Chimie DescriptiveClassification du Tableau p, Study Guides, Projects, Research of Childhood Development

Download Chimie DescriptiveClassification du Tableau p and more Study Guides, Projects, Research Childhood Development in PDF only on Docsity! Chimie Descriptive Classification du Tableau périodique Le tableau périodique est constitué de 18 groupes suivant des colonnes, noté de 1 à 18 ou bien de 7 période suivant des blocs s p d f . Couns Cua R es és danzun allia PEEL  • Les métaux alcalins bloc s Les métaux alcalino-terreux • Les métaux de transitions bloc d • Les gaz rares bloc p Les halogènes • Les lanthanides bloc f Les actinides • Reste l’Hydrogène qui mérite une étude particulière parce qu’il n’appartient à aucun groupe Groupe I les métaux alcalins bloc s Configuration ns1 Lithium 3 Li Ils ont 1e- de valence, leurs propriétés Sodium 11 Na physiques et chimiques dépendent de Potassium 19 K la facilité avec laquelle l’électron de Rubidium 35 Rb valence libre peut être enlevé Césium 37 Cs Tous les métaux alcalins sont des métaux mous, facilement oxydés pour qu’on les rencontre à l’état pur alors présent sous la forme de M+ Quelques réactions et composés importants du groupe I Avec l’eau 2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOHaq + H2(g) Avec les métaux 4Li(s)+ O2(g) 2Li2O(s) 6Li(s) + N2 (g) 2Li3N(s) K(s) + O2 (g) KO2 (s) Quelques réactions et composés importants du groupe II Réduction de l’eau Ca(s) + 2H2O (liq) Ca(OH) 2aq + H2 (g) MgCl2 électrolyse Mg (l) + Cl2 (g) BaO(s) + 2Al(liq) Al2O3 (s) + 3Ba(l) Quelques Composés importants * les oxydes MO * les hydroxydes M(OH)2 * Carbonates MCO3 * Nitrates M(NO3)2 * les sels MX2 Groupe III les non métaux bloc p Configuration ns2 np1 Bore 5 B ils sont tous des non métaux Aluminium 13 Al l’état d’oxydation la plus Galium 31 Ga répondu est +III Indium 49 In Thallium 81 Tl Groupe IV Configuration ns2 np2 Carbone 6 C Silicium 14 Si Germanium 32 Ge Etain 50 Sn Plomb 82 Pb Le carbone présente une large différence par rapport aux autres éléments du groupe, puisque le carbone à l’aptitude de former quatre liaisons covalentes en plus des doubles et des triples liaisons qui sont rares chez les autres éléments. Ex C = C C = O C = C C = N Si = Si Si = O sont rares Ge = Ge les germaines Quelques composés et réactions importantes Les oxydes du groupe IV * monoxyde de carbone CO CH4 (g) + H2 (g) CO(g) + 3H2 (g) * Dioxyde CO2 CO2 + H2O H2CO3 acide carbonique Ou bien CO3 2- + H+ CO2 + OH - Composés hydrogénés et halogénés * Procédé Haber : synthèse de l’ammoniac N2 (g) + 3H2 400 à 600°C 2NH3(g) * PCl3(l) + 3H2O H3PO3 + 3HCl ( acide phosphoreux ) Les oxydes du groupe V - Le monoxyde d’azote est préparé industriellement par oxydation catalytique de l’ammoniac 4NH3(g) + 5O2 (g) 800°C Pt 4NO + 6H2O(g) - le dioxyde d’azote 2Pb(NO3) 2(l) 4NO2 + 2PBO(s) + O2 (g) Éléments du Groupe VI les chalcogènes Configuration de valence ns2 np4 Oxygène 8 O Oxygène et Soufre sont plus répondu Soufre 16 S nous allons les traiter de façons plus Sélénium 34 Se approfondie Tellure 52 Te Polonium 84 Po Quelques composés et réactions importantes du groupe v ** Composés hydrogénés H2O(l) + NH3aq OH -(aq) + NH4 +(aq) 2Na(s) + 2H2O 2NaOH(aq) + H2 (g) ** dioxyde de soufre et sulfites H2S(g) + 3O2 (g) 2SO2 (g) + 2H2O(g) SO2 + H2O H2SO3 ** Trioxyde de soufre et sulfates 2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) SO3 (g) + H2O(l) H2SO4 (aq) Éléments du Groupe VIII les Gaz Rares Configuration ns2 np6 Hélium 2He Néon 10Ne Argon 18Ar Krypton 36 Kr Xénon 54 Xe Radon 86 Rn ** Tous les éléments du groupe VIII se trouvent dans l’atmosphère sous forme de gaz monoatomique. ** Le plus courant est l’argon ** Le plus abondant dans l’Univers après l’hydrogène et hélium ** Hélium est utilisé dans les ballons dirigeables parce qu’il est inflammable ** Krypton donne une lumière blanche intense, utilisé pour l’éclairage des pistes d’aéroports. ** Néon est utilisé dans les enseignes lumineuses. Éléments du Bloc d Les élément du bloc d possèdent des e- sur la couche d plus fortement liés que les électrons s de valences, quand un atome du bloc d devient un cation, il perd d’abord ses 2e- de valences s, ensuite, il peut perdre un nombre variable d’électron d d’où le non transition Ex Fe sa structure électronique est [Ar] 3d6 4s2 Alors que Fe2+ sa structure est [Ar] 3d6 Tous les éléments du bloc d peuvent se trouver sous forme • Oxyde • Sulfure et sulfate • Nitrate • Chlorate • Les éléments du bloc d peuvent attirés vers eux des atomes ou des ions chargés négatif appelés ligand ou coordinat pour complété leur sphère de coordination d’où le non de complexe Ex [Cu(NH3)4] 2+ [Fe(H2O) 6] 2+ Élément du Bloc f Les lanthanides et les actinides appelés aussi Terres rares ont pour configuration de valence M3+ Par ailleurs, l’orbitale S n’est pas saturée, d’où la possibilité d’ionisation négative, avec une affinité électronique faible de 2.1 située entre le bore qui est de 2.0 et le carbone de 2.5 La faible différence entre les électronégativités du carbone et l’hydrogène, implique l’intérêt de ses deux éléments en chimie organique La liaison C-H a une polarité plus faible que tout autre liaison entre le carbone et un autre élément: attribution du degrés d’oxydation nul au carbone et à l’hydrogène dans toutes leurs liaisons Le proton peut-être associé à 0,1 et 2 neutrons, d’où la notion d’Isotope. La différance de masse entre ces isotopes, les rend plus facilement séparables que n’importe quels autres isotopes connus Masse % dans H naturel Hydrogène courant Deutérium (Hydrogène lourd) Tritium (radio activement instable) 1H 2H,D 3H, T 1.008 2.015 3.006 99.98 0.02 10-17 2 – Structure et propriété de la molécule L’hydrogène existe habituellement sous forme moléculaire diatomique; ces molécules sont très stables. H2 2H ΔH = 103 Kcalmol-1 (très endothermique) Sa dissociation ne peut se faire qu’a très haute température, favorisée par une diminution de pression. Elle ne devient notable qu’à partir de 2000°C, sous pression atmosphérique, il faut atteindre 4000°C pour que la moitié de l’hydrogène moléculaire soit dissocié et totale à 5000°C Hydrogène ORTHO et PARA Le proton tourne sur lui-même et possède donc un moment magnétique . Dés 1927 Heisenberg avait prévu théoriquement l’existence de deux types d’hydrogène moléculaire: Ortho: spins nucléaires alignés en parallèles Anti-symétrique . Para : spins nucléaires anti-parallèles symétriques • A température ambiante: à l’équilibre:75% Ortho et 25% Para • Lorsque la température atteint 0°K, en présence d’un catalyseur, le para est à 100% • Remarque: le moment magnétique du proton est l’origine de phénomènes très important; en particulier: la RMN résonance magnétique nucléaire II – LES DIFFRENTS TYPES DE COMPOSES HYDROGENES 1 – Hydrogène à l’état cationique: Le proton ne peut se former que dans des solvants polaires tels que H2O, parce qu’il est alors solvaté et que sa solvatation est exothermique H(g) H+(g) + 1é Δ H = 313 Kcal/mole xH2Oliq + H + (g) H+ (H3O+) ΔH = -256 Kcal/mole H(g) + xH2Oliq H+ (H3O+) +1é Δ H = 57 Kcal/mole Formation de H+ par rupture de molécules à liaison polaires: caractéristique des acides a – Hydrures ioniques:  Les hydrures salins ne se forment qu’avec les éléments les plus électropositives des groupes I et II : alcalins et alcalino-terreux, excepté Be  MgH2 obtenu difficilement est déjà fortement covalent.  Nous pouvons prévoir que l’ion hydrure ne doit pas être très stable. b – Hydrures volatils à liaison covalentes: • Les associations de l’hydrogène avec les éléments P se feront donc par des liaisons essentiellement covalentes, mais plus au moins polaires suivant l’électronégativité de l’élément lié • Les composés hydrogénés des éléments P seront donc moléculaires et seront généralement beaucoup plus volatiles que les hydrures salins Ex : H2 + X2 2HX c – Hydrures interstitiels: • Un certain nombre de métaux de transition et de métaux de la série des lanthanides et actinides absorbent l’hydrogène, en raison de sa petite taille, au températures élevées pour former des hydrures solides que l’on appelle souvent: Hydrures interstitiels. • Ces hydrures ont généralement un domaine de composition étendu dans lequel il n’y a pas de changement de structure marquée . Ex: Hydrure de palladium Pd2H5 Pd7H10 1 – Réaction avec les alcalins et les alcalino-terreux • L’Hydrogène moléculaire agit directement à la pression normale sur les alcalins et les alcalino- terreux, à des températures entre 150 et 700°C • Les réactions de formatons des hydrures ioniques sont exothermiques M(s) + 1/2H2 MH(s) ΔH négative LiH NaH KH RbH CsH ∆H Kcal/mole -21.7 -14.4 -14.2 -13 -13.5 Ces chaleurs de formation sont tout de même peu élevées et permettent de prévoir que ces hydrures sont relativement peu stables.  LiH fait l’exception, peu fondre dans une atmosphère d’hydrogène, le liquide obtenu est électrolysable avec libération d’H2 à l’anode et de Li à la cathode. On en déduis qu’il s’agit d’Hydrure ioniques dont les ions M+ (cation alcalin) et H- (anion hydrogène) . Nous remarquons que l’action H2 sur le Bore ne donne jamais l’hydrure simple BH3, mais B2H6 (diborane) , comme digalane Ga2H6 , (AlH3)n platanes La réunion stable de deux groupements BH3 , s’effectue par une double liaison hydrogène, de type Anionique H- H- H- B+ B+ H- H- H-  Dans chaque groupe, la stabilité des composes hydrogénés diminue à mesure que la masse atomique de l’élément lié à l’hydrogène augmente.  On peut prévoir que certains composés endothermiques ne pourront pas être obtenus par synthèse directe. • D’autres très exothermiques seront au contraire faciles à préparer, mais il faut noter que seul le fluor est assez énergique pour réagir avec l’hydrogène même à très basse température. • cette réaction est totale et explosive. b)- Corps simples de la famille de l’Oxygène O – S – Se – Te.  Bien que la réaction de formation de l’eau soit très exothermique, il faut également l initier par chauffage ou à l’aide d’un catalyseur (mousse de platine).  L’hydrogène sulfuré est beaucoup moins stable et la réaction à 600°C : S + H2 H2S réaction réversible ∆H= -5 K cal/ mole • Le sélénium et le tellure sont de plus en plus instables et on ne les prépare pas par synthèse directe, mais par action de l eau ou d un acide, ce procédé s’applique également à la préparation de H2S. c)- corps simples de la famille de l’Azote : N – P – As. L’ammoniac est le seul composé hydrogéné du groupe VB que l on peut préparer par synthèse directe. N2 (g) +3H2 (g) 2NH3 (g) ∆H = -22 Kcal/mole.  L’hydrogène ne réagit pas directement sur le Silicium et le Germanium.  Les silanes SinH2n+2 et les Germanes GenH2n+2 (formules générales analogues à CnH2n+n pour les alcanes) sont tous instables.  Ils se forment par hydrolyse de Siliciure ou Germaniure du magnésium. Dans un acide aqueux : Mg2Si + 4 HCl SiH4 + 2MgCl  L’hydrure SnH4 se forme de la même façon  pbH4 très instable, difficile à obtenir. e)- corps simples de la famille du bore : B, Al …… Les hydrures de bore sont tous instables et ne s’obtiennent pas par synthèse directe. On peut répartir en deux groupes de formules : BnHn+4 BnHn+6 Ils se forment en mélange par action d’acide chlorhydrique sur les borures métalliques (borure de magnésium). Mg3b2 + 6HCl B2H6 + 3MgCl2 IV- réaction de l’Hydrogène avec les composés chimiques. Par ordre d’importance, l’hydrogène donne avec les composés chimiques :  Des réactions de réduction.  Des réactions d addition.  Des réactions de substitution. * • a - Procédés chimiques • Les procédés chimiques consistent à réduire l’oxygène de l’eau, soit : H2O + X XO + H2 ∆H0 Dépend de la stabilité de l’oxyde XO • Si XO est très stable (∆H0 < 0) , la réaction sera facile et elle pourra se faire à Froid • Si XO est moins stable, la réduction sera plus difficile et elle ne se fera qu’à chaud et elle pourra être réversible b – Métaux :  Très électropositifs : alcalins, alcalino-terreux, réactions à froid et très violentes.  Métaux moins électropositifs : métaux de transition, réaction n’a lieu qu’avec la vapeur d’eau et conduit à un équilibre. EX : 3Fe + 4 H2O(v) Fe3O4 + 4H2 + 38,4 Kcal  Equilibre déplacé dans le sens de gauche à droite à500°C C – éléments P. métalloïdes : • Le carbone et le phosphore réduisent l’eau. • Avec le carbone : la réaction est industrielle : • Dans un gazogène, on injecte H2O(v) sur du coke porté au rouge (à 1000°C) C + H2O (g) CO + H2 + 31 Kcal (1) • Le mélange monoxyde de carbone – hydrogène souvent élaboré dans l’industrie, et désigné sous le nom de gaz à l eau ne réagit pas sous la pression atmosphérique, à toute température, sans un catalyseur, réaction de production endothermique, pour maintenir la température, il faut bruler une partie du coke (soufflage) : C+ ½ O2 (+2N2) CO(+2N2) + 26,4 Kcal (2)  Remarques et conclusions :  L’étude des propriétés chimiques de l’hydrogène a montrée la grande activité chimique de ce corps. Ses utilisations industrielles sont nombreuses :  Synthèse de l’ammoniac  Hydrogénation catalytique de CO qui donne : Méthane- hydrocarbures variés Méthanol – isopropanol et divers alcools • L’hydrogénation catalytique des huiles et des graisses non saturées, pour leur faire perdre leurs mauvaises odeurs (fabrication de la margarine). • L’hydrogénation catalytique de certains produits pétroliers, pour éliminer du souffre , de azote et de l oxygène . * L’Oxygène • Sur le plan géologique, l’oxygène est le constituant le plus abondant en masse, présent dans l’aire, l’eau, les oxydes, les silices et les alumina-silicates, constitue environ 89% des océans, 23% de l’atmosphère et 50% de la lithosphère (écorce terrestre). • En biologie, l’oxygène est indispensable à la vie aussi bien pour les plantes que pour les animaux, il forme 63% de la masse du corps humain. * • Sur le plan industriel, c’est un produit d’importance capitale, la production mondiale journalière est actuellement de l’ordre de 70 000 tonnes. • L’oxygène s’unit directement à la quasi- totalité des corps simples et on connait au moins un oxyde pour chacun des éléments de la classification périodique (mis à part les gaz rares) b- la molécule :  La molécule d’oxygène dans son état fondamental est diatomique : O2, paramagnétique et la distance internucléaire est de l’ordre de 1,207 A°  le paramagnétisme expliqué par la théorie des orbitales moléculaires est décelé au moment ou la molécule présente des électrons non appariés. c- dissociation thermique de la molécule : • la molécule de dioxygène est très stable, ce n’est qu’à partir de 1400 °C qu’elle commence à se dissocier en atomes O2 2O ∆ H = 117Kcal • Cette dissociation croit avec la température : 25% des molécules sont dissociées à 3500°C 2 - quelques propriétés physiques :  Température d’ébullition normale ………..-183°C Température de fusion …….-218,4°C Température critique …….-118,8°C Densité par rapport à l air …….1, 105 = 32/29 Rayon d’O2- ……….. 1,40 Å