chimie générale 2

I.4 LOIS STOECHIOMETRIQUES FONDAMENTALES

Les balances figuraient dans les laboratoires bien avant le 18 ème siècle, mais personne, jusqu'à Lavoisier n'avait entrepris de faire le bilan complet d'une réaction chimique, c'est-à-dire de soumettre à une pesée rigoureuse aussi bien les corps ayant pris naissance que ceux mis en réaction, sans omettre les gaz dont la découverte était assez récente. 

Grâce à lui, la chimie prenait place parmi les sciences exactes.

On distinguera les lois stoechiométriques relatives aux proportions massiques qui sont absolument générales et celles relatives aux proportions en volume qui ne sont applicables qu'aux substances proches de l'état de gaz parfait. 

A. LOIS STOECHIOMETRIQUES MASSIQUES 

1° Loi de la conservation de la matière et de la conservation de la masse au cours des réactions. Loi de Lavoisier 

Parmi les conditions axquelles doit satisfaire une substance simple, nous avons signalé son indestructibilité au cours des réactions et la possibilité de la régénérer en totalité à partir de ses combinaisons.

Ceci est également vrai pour les combinaisons de combinaisons, donc en toute généralité : La matière se conserve au cours des réactions chimiques  

Les travaux de Lavoisier ont permis de montrer que les réactions chimiques s'accomplissent sans changement mesurable des masses.

Ce qui se traduit encore par la phrase : la masse d'un système chimique fermé reste invariable, quelles que soient les transformations  dont il est le siège.

Mis à part la légère restriction due à la relation d'Einstein, ce principe n'a jamais été mis en défaut.

Ce principe est par exemple illustré par la réaction chimique suivante :. Ag⁺ + Cl^- → AgCl

Soient un ion Ag⁺ et un ion Cl^-, à la fin de la réaction, les deux ions n'ont pas disparu, il n'en est pas apparu de nouveau, ils se sont simplement associés chimiquement. Les quantités de matière restent donc les mêmes au fil de la réaction. Si la somme de la masse des réactifs au début de la réaction est de 10 g alors la somme de la masse des produits à la fin de la réaction est également de 10 g

2° Loi des proportions définies ou loi de Proust 

La loi des proportions définies est une loi pondérale énoncée par Joseph Proust qui stipule que : lorsque deux ou plusieurs corps simples s'unissent pour former un composé défini, leur combinaison s'effectue toujours selon un même rapport pondéral. Cette loi constitue, avec la loi des proportions multiples, la base de la stoechiométrie en chimie.

On peut, par exemple, mesurer que, quelle que soit la masse d'eau considérée, le rapport entre la masse d'hydrogène et la masse d'oxygène entrant dans sa composition est toujours de 1 pour 8 .

Cette loi stipule l'invariabilité des proportions massiques des éléments combinés au sein d'une espèce chimique donnée. L'énoncé de cette loi, qui met sur la voie de la notion de masse atomique, caractéristique de chaque élément, constitue l'une des étapes de la construction de la théorie atomique. 

3° Loi des proportions multiples ou loi de Dalton 

La loi des proportions multiples est une loi énoncée par John Dalton. : si deux éléments peuvent se combiner en donnant plusieurs substances différentes, les rapports de masse du premier élément qui se lie à une masse constante de l'autre ont entre eux un rapport de nombre entiers.

exemple: l'azote et l'oxygène donnent les substances : NO, N₂O, NO₂, N₂O₃ et N₂O₅. La loi des proportions multiples indique que dans ce cas les différentes proportions d'oxygène par rapport à l'azote sont dans des rapports de nombres entiers. On constate que la proportion d'oxygène dans NO est le double de ce qu'elle est dans N₂O. N₂O₃ est le triple de ce que l'on trouve dans N₂O. 

L'inverse n'est pas vrai .

B. LOIS RELATIVES AUX COMBINAISONS GAZEUSES

Un grand nombre de corps simples ou composés se présentent dans les conditions ordinaires à l'état gazeux. Ce fait a donné à Gay-Lussac l'idée de déterminer les lois qui régissent les combinaisons des corps gazeux, en mesurant cette fois les volumes réactionnels .

Ces lois sont comparables à celles relatives aux masses.

A l'état de gaz parfait dans les mêmes conditions de température et de pression nous avons :

1ère loi de Gay-Lussac

Lorsque deux gaz se combinent, il existe un rapport simple entre leur volumes mesurés dans les mêmes conditions de température et de pression.

2ème loi de Gay-Lussac

Lorsque deux gaz se combinent et que la combinaison résultante est également gazeuse, il existe un rapport simple entre son volume et celui des gaz composants 

Exemple :

2 vol. d'hydrogène + 1 vol. d'oxygène -------------+ 2 volumes de vapeur d'eau

2 vol. d'hydrogène + 1 vol. de chlore  -------------+ 2 volumes de chlorure d'hydrogène 

 

 I.5 DISCONTINUITE DE LA MATIERE. HYPOTHESE MOLECULAIRE ET ATOMIQUE 

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