VADE MEDUM CHIMIE 1 CHIMIE GENERALE

VADE MEDUM CHIMIE
1- CHIMIE GENERALE
1.1 Structure de la matière
1.1.1 Structure de l'atome
1.1.1.1 Présenter un modèle simple de la structure de l'atome (modèle de Bohr). (Toute étude de modèle quantique est exclue).
L'atome est formé d'un noyau composé de protons (+) et de neutrons. Les électrons (-) gravitent autour du noyau sur des orbitales définies
(configuration électronique)
Les différentes couches électroniques se nomment K,L,M en partant du noyau vers la périphérie du noyau. Il y a un nombre maximum d'électron par
couche (K=2e, L=8e, M=18e).
1.1.1.2 Définir le numéro atomique Z et le nombre de masse A d'un atome .
Z est le numéro atomique : c'est le nombre de protons du noyau.
A est le nombre de masse : c'est le nombre de neutrons + nombre de protons du noyau.
Le nombre Z correspond aussi au nombre d'électrons de l'atome
1.1.1.3 Définir un nucléide, un élément, un isotope et un ion monoatomique.
Nucléide : Un nucléide est un type de noyau atomique caractérisé par le nombre de protons et de neutrons qu'il contient (décrit par leur nombre Z et A)
Elément : ensemble qui regroupe l'ensemble des nucléides qui ont le même nombre de protons (même Z)
Isotope : 2 isotopes ont le même nombre de protons (même Z), mais pas le même nombre de neutrons (A différent)
Ion monoatomique : espèce chimique qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons et constitué d'un seul atome.
1.1.1.4 Etablir le nombre de protons, de neutrons et d'électrons d'un atome X ou d'un ion X à partir du symbole A ZX.
1.1.2 Classification périodique des éléments
1.1.2.1 Etablir la correspondance entre le numéro atomique, la place dans le tableau périodique et la configuration électronique, complète ou externe,
d'un élément
Le tableau périodique classe les éléments par Z croissant
Les éléments d'une même période (ligne) ont la même orbitale atomique comme couche externe.
les élements d'une même famille (colonne) ont le même nombre d'électrons sur leur couche externe.
Règle de l'octet : Lors d'une réaction chimique, les atomes perdent ou gagnent des électrons, afin d'acquérir la structure du gaz rare le plus proche.
1.1.2.2 L'électronégativité des atomes
Définir l'électronégativité d'un atome et ses variations en fonction du numéro atomique et de sa place dans le tableau périodique.
Electronégativité : capacité que possède un élément pour attirer les électrons.
L'électronégativité augmente de bas en haut dans une colonne (famille) et de gauche à droite dans une ligne (période)
1.1.3 Les assemblages d'atomes : molécules et ions polyatomiques; corps simples et corps composés.
1.1.3.1 Définir molécules et ions polyatomiques.
Molécules : une molécule est un assemblage d'atome, uni par des liaisons. La composition de la molécule est donnée par sa formule chimique
Ions polyatomique : un ion polyatomique est un ion constitué de plusieurs atomes liés par des liaisons covalentes, pouvant être considéré comme une
unité simple.
1.1.3.2 Définir corps simples et corps composés
Corps simple (corps pur simple) : corps constitué d'un seul type d'atome, assemblé en molécule
Corps composé (corps pur composé) : corps formés à partir d'atome de nature différente.
1.1.4 La liaison chimique
1.1.4.1 Représenter (modèle de Lewis) la structure électronique d'un composé covalent (molécule ou ion) connaissant sa formule moléculaire :
application à H2, O2, N2, Cl2, HCl, H2O, NH3, CH4, NH4+
Notation de Lewis : On établit la structure électronique, puisd on ne conserve que le nombre d'électron sur la couche de valence (couche électronique la
plus externe). On place les électrons autour de l'atome à chaque point cardinaux. On forme des doublets. Les électrons seuls peuvent former des liaisons
(électrons de valence).
Liaison covalente : liaison formée par la mise en commun d'un électron par chacun des atomes engagés dans la liaison
1.1.4.2 Définir la liaison ionique
Liaison ionique : la liaison ionique est un type de liaison chimique formée entre 2 atomes d'électronégativité différente. L'atome le plus électronégatif
capte un ou plusieurs électrons de l'atome donneur. L'atome le plus électronégatif forme un anion (-), le moins électronégatif un cation (+).

1.1.4.3 Polarisation des liaisons
Prévoir l'existence et le sens de polarisation des liaisons à partir de l'analyse de la position des atomes dans la classification périodique et de leur
électronégativité.
Différence d'électronégativité entre 2 atomes < 0,5 -----> liaison covalente
Différence d'électronégativité comprise entre 0,5 et 1,5 ------> liaison covalente polarisée
Différence d'électronégativité > 1,5 -----> liaison ionique
1.1.4.4 Déterminer la géométrie d'une molécule simple comportant un seul atome central et la représenter par un schéma.
Théorie VSEPR ou règles de Gillespie. A représente l'atome central, X les atomes qui lui sont liés, E les doublets non liants de l'atome central. La
formule générale est donc
A X
m
E
n
Pour connaître la géométrie de la molécule, on écrit la molécule sous forme de Lewis.On écrit sa formule générale, puis on détermine la géométrie en se
basant sur la répulsion mutuelle des paires d'électrons.
1.1.4.5 Reconnaître les possibilités de rotation interne dans une molécule.
Liaison simple : rotation de la molécule autour de la liaison.
Liaison double : pas de rotation
Liaison triple : pas de rotation
1.1.4.6 Les cristaux ioniques
Sur un modèle simple de cristal ionique fourni, définir la maille et les noeuds d'un réseau cristallin.
Cristal ionique :Un cristal ionique est constitué par une association d'anions et de cations dans des proportions telles que le cristal est électriquement
neutre. Pour établir le nom et la formule d'un cristal ionique, il faut connaître les noms et charges des ions présents dans ce cristal.
Maille : Motif géométrique d'atomes élémentaire qui, se répétant à l'infini, constitue tout réseau cristallin
Noeud : point du réseau ou se trouve les particules.
1.1.5 Masses atomiques et masses molaires
1.1.5.1 Expliquer la notion de masse atomique relative
Masse atomique relative : masse d'un atome calculé par rapport au 1/12 de la masse d'un
C
12
. L'unité est l'u.m.a, unité de masse atomique.
Rq : la masse atomique relaticve est assez proche du nombre de nucléons de l'atome
1.1.5.2 Calculer une masse moléculaire connaissant les masses atomiques des éléments constitutifs de la molécule
On additionne les masses atomiques relative de chaque atome de la molécule
1.1.5.3 Donner la définition de la mole, de la masse molaire atomique ou moléculaire
Mole : quantité de matière égale au nombre d'entités élémentaires trouvée dans 12g de
C
12
. C'est la constante d'Avogadro
1 mole =
6,02.10
23
entités
Masse molaire atomique : masse que pèse 1 mole d'atome. L'unité est le g/mole
Masse molaire moléculaire : somme des masses molaires atomiques constituant la molécule.
Rq : dans le tableau périodique, la masse atomique relative et la masse molaire atomique ont la même valeur
1.1.5.4 Convertir en masse un quantité de matière exprimée en mole et inversement
m = n x M (m=masse de matière (g), n=nombre de moles, M=masse molaire de la molécule (g/mol))
1.1.5.5 Convertir en moles une quantité de matière exprimée en masse et inversement
n = m / M (m=masse de matière (g), n=nombre de moles, M=masse molaire de la
molécule (g/mol))
utilisation du triangle :
on cache ce que l'on cherche
1.1.5.6 Pour les gaz, convertir réciproquement les quantités de matière exprimées en moles, en masse et en volume
V = n x Vm (V=volume du gaz (l), n=nombre de moles du gaz, Vm=volume molaire du gaz= 22,4 l)
1.1.5.7 Densité d'un gaz
d = M / 29 (d=densité du gaz, M=masse molaire du gaz, 29 est la masse molaire de l'air)
1.1.5.8 Calcul de la concentration molaire d'une solution
C = n / V (C=concentration de la solution (mol/l), n=nombre de mole de l'espèce dissoute, V=volume de la solution (l))
1.1.5.9 Calcul de la concentration massique d'une solution
t = m / V (t=concentration de la solution (g/l), m=masse de l'espèce dissoute, V=volume de la solution (l))

1.2 La réaction chimique
1.2.1 Bilan d'une réaction chimique
1.2.1.1 Equilibrer une équation de réaction selon le principe de la conservation des atomes et des charges.
Equilibrer une réaction
Soit la réation Oxyde de mercure (Il) → Mercure + Oxygène HgO Hg + O2→
Une réaction chimique est un réarrangement des atomes. Il doit donc y avoir le même nombre d'atomes à droite de l'équation et à gauche
De plus, la loi de la conservation de la masse nous dit que la masse demeure constante durant une réaction chimique.
Pour obeir à ces 2 principes, il faut équilibrer la réaction. Cela nous donne 2HgO 2Hg + O2→
1.2.2.2 Résolution d'un exercice basé sur le calcul de moles, de masse ou de volume (réaction totale)
(1) Identifier dans l'énoncé les produits et réactifs et écrire l'équation chimique de la réaction
(2) Equilibrer la réaction
(3) Identifier les produits et réactifs de la question
(4) Calculer les masses molaires des réactifs et produits du (3)
(5) Si nécessaire, convertir toutes les masses connues (ou volume) en mole
(6) Utiliser les coefficients de l'équation équilibrée pour connaître le rapport molaire entre les produits et les réactifs du (3)
(7) Si nécessaire, convertir en masse ou en volume le nombre de mole calculé en (6)
Rq : si la donnée connue de l'énoncé est un volume, et que l'on doit calculer un autre volume, il n'est pas nécessaire de passer par le calcul des moles.
Une règle de trois avec les coefficients stoechiométriques de l'équation équiibrée nous donne directement le résultat.
Réaction non totale : L e principe sera vu lors d'un exercice
1.2.2.3 A partir du principe fourni d'un dosage volumétrique, et connaissant la concentration de la solution titrante et le volume versé au point
équivalent, calculer la concentration de la solution dosée (prise d'essai connue)
Ex
Solution dosée = solution basique de concentration Cb inconnue et de volume Vb connu
Solution titrante = solution acide de concentration Ca connue
Le volume de la solution basique utilisée (Vb) est le volume versé au point équivalent (Ve)Va = Ve
A l'équivalence, on vérifie CaVa = CbVb
d'oùVb = CaVe / Cb
1-1-5 Les liaisons intermoléculaires
Expliquer l'origine des liaisons intermoléculaires et définir la liaison hydrogène
Liaisons intermonléculaires : ce sont des intéractions électrostatiques entre deux atomes de molécules différentes. Ce sont des liaisons faibles.
Liaisons hydrogènes : intéraction électrostatique entre un atome d'hydrogène et un autre atome plus électronégatif (par exemple l'oxygène)
Donner l'exemple de l'eau dans ses différents états physique
Etat solide (glace) : les molécules d'eau forment un ensemble très structuré où chaque atome d'oxygène est au centre d'un tétraèdre dont les sommets
sont occupés par les atomes d'oxygène des 4 molécules d'eau voisines.
Etat liquide (eau) : dans l’eau liquide en revanche, les molécules d’eau s’associent les unes aux autres sous la forme de paquets de grande taille qui se
font et se défont en permanence.
Etat gazeux : l'agitation thermique est trop importante, il n'y a pas de liaisons hydrogènes entre les molécules d'eau.
1.2.2 Cinétique chimique
1.2.2.1 Définir la vitesse d'une réaction
Vitesse de réaction : c'est la variation d'apparition ou de disparition d'un produit en fonction du temps
1.2.2.2 Sur un graphique fourni, décrire qualitativement l'évolution de la vitesse et des concentrations des réactifs ou des produits au cours du temps
(définition de la constante de vitesse exclue)
Vitesse initiale : vitesse au début de la réaction. Elle dépend de la concentration en réactif
Vitesse instantanée : déterminée sur la courbe par la tangente à la courbe
La vitesse est fonction de la concentration en réactif, elle diminue donc au cours du temps (les réactifs sont consommés). Elle est aussi influencée par la
température et par des catalyseurs
La demi-vie correspond au temps de disparition de la moitié du réactif.
1.2.3 Equilibres chimiques
1.2.3.1 Expliquer l'établissement d'un état d'équilibre stationnaire pour les réactions réversibles
Une réaction est dite totale si tous lesréactifs introduits en conditions stoechiométriques sont entièrement consommés.
S'il ne sont pas entièrement consommés, la réaction est limitée ou réversible.
Un système a l'équilibre (réaction réversible) ne nécessite aucune énergie pour s'y maintenir. Un équilibre chimique est un système dynamique. Les
réactifs et produits sont transformés continuellement l'un en l'autre. Leur vitesse de disparition et d'apparition sont égales.

1.2.3.2 Déplacement d'un état d'équilibre
Préciser les variables susceptibles de provoquer un déplacement de l'état d'équilibre : concentration des constituants, pression, température
Enoncer la loi de Le Chatelier et prévoir le sens de déplacement d'un équilibre suite à la modification de l'une des variables (aspects quantitatifs
exclus; notion de variance exclue)
Loi de Le chatellier : ce principe, appelé aussi loi de la moindre contrainte, stipule que si un système chimique à l'équilibre est soumis à une
modification de certains paramètres perturbant cet équilibre, le système évolue dans la direction qui contrecarre la modification imposée, de manière à
se réajuster à un nouvel état d'équilibre.
Les variables susceptibles d'être modifiées sont la température, la pression ou la concentration des constituants.
1-3 Equilibres ioniques
1.3.1 Equilibres acido-basiques
1.3.1.1 Définition de Bronsted des acides et des bases
Définir un acide et une base (définition de Bronsted)
Acide : espèce chimique qui cède un proton
H
+
Base : espèce chimique qui capte un proton
H
+
1.3.1.2 Acides et bases conjuguées; amphotérie
1.3.1.2.1 Trouver ou reconnaître la formule de la base conjuguée d'un acide ou de l'acide conjugué d'une base
HA/A
-
et
H
2
O/H
3
O+
sont des couples acide-base
1.3.1.2.2 Définir et reconnaître un composé amphotère
Composé amphotère : il peut se comporter à la fois comme un acide ou comme une base
L'eau est un composé amphotère, il appartient aux 2 couples suivants : H3O+ / H2O H2O/ HO-
1.3.1.3 Force des acides et des bases; constante d'acidité et pKa
Définir la constante d'acidité et le pKa. Reconnaître un acide fort, une base forte, un acide faible, une base faible
le Ka représente la dissociation de l'acide
Plus l'acide est fort, plus son Ka est grand
Plus l'acide est faible, plus son pKa est petit
Acide fort : dissociation totale dans l'eau (HCl, Hbr, H2SO4, HNO3)
Acide faible : partiellement dissocié dans l'eau (acide éthanoïque, acide acéthylsalicylique)
Base forte : protonation totale dans l'eau (NaOH, KOH, sel d'acide faible CH3COONa)
Base faible : protonation partielle dans l'eau (imidazole, NH3)
1.3.1.4 Autoprotolyse de l'eau
1.3.1.4.1 Expliciter la réaction d'autoprotolyse de l'eau
Autoprotolyse de l'eau : dans l'eau pure, une petite partie des molécules d'eau est ionisée
1.3.1.4.2 Donner la valeur du produit ionique de l'eau à 25°C
A 25°C, le produit ionique de l'eau est constant
K
e
=
H
3
O
+
x
OH
-
=
10
−14
1.3.1.5 Définir le pH et indiquer le principe de sa mesure
pH (potentiel hydrogène) : mesure l'acidité ou la basicité d'une solution
pH
=
−log[H
3
O
+
]
On mesure le pH à l'aide d'indicateurs colorés, de papier pH ou d'un pHmètre.
1.3.1.6 pH-métrie : exploitation des courbes de dosage (acide fort/base forte; acide faible/base forte, base faible/acide fort)
Lire et exploiter une courbe de dosage pH-métrique fournie (détermination du point d'équivalence, choix d'un indicateur coloré, détermination du
pKa) et calculer la concentration de la solution titrée

Courbe de dosage
Ex
Solution dosée = solution basique de concentration Cb inconnue et de volume Vb connu
Solution titrante = solution acide de concentration Ca connue
Le volume de la solution basique utilisée (Vb) est le volume versé au point équivalent (Ve)Va = Ve
A l'équivalence, on vérifie CaVa = CbVb
d'oùVb = CaVe / Cb
La détermination de l'équivalence de façon graphique s'effectue avec la méthode des tangentes
Dosage acide fort-base forte pH à l'équivalence = 7
Dosage acide fort-base faible pH à l'équivalence <7
Dosage acide faible-base forte pH à l'équivalence >7
Choix de l'indicateur coloré : sa zone de virage doit correspondre au pH à l'équivalence
Le pKa peut se déterminer de façon graphique. Il représente le pH à la demi-équivalence
1.3.1.7 Solutions tampons
Définir l'effet tampon et donner un exemple qualitatif de solution tampon
Effet tampon : une solution tampon est une solution capable d'absorber une certaine quantité d'acide ou de base sans grande variation de pH
1.3.2 Equilibres de solubilité
1.3.2.1 L'équilibre solution-soluté
Le produit de solubilité
Ecrire l'expression du produit de solubilité d'un composé ionique connaissant le bilan de sa dissociation en solution
Réaction de dissociation : Une réaction de dissociation ou d'ionisation est une réaction au cours de laquelle le composé (composé ionique) se dissocie
(sépare) dans l'eau en se décomposant en ions : cation et anion
Solubilité : C’est la quantité de matière maximale s du composé qui peut être dissoute dans un litre de solution, c’est à dire la quantité de composé
nécessaire à la fabrication d’un litre de solution saturée (en mol.L-1).
Produit de solubilité (
K
s
): le produit de solubilité est la constante d'équilibre correspondant à la dissolution d'un solide dans un solvant.
Substance du type
ABs
→
A
+
+
B
-
K
s
=s
2
Ex :
AgCl
Substance du type
A2Bs
→
2A
+
+
B
2-
K
s
=4s
3
Ex :
Ag
2
CO
3
1.3.2.2 Réactions de précipitation
Calculer la solubilité connaissant le produit de solubilité et inversement
Lorsque le produit ionique
[A
+
]
aq
[B
-
]
aq
est
<
K
s
: le composé
AB
est dissous et reste soluble
=
K
s
: la solution est saturée
>
K
s
: la solution est sursaturée :
AB
précipite
1.3.2.3 Modification de la solubilité par effet d'ion commun
Prévoir une dissolution ou une précipitation dans des conditions données
AgCls
⇆
Ag
+
+
Cl
-
D'après le principe de LeChatellier, on montre que l’augmentation d’ion chlorure (donc à droite de l’équilibre)
provoque un déplacement de l’équilibre vers la gauche. La présence d’ion chlorure diminue donc la solubilité du
chlorure d’argent.
1.3.3 Equilibres de complexation
1.3.3.1 Les ions complexes
Définir un ion complexe
Ion complexe : édifice polyatomique constitué par un ion central autour duquel sont coordonnés des ions, molécules ou atomes appelés ligands.
1.3.3.2 Justifier qualitativement l'augmentation de solubilité d'un composé ionique à la suite de l'addition d'un complexant de l'un de ses ions