition: 444 °C

États physiques

Soufre

Constantes physiques

Eau

Température de fusion: 0°C
Température d’ébullition: 100 °C

États physiques

Eau

La fusion et l’ébullition, comme la dilution, sont des phénomènes physiques. Ils permettent la dispersion des atomes ou molécules.

Essayons de schématiser la structure moléculaire de la matière en fonction de son état physique, et donc de sa température. Pour cela, nous allons considérer un volume constant de matière que nous allons progressivement chauffer. Lorsque nous chauffons la matière, nous lui apportons de l’énergie calorifique que les molécules (atomes) utilisent pour rompre la cohésion moléculaire (atomique) qui assure l’état solide. Cette cohésion moléculaire (atomique) est due à l’existence de forces d’attraction entre molécules (atomes) dites forces de Van Der Waals.

Si nous apportons suffisamment d’énergie calorifique, les forces de Van Der Waals ne sont plus suffisamment intenses pour assurer la stabilité de l’édifice moléculaire (atomique). Les molécules (atomes) glissent les unes sur les autres: c’est l’état liquide. Si nous continuons à apporter de l’énergie calorifique en supplément, viendra le moment où la quantité d’énergie calorifique sera telle que les molécules (atomes) rompront leurs attaches et se sépareront les unes des autres: c’est l’état gazeux.

Une augmentation de la quantité de chaleur (par apport d’énergie calorifique) favorise l’agitation des molécules (atomes) jusqu’à leur séparation complète à l’état gazeux. L’augmentation de l’agitation moléculaire (atomique) se traduit par une élévation de la température. La température donne une indication de l’intensité de l’agitation moléculaire (atomique). Un solide peut être le siège d’une agitation moléculaire (atomique) intense, la température repérée est alors élevée. A l’inverse un gaz peut montrer une faible agitation moléculaire (atomique) – pensons à l’air qui nous entoure -, la température repérée est alors modérée. Comment expliquer que, à une température donnée (par exemple 20 °C), certaines substances sont liquides, d’autres solides, d’autres encore gazeuses? Rappelons-nous: la cohésion moléculaire (atomique) est assurée par les forces de Van Der Waals. Or l’intensité des forces de Van Der Waals dépend de la nature des molécules (atomes), donc de la substance, et en sont une caractéristique physique. Une substance au sein de laquelle l’intensité des forces de Van Der Waals est faible est gazeuse à 20 °C. Une substance au sein de laquelle l’intensité des forces de Van Der Waals est grande est solide à 20 °C. Une substance au sein de laquelle l’intensité des forces de Van Der Waals est médiocre est liquide à 20 °C. Ce phénomène explique que la température de fusion ou d’ébullition est une caractéristique propre et constante d’un corps pur. Par exemple, la température de fusion de l’eau est de 0 °C alors que celle du platine est de 1775 °C. Cela signifie simplement que l’intensité des forces de Van Der Waals est bien plus grande au sein du platine qu’au sein de l’eau.

Synthèse 4

La matière est divisible, mais cette divisibilité connaît ses limites. Pour une substance donnée, un corps pur donné, la plus petite particule que l’on puisse concevoir sans détruire ce corps pur se nomme l’atome ou la molécule.

Un corps pur composé est toujours constitué de molécules semblables, de même nature, qui sont dans ce cas des assemblages d’atomes dissemblables, de natures différents.

Un corps pur simple est composé d’atomes identiques, de même nature, qui souvent s’associent entre eux pour former des cristaux ou des molécules.

La matière existe sous trois états physiques distincts: solide, liquide et gazeux. Dans un solide, les molécules (atomes) du corps pur sont serrées, rangées régulièrement et s’attirent très fortement entre elles (grande intensité des forces de Van Der Waals). Dans un liquide, les molécules (atomes) du corps pur sont moins serrées, peuvent glisser librement les unes sur les autres et s’attirent modérément entre elles (médiocre intensité des forces de Van Der Waals). Dans un gaz, les molécules (atomes) du corps pur sont à distance les unes des autres, se meuvent librement et ne s’attirent pas entre elles ou très faiblement (très petite intensité des forces de Van Der Waals).

La température d’un corps n’est pas une grandeur physique mesurable, mais traduit l’intensité de l’agitation moléculaire (atomique) au sein de ce corps. On ne mesure pas la température, on la repère.

1.5.La loi de Lavoisier

Reprenons le cas, maintenant bien connu, de deux corps purs qui réagissent pour en former un troisième. La première réaction chimique que nous avons étudiée est de celles-là:

Fer + Soufre Sulfure de fer

Chaleur

Que deviennent les masses des corps purs qui réagissent ( la masse du fer et la masse du soufre)?

La somme des masses des réactifs est égale à la masse du produit formé.

Iodure de potassium + Nitrate d’argent Iodure d’argent + Nitrate de potassium

La somme des masses des réactifs est égale à la somme des masses des produits formés.

Cette loi fut énoncée en 1785 par le chimiste français Lavoisier et est connue sous le nom de « Loi de Lavoisier » ou « Loi de la conservation de la masse ».

Lorsque la réaction produit un gaz, cette loi n’est vérifiable qu’en système fermé (le gaz formé ne doit pas s’échapper du flacon le contenant). Il en est de même si la réaction consomme l’oxygène de l’air (cet oxygène doit être présent dans l’air ambiant du flacon hermétiquement scellé qui contient les réactifs).

La loi de Lavoisier s’explique aisément si l’on admet que le nombre d’atomes de chaque élément chimique est identique avant et après la réaction. Reprenons la réaction:

Iodure de potassium + Nitrate d’argent Iodure d’argent + Nitrate de potassium

Si l’on admet la convention de couleur suivante:

Argent

Iode

Azote

Oxygène

Potassium

Nous aurons la représentation moléculaire suivante:

Le cas de la formation du sulfure de fer est, en apparence, plus complexe en raison de l’existence du fer et du soufre sous la forme de cristaux à l’état naturel. Le cristal de soufre compte huit atomes, le cristal de fer neuf atomes. Comme un atome de fer réagit avec un atome de soufre pour former une molécule de sulfure de fer, nous devrions en toute rigueur faire réagir neuf cristaux de soufre avec huit cristaux de fer (72 atomes de soufre et 72 atomes de fer) pour obtenir 72 molécules de sulfure de fer. Dans la pratique, nous considérons la réaction à partir du moment où la quantité de chaleur fournie aux réactifs est suffisante pour casser l’édifice cristallin, les réactifs sont en fusion (à l’état liquide) et les atomes glissent facilement les uns sur les autres de telle sorte que l’on peut les considérer individuellement:

Fer +

Soufre

Sulfure de fer

La conservation du nombre d’atomes de chaque espèce chimique entraîne la conservation de la masse du système. Il ne se crée pas de matière, il ne se détruit pas de matière durant une réaction chimique, mais la matière subit des transformations. Ce principe fut déjà soupçonné dès l’antiquité et se traduit par l’aphorisme (proposition générale énoncée en peu de mots) suivant: « rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ».

Synthèse 5

La « Loi de Lavoisier » s’énonce comme suit: dans toute réaction chimique, la somme des masses des réactifs est égale à la somme des masses des produits formés.

L’interprétation moléculaire en est que le nombre d’atomes de chaque élément chimique est identique avant et après la réaction.

1.6.La loi de Proust

Grâce à la loi de Lavoisier, nous savons que « dans toute réaction chimique, la somme des masses des réactifs est égale à la somme des masses des produits formés ». Une question intéressante est de savoir s’il existe un lien logique, défini, constant, caractéristique, entre les masses des réactifs ou la masse d’un réactif et la masse d’un produit formé. Au vu des expériences précédentes, nous pressentons une réponse positive car l’interprétation moléculaire de la loi de Lavoisier nous dit que « le nombre d’atomes de chaque élément chimique est identique avant et après la réaction ». La masse d’un atome d’un élément étant constante, la logique veut que de tels liens massiques entre réactifs ou entre un réactif et un produit formé existent

La loi de Lavoisier nous permet d’écrire:

Masse du fer + Masse du soufre = Masse du sulfure de fer.

Les masses du fer et du soufre qui s’unissent pour former du sulfure de fer sont dans un rapport constant. Des mesures très précises fournissent un rapport égal à 1.75. de la même façon, les masses de sulfure de fer et de soufre sont dans un rapport constant. Des mesures très précises fournissent un rapport égal à 2.75. Ceci signifie qu’une même masse de fer réagit toujours avec une même masse de soufre pour former une même masse de sulfure de fer.

Le rapport massique est différent pour chaque combinaison (produit formé). Lorsque le cuivre et le soufre s’unissent pour former du sulfure de cuivre|, le rapport massique du cuivre et du soufre est encore constant, mais différent de la valeur précédente. des mesures très précises fournissent les chiffres suivants:

Masse du cuivre / Masse du soufre = 3.97

Masse du sulfure de cuivre| / Masse du soufre = 4.97

Interprétation moléculaire

Nous savons que toutes les molécules d’un corps pur, composé ou simple, sont identiques entre elles. Nous savons aussi que le nombre des atomes de chaque élément qui constitue une molécule d’un corps pur donné est toujours le même. La molécule de sulfure de fer est toujours formée de 1 atome de fer et de 1 atome de soufre; la molécule de sulfure de cuivre| est toujours formée de 2

N atomes de soufre	+	N atomes de fer	N molécules de sulfure de fer
	+
Y grammes de soufre	+	X grammes de fer	X + Y grammes de sulfure de fer

atomes de cuivre et de 1 atome de soufre. Quel que soit le nombre de molécules de sulfure de fer, le nombre d’atomes de fer sera toujours identique au nombre d’atomes de soufre. Quel que soit le nombre de molécules de sulfure de cuivre|, le nombre d’atomes de cuivre sera toujours le double du nombre d’atomes de soufre. nous pouvons schématiser ceci de la manière suivante:

avec X/Y = 1.75 et (X + Y)/Y = 2.75

De la même façon nous aurons:

N/2 atomes de soufre	+	N atomes de cuivre	N/2 molécules de sulfure de cuivre\|
+
Y grammes de soufre	+	X grammes de cuivre	X+Y grammes de sulfure de cuivre\|

L’intérêt de la connaissance de cette loi est double:

Premièrement, elle permet de calculer avec précision les masses de réactifs à mettre en présence pour préparer un corps pur déterminé, sans qu’il y ait excès de l’un ou de l’autre réactif: économie d’argent, bonne pureté du corps pur synthétisé, bonnes conditions de sécurité de la manipulation.

Deuxièmement, le rapport massique de chaque combinaison étant constant et unique (propre à chaque combinaison), sa mesure précise est d’un précieux secours pour connaître la nature du corps pur synthétisé lors d’une réaction.

Nous pouvons maintenant introduire une nouvelle notion: appelons « combinaison chimique » la substance pure formée par association d’atomes lors d’une réaction chimique.

Synthèse 6

La loi de Proust ou des proportions définies nous apprend que: « lors de la formation d’un corps pur déterminé, le rapport entre les masses des deux réactifs ou le rapport entre les masses du produit formé et d’un réactif est constant ».

Son interprétation moléculaire signifie que: « lors de la formation d’un corps pur déterminé le rapport entre le nombre des atomes des deux réactifs est constant et indépendant du nombre de molécules du corps pur déterminé formé ». Ce qui peut se traduire par « la composition atomique des molécules d’un corps pur déterminé est identique pour chaque molécule » ou « toutes les molécules d’un corps pur déterminé ont la même composition atomique ». Le corps pur formé par association d’atomes lors d’une réaction chimique se nomme « combinaison chimique ».

Synthèse 7

Toute réaction d’association peut être traduite sous la forme d’un graphique des masses. La pente d’une droite nous donne la valeur du rapport des masses du produit formé et d’un réactif. La valeur du rapport des deux pentes nous donne la valeur du rapport des masses des réactifs. Ces quotients sont constants pour une combinaison donnée et propre à chaque combinaison.

1.7.La composition de l’air

Nous savons maintenant ce que signifient les termes: atome, molécule, corps pur simple, corps pur composé, mélange homogène, mélange hétérogène, phénomène physique, phénomène chimique, combinaison.

Par le biais de réactions d’association, nous avons étudié deux lois importantes: la loi de Lavoisier et la loi de Proust.

Nous sommes maintenant bien armés pour pousser plus avant nos investigations, et nous demander de quoi est composé le milieu au sein duquel nous vivons: l’air.

1.8. L’eau – Généralités

Lorsque l’eau est un corps pur composé, elle s’appelle eau distillée ou eau déminéralisée. L’eau distillée ne conduit pas le courant, mais elle est rendue conductrice par l’addition d’un peu d’acide et est dissociée par le passage du courant électrique dans des proportions précises en deux gaz.

Le dioxygène recueilli à l’anode (électrode positive) est un comburant. Le dihydrogène recueilli à la cathode (électrode négative) est un combustible. L’association des deux gaz dans des proportions précises forme de l’eau en présence d’une flamme ou d’une étincelle électrique. L’eau est le résultat d’une combinaison.

Les eaux naturelles (eaux minérales, eau de la conduite) sont des mélanges homogènes d’eau et d’autres substances dissoutes dans l’eau et qui rendent les eaux naturelles conductrices de l’électricité. Les eaux naturelles ne sont donc pas pour le chimiste des corps purs. Les eaux naturelles diffèrent entre elles en ce qu’elles contiennent une plus ou moins grande variété de substances différentes dissoutes et en quantités variables. C’est ce qui explique que les goûts varient. La composition chimique des eaux naturelles figure sur l’étiquette de la bouteille.

Synthèse 8

Le corps pur composé eau est formé de molécules identiques entre elles qui sont constituées de deux atomes d’hydrogène associés à un atome d’oxygène. L’eau pure (distillée ou déminéralisée) n’est pas conductrice de l’électricité. Elle est rendue conductrice par l’addition d’un peu d’acide et est alors dissociée par le passage d’un courant électrique continu (électrolyse), dans des proportions précises, en deux gaz:

1 volume de dioxygène recueilli à l’anode; le dioxygène est un comburant;

2 volumes de dihydrogène recueillis à la cathode; le dihydrogène est un combustible.

Ces deux gaz se combinent dans des proportions précises en présence d’une flamme ou d’une étincelle électrique pour former de l’eau. L’eau est le résultat d’une combinaison.

Les eaux naturelles, minérales, sont des mélanges homogènes d’eau et d’autres substances dissoutes dans l’eau. Ces substances rendent les eaux conductrices et sont responsables de leurs qualités gustatives.

1.9. La notion de valence

Au sein des molécules, les atomes sont liés entre eux. La loi de Proust nous apprend que les atomes s’unissent toujours dans les mêmes proportions pour former une molécule donnée. On peut en déduire que dans la molécule de sulfure de fer, un atome de fer est toujours lié à un atome de soufre.

Les associations entre atomes pour former une molécule ne sont pas quelconques.

Les molécules d’une substance ont une constitution bien déterminée qui dépend d’une caractéristique des différents atomes qui les composent: cette caractéristique s’appelle la valence d’un atome d’un élément dans une molécule.

Pour comprendre ce qu’est la valence d’un atome d’un élément dans une molécule, nous allons à nouveau nous intéresser à certaines molécules rencontrées dans le cadre de ce cours. Nous connaissons la structure des molécules suivantes: sulfure de fer, eau, dioxygène, dihydrogène, nitrate de potassium, iodure d’argent, diazote… Reprenons ces structures moléculaires.

Dioxygène

Diazote

Dihydrogène

Eau

Sulfure de fer

Sulfure de cuivre|

Essayons maintenant de découvrir quelle est cette propriété nommée valence.

Concentrons notre attention sur les informations qui nous sont apportées par les modèles moléculaires. Nous pouvons sans peine identifier le nombre d’atomes de chaque élément chimique présent au sein d’une molécule, mais aussi le nombre de liaisons simples formées par chaque atome. Focalisons-nous sur ces liaisons et voyons si nous pouvons dégager des similitudes ou des constantes quelle que soit la molécule envisagée.

Dans toutes les molécules jusqu’ici rencontrées, un atome d’oxygène forme toujours deux liaisons, un atome d’hydrogène une liaison, un atome de soufre deux liaisons, un atome d’azote trois liaisons: ce nombre de liaisons simples que peut former une espèce d’atomes s’appelle la valence.

Certaines espèces d’atomes, certains éléments, peuvent présenter plusieurs valences.

La valeur de la valence dépend alors de la molécule à la formation de laquelle participe l’élément. La valence s’écrit toujours en chiffres romains. Les valences les plus courantes sont très faciles à déterminer en regardant le tableau périodique des éléments: le chiffre romain placé au-dessus de chaque colonne représente la valence. En ce qui concerne les éléments plurivalents, la valence qui doit être utilisée lors de la formation de la molécule sera précisée par le professeur.

1.10. Les symboles atomiques

Les symboles atomiques sont en rapport direct avec le nom de l’atome de l’élément. La première lettre du nom de l’élément est notée en majuscule, puis, comme plusieurs noms d’éléments commencent par la même lettre, nous faisons suivre la première lettre d’une autre notée en minuscule. Le tableau ci-dessous reprend les principaux atomes et leur symbole.

Les principaux atomes et leur symbole
Al		Aluminium	Co		Cobalt	Ni		Nickel
Sb	Antimoine	Cu		Cuivre	Au	Or
Ag		Argent	Sn	Étain	O		Oxygène
Ar		Argon	Fe		Fer	P		Phosphore
As		Arsenic	F		Fluor	Pt		Platine
N	Azote	He		Hélium	Pb		Plomb
Ba		Baryum	H		Hydrogène	K	Potassium
Be		Béryllium	I		Iode	Ra		Radium
B		Bore	Kr		Krypton	Si		Silicium
Br		Brome	Li		Lithium	Na	Sodium
Ca		Calcium	Mg		Magnésium	S		Soufre
C		Carbone	Mn		Manganèse	W	Tungstène
Cl		Chlore	Hg	Mercure	U		Uranium
Cr		Chrome	Ne		Néon	Zn		Zinc

1.11. Les formules moléculaires

L’analyse chimique permet de décomposer les molécules des corps purs, simples ou composés, en leurs atomes constitutifs. Pour symboliser ces molécules les chimistes associent, suivant un ordre conventionnel, les symboles des atomes constitutifs des molécules analysées. Le symbole d’un élément est le plus souvent suivi d’un nombre noté en indice qui précise le nombre d’atomes de cet élément présents au sein d’une molécule du corps pur analysé. Seule exception:

le chiffre 1 n’est jamais noté.

Dans la pratique, il arrive souvent qu’un nombre précède la formule moléculaire: ce nombre porte le nom de coefficient et indique le nombre de molécules du corps pur qu’il convient de prendre en considération. A nouveau:

le chiffre 1 n’est jamais noté.

Donc dans la molécule Al₂O₃, nous constatons la présence de deux atomes d’aluminium et de trois atomes d’oxygène. Si nous écrivons 6 Al₂O₃, le chiffre 6 indique que nous devons considérer 6 molécules du corps pur et donc 12 atomes d’aluminium et 18 atomes d’oxygène.

1.12. Les groupements particuliers d’atomes.

Les formules moléculaires présentent souvent des groupements d’atomes entre parenthèses: ce sont des groupements particuliers dont nous retiendrons les principaux. Lorsqu’une molécule contient plusieurs fois le même groupement, les parenthèses sont suivies d’un indice qui indique combien de fois le groupement est contenu dans la molécule. Les principaux groupements particuliers et leur valence sont:

Formule	Nom	Valence
(CO₃)	Carbonate	\|\|
(OH)	Hydroxyde	\|
(NO₃)	Nitrate	\|
(PO₄)	Phosphate	\|\|\|
(SO₄)	Sulfate	\|\|

1.14. La notion de nombre d’oxydation

Les formules des substances chimiques sont déterminées expérimentalement. En général, cette recherche est longue et difficile. Une fois les formules connues, les chimistes ont essayé de trouver des méthodes pour les rechercher de manière théorique. Ils ont mis au point un outil mathématique: le nombre d’oxydation qui est un nombre attribué à chaque atome. Chez un élément isolé (Cu, Na…) et chez un corps pur simple (H₂, N₂, O₂…) le nombre d’oxydation de chaque atome est nul. Chez un corps pur composé, le nombre d’oxydation de chaque atome est un nombre entier positif ou négatif. Un atome possède un nombre d’oxydation positif ou négatif selon l’atome avec lequel il est uni. Les nombres d’oxydation les plus courants sont rassemblés dans le tableau ci-dessous. Dans ce cours, on doit toujours réunir deux atomes de nombre d’oxydation de signes contraires. La somme des nombres d’oxydation positifs et négatifs d’une molécule doit toujours être nulle.

Les nombres d’oxydation positifs

Sodium

Potassium

Argent

Mercure

Cuivre

Hydrogène

Chlore

Iode

Baryum

Zinc

Calcium

Magnésium

Manganèse

Cuivre

Fer

Plomb

Mercure

Cobalt

Nickel

Fer

Aluminium

Chrome

Azote

Phosphore

Chlore

Manganèse

Soufre

Carbone

Silicium

Azote

Phosphore

Chlore

Iode

Soufre

Chlore

Iode

Les nombres d’oxydation négatifs

-1

-2

-3

-4

Fluor

Chlore

Brome

Iode

Soufre

Oxygène

Azote

Phosphore

Carbone

Les groupements particuliers d’atomes possèdent eux aussi leur nombre d’oxydation:

Formule	Nom	Nombre d’oxydation
(CO₃)	Carbonate	-2
(OH)	Hydroxyde	-1
(NO₃)	Nitrate	-1
(PO₄)	Phosphate	-3
(SO₄)	Sulfate	-2

Il existe une méthode rapide pour former une molécule grâce aux nombres d’oxydation. Il s’agit d’attribuer en indice à un symbole d’un élément, la valeur absolue (sans le signe + ou -) du nombre d’oxydation de l’autre élément et inversement. Cette méthode porte le nom de méthode du chiasme.

Élément	Al	O
Nombre d’oxydation	+3	-2

La formule s’écrira: Al₂O₃

En général, il faut commencer par noter le symbole de l’élément dont le nombre d’oxydation est positif. Bien sûr il y a des exceptions (NH₃).

Synthèse 9

Les associations entre atomes pour former des molécules ne sont pas quelconques. Les molécules d’une substance montrent une constitution bien déterminée qui dépend de la valence des atomes constitutifs. La valence d’un atome caractérise sa capacité à former un certain nombre de liaisons simples. Certains atomes sont plurivalents. Il existe des groupements particuliers d’atomes qui possèdent une valence (carbonate, hydroxyde, nitrate, phosphate, sulfate…)

Pour trouver de manière théorique les formules des substances chimiques, les chimistes ont attribué à chaque atome un nombre d’oxydation. Chez un élément et chez un corps pur simple, le nombre d’oxydation de chaque atome est nul. Chez un corps pur composé, le nombre d’oxydation de chaque atome est un nombre entier positif ou négatif. Dans ce cours, pour former une molécule il convient de toujours réunir deux atomes de nombre d’oxydation de signes contraires. La somme des nombres d’oxydation positifs et négatifs d’une molécule doit toujours être nulle.

1.14. La notion d’équation chimique

Nous disposons dès maintenant des outils nécessaires à l’écriture universelle, sous forme de symboles, d’une réaction chimique quelle qu’elle soit. Cette écriture universelle se nomme une équation chimique. Bien sûr, une équation chimique respecte la loi de Lavoisier: il ne disparaît pas d’atomes en cours de réaction. La somme des masses des réactifs est égale à la somme des masses des produits formés lors de la réaction. Dès lors, le nombre d’atomes d’un élément est le même tant au sein des réactifs qu’au sein des produits. Par exemple, lorsque nous versons de l’acide sulfurique sur le zinc, nous constatons un dégagement de dihydrogène et la formation de sulfate de zinc. L’équation chimique qui rend compte du bilan de cette réaction s’écrit:

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

La flèche vers la droite indique le sens d’évolution de la réaction. La flèche vers le haut indique que l’hydrogène se dégage et quitte donc le milieu réactionnel. Lors de l’étude de la loi de Lavoisier, nous fîmes réagir du nitrate d’argent avec de l’iodure de potassium pour former du nitrate de potassium et de l’iodure d’argent qui précipita. Cette équation chimique s’écrit:

AgNO₃ + KI = AgI + KNO₃

La flèche vers le bas indique qu’il y a un précipité (dépôt) d’iodure d’argent.

Ces deux réactions sont des réactions simples, dans le sens où elles sont automatiquement équilibrées: nous avons le même nombre d’atomes de chaque élément à gauche (réactifs) et à droite (produits)de la flèche qui indique le sens d’évolution de la réaction. Beaucoup de réactions doivent être pondérées, c’est-à-dire équilibrées, par exemple:

BaCl₂ + H₂SO₄BaSO₄ + HCl

Comptons le nombre d’atomes de chaque élément à gauche et à droite de la flèche qui indique le sens d’évolution de la réaction.

A gauche		A droite
Ba	1	Ba	1
Cl	2	Cl	1
H	2	H	1
S	1	S	1
O	4	O	4

Nous constatons sans peine qu’il nous manque dans le membre de droite de l’équation un atome d’hydrogène et un atome de chlore. Nous devons ajouter les atomes déficitaires sans modifier la composition, donc la formule moléculaire, des produits. Sans non plus ajouter un ou des produits de notre invention. La seule espèce chimique qui contienne du chlore dans le membre de droite est la molécule d’acide chlorhydrique qui, par chance, contient aussi de l’hydrogène de manière telle que nous pouvons supprimer nos deux déficits en une fois: ajoutons une molécule d’acide chlorhydrique.

BaCl₂ + H₂SO₄ BaSO₄ + 2 HCl , équation équilibrée.

Soit la réaction:

Al₄C₃ + H₂O Al(OH)₃ + CH₄

A gauche		A droite
Al	4	Al	1
C	3	C	1
H	2	H	7
O	1	O	3

Voici qui devient, en apparence, plus compliqué! Nous n’avons que des déséquilibres. Corrigeons-en un premier, peut importe lequel. Commençons par l’aluminium: nous en avons quatre à gauche et un seul à droite où il nous en faut également quatre. Nous prenons quatre fois la molécule Al(OH)₃.Nous refaisons notre tableau:

Al₄C₃ + H₂O 4 Al(OH)₃ + CH₄

A gauche		A droite
Al	4	Al	4
C	3	C	1
H	2	H	16
O	1	O	12

Corrigeons le déséquilibre en carbone. Nous prenons trois molécules de CH_4.

Al₄C₃ + H₂O 4 Al(OH)₃ + 3 CH₄

Nous refaisons notre tableau:

A gauche		A droite
Al	4	Al	4
C	3	C	3
H	2	H	24
O	1	O	12

A gauche cette fois, prenons douze molécules d’eau:

Al₄C₃ + 12 H₂O 4 Al(OH)₃ + 3 CH₄

Nous refaisons notre tableau:

A gauche		A droite
Al	4	Al	4
C	3	C	3
H	24	H	24
O	12	O	12

L’équation est équilibrée. Avec un peu de pratique, nous pourrons aisément nous passer des tableaux, mais patience car l’erreur guette les expéditifs!

Synthèse 10

Chaque élément chimique possède un symbole qui est utilisé lors de l’écriture des molécules et des équations. Une équation chimique rend compte d’une réaction chimique; le sens de la flèche donne le sens d’évolution de la réaction. Une équation chimique respecte la loi de Lavoisier et doit donc toujours être pondérée.

1.15. La masse atomique et la masse atomique relative

Considérons un échantillon d’un élément, par exemple le soufre. Il semble évident que plus la masse de l’échantillon considéré est grande, plus il y a d’atomes de cet élément dans l’échantillon. Il y a donc une relation directe entre la quantité de matière (le nombre d’atomes ou de molécules) présente dans un échantillon d’une substance et la masse de cet échantillon. Jusqu’à présent, nous avons toujours considéré la masse d’un échantillon d’un corps pur sans savoir combien d’atomes (ou de molécules) comptait cet échantillon. Nous allons lever le voile.

Le choix de l’unité de masse doit toujours être rationnel: le milligramme n’est guère indiqué pour exprimer la masse d’un train. Comme la masse d’un atome est extrêmement faible, l’unité de masse doit être adaptée. Le choix a varié au cours du temps. Actuellement, la convention exige que nous prenions comme unité de masse atomique unifiée (u) le douzième de la masse de l’atome de carbone qui vaut d’après les résultats expérimentaux 1.66 10 ^-24 g. Cette masse est aussi celle du proton (p⁺), et donc celle de l’atome d’hydrogène car la masse de l’électron (e^–) est négligeable devant celle du proton.

Pour mesurer la masse atomique relative (A_r) d’un atome d’un élément, il suffit donc de faire le rapport de cette masse à celle de l’unité (u) que nous venons de définir. Dans le cas du magnésium par exemple, le résultat expérimental de ce rapport vaut 24.31. Si nous désignons par M_Mg la masse d’un atome de magnésium:

M_Mg / 1 u = 24.31

Ce nombre pur indique combien de fois l’unité de masse atomique unifiée (1/12 de la masse de l’atome de carbone) est contenue dans la masse de l’atome de magnésium. Ce nombre pur est appelé masse atomique relative du magnésium (A_r). D’une manière générale, la masse atomique relative d’un atome d’un élément est le nombre pur qui indique combien de fois l’unité de masse atomique unifiée est contenue dans la masse d’un atome de cet élément:

A_rX = masse d’un atome de l’élément X / 1 u

La masse atomique relative d’un atome ne doit évidemment pas être confondue avec la masse de l’atome. Ainsi, si la masse atomique relative du soufre est A_rS = 32, la masse d’un atome de soufre vaut elle: M_S = 32 . 1u = 32 . 1,66 10^-24 g = 53.12 10^-24g.

Pour obtenir une masse d’un élément utilisable au laboratoire, il faut prendre un nombre considérable d’atomes. Dès lors, nous choisirons un nombre tel que: 1u . N = 1g. Donc, N = 6,02252 10^-23. Ce nombre est appelé nombre d’Avogadro en l’honneur du chimiste italien Amédéo Avogadro (1776 – 1856) et noté N_A.

Les solutions

Élément	Masse atomique (A)	Masse atomique relative (A_r)
Ag	107,86 u	107,86
Al	26,98 u	26,98
Ca	40,08 u	40,08
P	30,97 u	30,97
F	19 u	19
N	14,01 u	14,01
Ba	137,33 u	137,33
Be	9,01 u	9,01
Ne	20,18 u	20,18

1.16. La masse moléculaire et la masse moléculaire relative

Comme la masse atomique relative, la masse moléculaire relative est un nombre pur (sans unité). Ce nombre pur indique combien de fois l’unité de masse atomique unifiée est contenue dans la masse de la molécule considérée. D’une manière générale, la masse moléculaire relative d’une molécule (M_r) est le nombre pur qui indique combien de fois l’unité de masse atomique unifiée est contenue dans la masse de la molécule considérée:

La masse moléculaire relative d’une molécule ne doit évidemment pas être confondue avec la masse de la molécule. Ainsi, si la masse moléculaire relative du chloroforme est M_r = 119,5, la masse d’une molécule de chloroforme vaut elle M = 119,5 . 1 u = 119,5 . 1,66 10^-24g = 198,37 . 10^-24g.

Pour obtenir une masse de molécules utilisables au laboratoire, il faut prendre un nombre considérable de molécules. Dès lors, nous choisissons un nombre tel que: 1 u . N = 1g. Donc, N = 6,02252 . 10²³ . Ce nombre est appelé nombre d’Avogadro en l’honneur du chimiste italien Amédéo Avogadro (1776 – 1856) et noté N_A.

1.17. La mole

Lorsque nous prenons un nombre d’atomes ou de molécules tel que ce nombre est égal au nombre d’Avogadro (N_A = 6,02252 10²³), on dit que l’on prend une mole d’atomes ou une mole de molécules (mol). La mole est donc une quantité de matière. La masse d’une mole de molécule s’exprime en prenant la valeur de la masse moléculaire et en l’exprimant en grammes; de même pour la masse d’une mole d’atomes.

Exemples

La masse d’une molécule de CHCl₃ est de 198,37 u et la masse d’une mole de molécule de CHCl₃ est de 198,37g, alors que la masse molaire de CHCl₃ est de 198,37 g/mol.

La masse d’un atome de soufre est de 32 u et la masse d’une mole d’atomes de soufre est de 32g, alors que la masse molaire du soufre est de 32g/mol.

1.18. Le bilan de matière d’une réaction

Considérons la réaction d’association suivante: le fer et le soufre réagissent pour former du sulfure de fer.

Fe + S FeS

1 atome de fer et 1 atome de soufre forment 1 molécule de sulfure de fer. Pour utiliser des quantités de matière manipulables au laboratoire, nous dirons maintenant: 1 mole d’atomes de fer (N_A atomes) de fer réagit avec 1 mole d’atomes (N_A atomes) de soufre pour former 1 mole de molécules (N_A molécules) de sulfure de fer. Nous pouvons établir un nouveau bilan massique de cette réaction.

Masse molaire atomique du fer: 55 g/mol

Masse molaire atomique du soufre: 32,07 g/mol

Masse molaire moléculaire du sulfure de fer: 97,91 g/mol

Masse de 1 mole d’atomes de fer: 55,85g

Masse de 1 mole d’atomes de soufre: 32,07g

Masse de 1 molécule de sulfure de fer: 87,91g

Quantité de matière	1 mole	+	1 mole	1 mole
Équation chimique	Fe	+	S	FeS
Masse	55,85g	+	32,07g	87,91g

1.17. La concentration des solutions

La majorité des produits chimiques utilisés au laboratoire se présente sous forme d’une solution aqueuse. Le corps pur, simple ou composé, se trouve à l’état dissous dans de l’eau distillée. Au laboratoire, il nous est indispensable de savoir quelle quantité de matière, ou quelle masse, nous prélevons quand nous utilisons un volume donné de solution. Pour cela, il nous faut connaître la concentration en soluté de la solution. Cette concentration peut s’exprimer en différentes unités:

En grammes par litre (g/l).

En moles par litre (mol/l).

D’autres unités existent et répondent à des besoins particuliers aux chimistes. Elles seront envisagées dès que nécessaire (dans les cours de 5 et 6).

Les différentes grandeurs sont reliées entre elles par deux formules de base:

Soit c la concentration

Soit n le nombre de moles

Soit v le volume de la solution

n = c/v

Soit n le nombre de moles

Soit m la masse de substance considérée dans le problème

Soit M la masse molaire de la substance considérée

n = m/M

Exemple 1

Calculons la concentration (c) d’une solution qui contient 100 grammes (m) de NaCl par litre (v) de solution. NaCl est le soluté, le solvant est l’eau distillée.

Calcul de la masse molaire moléculaire de NaCl.

La masse moléculaire de NaCl vaut: 23 + 35,5 = 58,5 u

La masse d’une mole de NaCl vaut donc 58,5g

La masse molaire de NaCl vaut alors 58,5 g/mol

Calcul du nombre de moles que représentent 100g n = m/M où m est la masse donnée dans le problème et M la masse molaire.

58,5g correspondent à 1 mole

1g correspond à 1/58,5 mole

100g correspondent à 100/58.5 mole ou 1,7 mole

Donc, dans notre cas un litre de solution contient 1,7 mole de chlorure de sodium et la concentration est c = n/v = 1,7 mol/l.. n est le nombre de moles que nous avons calculé et v le volume de solution.

Exemple 2

Dans deux litres d’une solution de sulfate de cuivre (CuSO₄) il y a 2,7 moles de sulfate de cuivre. Nous devons exprimer la concentration en grammes par litre (g/l).

Calcul de la masse molaire moléculaire de CuSO₄

La masse moléculaire de CuSO₄ vaut: 63,5 + 32 + 4 (16) = 159,5 u

La masse d’une mole du CuSO₄ vaut donc 159,5g

La masse molaire de CuSO₄ est de 159,5 g/mol

Calcul de la masse de l’échantillon

La masse de 2,7 moles du CuSO₄ vaut m = 2,7 (159,5) = 430,65g

Le volume est de deux litres

La concentration vaut c = m/v = 215,32 g/l

1.18. Premières notions de nomenclature

Beaucoup de noms de substances chimiques se terminent en – ure et en – ate. Lorsque la terminaison est en – ure, les éléments constitutifs de la molécule sont ceux cités dans le nom.

Exemples

Nom de la molécule	Éléments constitutifs
Sulfure de fer	Soufre, fer
Iodure de potassium	Iode, potassium
Tétrachlorure de carbone	Chlore, carbone

La terminaison en – ate indique que la molécule contient l’élément oxygène en plus des éléments cités dans le nom.

Exemples

Nom de la molécule	Éléments constitutifs
Nitrate de potassium	Oxygène, azote, potassium
Carbonate de calcium	Oxygène, carbone, calcium
Sulfate de cuivre	Oxygène, soufre, cuivre

Certains noms évoquent immédiatement les éléments présents dans la molécule.

Exemples

Nom de la molécule	Éléments constitutifs
Oxyde de sodium	Oxygène, sodium
Hydroxyde de sodium	Hydrogène, oxygène, sodium
Peroxyde de sodium	Oxygène, sodium

La molécule de peroxyde de sodium contient un atome d’oxygène supplémentaire par rapport à la molécule d’oxyde de sodium. Certains peroxydes sont utilisés comme agents de blanchiment dans les additifs pour les lessives. Ils sont toxiques et corrosifs, attention donc. Comme les peroxydes sont très riches en oxygène et que lors de certaines réactions ils peuvent libérer cet oxygène, les militaires les utilisent comme comburant pour leurs missiles.

2. Les oxydes

2.1. Les équations nominatives des réactions étudiées

Sodium + dioxygène oxyde de sodium

Oxyde de sodium + eau hydroxyde de sodium

Magnésium + dioxygène oxyde de magnésium

Oxyde de magnésium + eau hydroxyde de magnésium

Soufre + dioxygène oxyde de soufre

Oxyde de soufre + eau oxacide de soufre

Phosphore + dioxygène oxyde de phosphore

Oxyde de phosphore + eau oxacide de phosphore

Nous pouvons généraliser ceci à tous les métaux et non-métaux. Nous pouvons aussi distinguer les réactions de combustion des réactions d’hydratation.

Réactions de combustion
Métal	+	Dioxygène	Oxyde de métal
Non-métal	+	Dioxygène	Oxyde de non-métal

Réactions d’hydratation
Oxyde de métal	+	Eau	Hydroxyde de métal
Oxyde de non-métal	+	Eau	Oxacide de non-métal

2.2. Les formules génériques

Dans un souci de généralisation et de simplification, les chimistes utilisent souvent des formules génériques afin de parler des oxydes basiques « en général » ou des oxacides « en général », sans devoir préciser de quelle molécule il est question. Ceci est rendu possible et utile car les oxydes basiques présentent des propriétés chimiques caractéristiques similaires, de même que les oxydes acides, les hydroxydes, les oxacides, les hydracides, d’autres fonctions chimiques encore. Le symbole de l’élément métallique est remplacé par la lettre « M ». Le symbole de l’élément non-métallique est remplacé par la lettre « M' ». Le symbole de l’hydrogène reste « H », le symbole de l’oxygène « O ». Il n’existe pas d’indice dans les formules génériques qui s’écriront donc:

Un métal M

Un non-métal M’

Un oxyde acide M’O

Un oxyde basique MO

Un hydroxyde MOH

Un hydracide HM’

Un oxacide HM’O

2.4.Nomenclature des oxydes

2.4.1. Les oxydes basiques

Le nom de l’élément suit le mot oxyde. Dans le cas des éléments à plusieurs nombres d’oxydation, un chiffre en caractères romains indique le nombre d’oxydation choisi.

Exemples

Nom de la molécule	Formule moléculaire
Oxyde de calcium	CaO
Oxyde d’aluminium	Al₂O₃
Oxyde de fer II	FeO
Oxyde de fer III	Fe₂O₃
Oxyde de cuivre I	Cu₂O
Oxyde de cuivre II	CuO

On utilise les suffixes – eux et – ique pour distinguer les deux nombres d’oxydation d’un même métal:

le suffixe – eux indique le nombre d’oxydation le plus bas;

le suffixe – ique indique le nombre d’oxydation le plus élevé.

Exemples

Oxyde cuivreux: Cu₂O

Oxyde cuivrique: CuO

2.4.3.Les oxydes acides

On place devant le mot oxyde un préfixe (grec ou latin) et on fait suivre le nom du non-métal. Ce préfixe indique le nombre d’atomes d’oxygène de la molécule par rapport à un atome du non-métal.

Hémi	1/2
Mon	1
Di	2
Tri	3
Pent	5
Hémipent	5/2
Hept	7
Hémihept	7/2
Sesqui ou hémitri	3/2

Exemples

Dioxyde de soufre: SO₂

Hémioxyde de chlore: Cl₂O

2.5.Nomenclature des acides

Les acides que nous étudierons renferment un ou plusieurs atomes d’hydrogène unis à un groupe acide. Selon les éléments du groupe acide, nous distinguerons deux catégories d’acides.

2.5.1. La nomenclature des hydracides

Dans les hydracides, le groupe acide ne comporte qu’un seul élément directement uni à l’hydrogène. Pour former le nom du groupe acide, nous ferons suivre le nom de l’élément de la terminaison – ure (pour le soufre cependant, le groupe acide est appelé sulfure).

Exemple

Élément	Groupe acide	Nombre d’oxydation
Brome	Bromure	-1
Iode	Iodure	-1
Chlore	Chlorure	-1
Soufre	Sulfure	-2

Pour obtenir la formule d’un hydracide, on ajoute au groupe acide le nombre d’atomes d’hydrogène (N.O.: +1) qui rend nulle la somme des nombres d’oxydation. Le nom des substances gazeuses (HF, HCl, HBr, HI, H₂S) s’obtient en faisant suivre le nom du groupe acide du mot hydrogène: fluorure d’hydrogène, chlorure d’hydrogène, bromure d’hydrogène, iodure d’hydrogène, sulfure d’hydrogène. Les solutions aqueuses de ces gaz constituent les hydracides. Leur nom est obtenu en ajoutant la terminaison – hydrique au nom de l’élément uni à l’hydrogène. Une solution de fluorure d’hydrogène se nomme de l’acide fluorhydrique. Une solution de chlorure d’hydrogène se nomme de l’acide chlorhydrique. Une solution de sulfure d’hydrogène se nomme de l’acide sulfhydrique…

2.5.2. La nomenclature des oxacides

Le groupe acide contient un non-métal et de l’oxygène. Le nom des groupes acides se termine par:

-ate	-ite
La terminaison -ate correspond au nombre d’oxydation le plus élevé. Pour certains éléments(chlore, iode,…)il existe plusieurs nombres d’oxydation élevés. Pour distinguer le plus élevé nous utiliserons le préfixe Per- .	La terminaison -ite correspond au nombre d’oxydation le plus bas. Pour certains éléments (chlore, iode,…) il existe plusieurs nombres d’oxydation peu élevés. Pour distinguer le plus bas, nous utiliserons le préfixe Hypo- .

Exemples

Élément

Nombre d’oxydation

Groupe acide

Soufre

Sulfate

Sulfite

Azote

Nitrate

Nitrite

Iode

Periodate

Iodate

Hypoiodite

Chlore

Perchlorate

Chlorate

Chlorite

Hypochlorite

Note: le nombre d’oxydation +3 pour l’iode n’existe pas. Par analogie avec le chlore le nombre d’oxydation +5 prend la terminaison -ate plutôt que -ite.

2.5.2.1. La formule des groupes acides

Nous réunissons à un atome de non-métal le minimum d’atomes d’oxygène qui rend négative la somme des nombres d’oxydation. Seul le phosphore fait exception à cette règle. Par conséquent, le nombre d’oxydation du groupe acide sera toujours -1 ou-2.

Élément	N.O.de l’élément	Groupe acide	N.O. du groupe acide
Carbone	+4	CO₃ carbonate	-2
Azote	+5 +3	NO₃ Nitrate NO₂ Nitrite	-1 -1
Soufre	+6 +4	SO₄ Sulfate SO₃ Sulfite	-2 -2
Chlore	+7 +5 +3 +1	ClO₄ Perchlorate ClO₃ Chlorate ClO₂ Chlorite ClO Hypochlorite	-1 -1 -1 -1
Iode	+7 +5 +1	IO₄ Periodate IO₃ Iodate IO Hypoiodite	-1 -1 -1

2.5.2.2. La formule des oxacides

Pour obtenir la formule d’un oxacide, nous ajouterons au groupe acide le nombre d’atomes d’hydrogène qui annule la somme des nombres d’oxydation. Le nom des acides est obtenu en remplaçant la terminaison -ate du groupe acide par la terminaison -ique, et la terminaison -ite du groupe acide par la terminaison -eux. Nous dirons cependant acide sulfurique et acide sulfureux.

Élément

Nombre d’oxydation

Oxyde acide

Groupe acide

Acide

Carbone

CO₂

Dioxyde de carbone

CO₃

Carbonate

H₂CO₃

Acide carbonique

Azote

N₂O₅

Hémipentoxyde d’azote

NO₃

Nitrate

HNO₃

Acide nitrique

N₂O₃

Sesquioxyde d’azote

NO₂

Nitrite

HNO₂

Acide nitreux

Chlore

Cl₂O₇

Hémiheptoxyde de chlore

ClO₄

Perchlorate

HClO₄

Acide perchlorique

Cl₂O₅

Hémipentoxyde de chlore

ClO₃

Chlorate

HClO₃

Acide chlorique

Cl₂O₃

Sesquioxyde de chlore

ClO₂

Chlorite

HClO₂

Acide chloreux

Cl₂O

Hémioxyde de chlore

ClO

Hypochlorite

HClO

Acide hypochloreux

Soufre

SO₃

Trioxyde de soufre

SO₄

Sulfate

H₂SO₄

Acide sulfurique

SO₂

Dioxyde de soufre

SO₃

Sulfite

H₂SO₃

Acide sulfureux

Iode

I₂O₇

Hémiheptoxyde d’iode

IO₄

Periodate

HIO₄

Acide periodique

I₂O₅

Hémipentoxyde d’iode

IO₃

iodate

HIO₃

Acide iodique

I₂O

Hémioxyde d’iode

Hypoiodite

HIO

Acide iodeux

Définitions des termes du cours.

Hétérogène: hétéro, préfixe d’origine grecque signifiant « autre » et indiquant une inégalité, une irrégularité qui concerne ici la répartition dans l’éprouvette du fer et du sulfure de carbone.
Homogène: homo, préfixe d’origine grecque signifiant « la même » et indiquant une égalité, une régularité qui concerne ici la répartition dans l’éprouvette du soufre et du sulfure de carbone.
Magnétique: doué des propriétés de l’aimant; qui concerne le magnétisme.
Magnétisme: attraction exercée par l’aimant sur un corps.
Flottation: procédé de triage d’un mélange de corps finement broyés basé sur la flottabilité
Flottabilité: propriété que possèdent certains corps de rester insubmersible.
Décantation: action de décanter.
Décanter: transvaser doucement un liquide qui a fait un dépôt
Soluble: qui peut se dissoudre dans un solvant.
Solvant: substance, généralement liquide, capable de dissoudre d’autres substances.
Dissoudre: amener un corps solide ou gazeux à former un mélange homogène avec un liquide.
Soluté: corps dissous.
Solution: liquide contenant un corps dissous.
Combustion: action de brûler

Sublimation: transformation directe d’un solide en gaz, sans passer par l’état liquide, et transformation inverse

Dilution: action de diluer

Diluer: délayer, étendre une substance dans un liquide quelconque

Atome: particule d’un élément chimique qui forme la plus petite quantité que l’on puisse isoler sans détruire l’élément

Molécule: plus petite quantité d’un corps pur que l’on puisse isoler sans détruire ce corps pur

Cristal: groupement d’atomes formant un polyèdre limité par des faces planes

Fusion: passage d’un corps de l’état solide à l’état liquide sous l’action de la chaleur

Ébullition: état d’un liquide qui bout

Bouillir: s’agiter sous l’effet de la chaleur en dégageant des bulles de vapeur qui montent et crèvent à la surface

Forces de Van Der Waals: forces intermoléculaires (inter atomiques) de nature électrostatique

Combinaison: substance pure formée par association d’atomes lors d’une réaction chimique