Lois chimiques

La loi de la périodicité

Le tableau périodique des éléments chimiques a été créé sur la base de la loi de périodicité formulée par Dmitry Mendeleev à la fin du XIXe siècle. Actuellement, l’hypothèse détermine que "les propriétés des éléments chimiques ordonnés conformément à l’augmentation du numéro atomique se répètent périodiquement". La disposition des éléments dans le tableau périodique nous permet d’interpréter rapidement des relations telles que :

1. le numéro de coquille de valence, car il est égal au numéro de période,
2. le nombre de couches d’électrons occupées par des électrons, car il est égal au nombre de périodes,
3. le nombre d’électrons de valence, car il est égal au numéro de groupe 1-2 ou est réduit de 10 pour les groupes 13-18.

De plus, il existe un certain nombre de propriétés qui peuvent également suggérer l’emplacement de l’élément pour les blocs s et p :

1. à mesure que le numéro atomique d’un groupe augmente, le rayon atomique, le caractère métallique, l’activité des métaux augmentent,
2. à mesure que le numéro atomique d’un groupe augmente, l’électronégativité, l’affinité électronique, l’énergie d’ionisation, l’activité des non-métaux diminuent,
3. à mesure que le numéro atomique d’une période augmente, l’électronégativité, l’affinité électronique, l’énergie d’ionisation, l’activité des non-métaux augmentent,
4. à mesure que le numéro atomique d’une période augmente, le rayon atomique (à l’exception des héliums), l’activité des métaux, le caractère métallique diminue.

Loi de conservation de masse

La première loi fondamentale, par laquelle commence généralement l’étude des réactions chimiques, est la loi de conservation de la masse. Dans la seconde moitié du XVIIIe siècle, indépendamment l’un de l’autre, Mikhail Lomonossov et Antoine Lavoisier ont formulé l’affirmation selon laquelle la masse totale des réactifs ne change pas au cours d’une réaction chimique. Plus précisément, dans un système fermé, la masse totale de tous les réactifs doit être égal à la masse totale de tous les produits de réaction formés. La conservation de la masse résulte du nombre constant d’atomes d’éléments spécifiques, qui ont la même masse quelle que soit la forme sous laquelle ils existent. Chaque atome présent dans le réactif porte la même masse que celle présente dans les produits, et sa quantité est également conservée. D’où la nécessité d’équilibrer les équations de réaction. En résumé, la loi de conservation de la masse peut s’écrire comme suit : masse de réactifs = masse de produits C’est une relation particulièrement utile grâce à quoi, connaissant le déroulement de la réaction, on peut déterminer les masses des composés qui y sont présents. Si nous connaissons sa stoechiométrie, nous pouvons également calculer, par exemple, la masse du produit formé à partir d’une quantité spécifique de substrat ou vice versa. Connaissant la quantité de produit que nous voulons obtenir, nous pouvons calculer la quantité de réactifs nécessaires à la réaction.

La loi de composition constante d’un composé chimique

Un autre point de référence important est la loi de composition constante, autrement connue sous le nom de loi de Proust. En 1779, Joseph Proust a formulé une relation qui dit que : "Chaque composé a une composition quantitative constante et invariable, ce qui signifie que le rapport massique des éléments qui composent un composé donné est toujours constant et le même". Cela signifie que chaque molécule que nous connaissons est constituée d’un certain nombre d’atomes. Leur masse, en revanche, est constante et ne change pas à la suite de réactions chimiques. D’où l’affirmation selon laquelle quelle que soit la méthode d’obtention d’un composé chimique, la les rapports de masse des atomes dans une molécule seront toujours les mêmes. Par exemple, une molécule d’eau de formule H ₂ O aura toujours un rapport pondéral d’éléments égal à 1:8, et une molécule de méthane de formule CH ₄ 1:0,333. Si le rapport massique est perturbé par l’un des réactifs, l’excès de l’élément ne réagira pas.

Loi des proportions multiples

La loi des proportions multiples créée par John Dalton au début du 19ème siècle est formulée comme suit : "Lorsque deux éléments se combinent pour former plus d’un composé, les poids d’un élément qui se combinent avec un poids fixe de l’autre sont en un rapport de petits nombres entiers. » Cela signifie que les formules chimiques des composés chimiques ne doivent pas contenir de nombres non entiers. Si, comme dans le cas des oxydes d’azote, il y a successivement 0,5 ; 1; 1,5 ; 2 ; 2,5 atomes d’oxygène, afin de déterminer le nombre fixe d’unités de masse, multiplier par deux, en obtenant les formules suivantes : N ₂ O, NO, N ₂ O ₃ , NO ₂ , N ₂ O ₅ .

La loi d’Avogadro

La loi d’Avogadro est importante dans les calculs chimiques. C’est l’hypothèse que les quantités molaires de toutes les substances à l’état gazeux occupent le même volume dans les mêmes conditions physiques. Les valeurs les plus fréquemment utilisées supposent que dans des conditions standard, c’est-à-dire à une température de 273 K et une pression de 1013 hPa, une mole de gaz quelconque occupe un volume de 22,4 dm ³ .Cette valeur est communément appelée volume molaire. De plus, un autre nombre est supposé pour les molécules : « à volumes égaux de gaz différents, dans les mêmes conditions de température et de pression, il y a le même nombre de particules ». On suppose que 1 mole d’un composé donné contient 6,022∙10 ²³ molécules dans les conditions standard ci-dessus.

La loi volumétrique de Gay-Lussac

La loi volumétrique Gay-Lussac formulée en 1808 par Joseph Gay-Lussac dit que dans les mêmes conditions de température et de pression, les volumes des substances à l’état gazeux impliquées dans la réaction chimique considérée se rapportent les uns aux autres comme des nombres naturels simples. est une conséquence de la loi d’Avogadro. Par exemple, si la réaction des molécules d’hydrogène et de chlore implique des volumes égaux de 6,022∙10 ²³ chacune, deux molécules de chlorure d’hydrogène au nombre de 2∙6,022∙10 ²³ molécules sont formées.

Le principe de Le Chatelier (la loi d’équilibre)

Le principe de Le Chatelier et Braun , également appelé loi d’équilibre, décrit le comportement d’un système chimique au moment d’une perturbation de l’équilibre chimique. Il s’avère que si un facteur externe agit sur un système en état d’équilibre chimique, la réponse du système aura tendance à minimiser l’effet de ce facteur. La réaction peut être perturbée à la suite de changements dans la concentration des réactifs, la température du système ou la pression (réactions en phase gazeuse). Lors de l’évaluation de l’effet des changements, le les termes "déplacements d’équilibre vers la droite" sont utilisés si plus de produits sont formés et "déplacements d’équilibre vers la gauche" si plus de substrats sont formés.

1. Modification de la quantité de réactifs – si nous augmentons la concentration du substrat, l’équilibre se déplacera vers la droite, car le système veut diminuer la concentration du réactif ajouté. Si, au contraire, on augmente la concentration du produit, le système aura tendance à la diminuer, et l’équilibre se déplacera vers la gauche.
2. Changement de pression ou de volume – rappelez-vous que la pression est inversement proportionnelle au volume, donc à mesure que vous augmentez le volume, la pression diminue. Ceci s’applique uniquement aux réactions impliquant des réactifs sous forme gazeuse. La base est de déterminer combien de moles de gaz se trouvent du côté des réactifs et des produits. S’il n’y a qu’une mole de gaz dans les produits et deux moles de gaz dans les réactifs, les réactifs exerceront plus de pression. Si le volume augmente ou la pression diminue, l’équilibre d’un tel système se déplacera vers la gauche.
3. Changement de température – la chaleur peut être traitée comme l’un des réactifs. Ainsi, si l’on considère une réaction exothermique, en augmentant la température, le système voudra la diminuer en déplaçant l’équilibre vers la gauche.