COURS 1

Stage de Pré-rentrée de Paris VI
Chimie Générale
Késaco ?
UE1
Biochimie
- méthodes d’études
- métabolisme
- biologie moléculaire
- chaîne respiratoire
- cycle de Krebs
Chimie O
- réactions entre les
différents
composants
- apprendre à
reconnaître les
différentes familles
de molécules
Chimie G
-« chimie de lycée »
- atomistique
- thermochimie
- acide/ base
- oxydoréduction
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Késaco ?
UE1
Biochimie
QCMs de par cœur,
un peu de réflexion
par rapport au
connaissance
 doit se faire en
premier, sans perte
de temps
Chimie O
QCMs d’application
de connaissance,
exercices de
réflexion
 en deuxième, en
prenant son temps
pour ne pas faire
d’erreur
90 min, coefficient 15
 Plus gros coeff du S1
avec l’UE2 !
Chimie G
Exercices, exercices,
exercices, exercices, on
applique les méthodes
vues en ED et les
formules
 en dernier, G. aime
bien faire des sujets
« surprises », difficiles
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Pourquoi c’est une matière spéciale :
• C’est une matière avec l’un des plus gros coeff par rapport à son nombre de cours.
• C’est la matière qui a sans doute (avec la physique) des QCMs qui « valent » le plus :
~ 6 QCMs pour un coefficient 3 (Anat: 50 QCM pour coeff 5). Vous devez donc leur
réserver beaucoup de temps !
=> 3 QCMs de chimie = membre Sup + membre Inf
• C’est l’une des matières les plus sélectives (avoir 0/6 ou 6/6 est tout à fait possible
=/= physique)
• C’est quasiment la seule à matière qui vous demandera d’effectuer du calcul mental
• C’est la matière où aucun cadeau n’est fait le jour du concours : bourré de pièges,
contre-exemple, et surtout très très fourni par rapport aux temps imparti (cela
dépendra de vos méthodes)
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Quelques conseils :
• Vous pouvez regarder tous les cours (100% le poly), et surtout assister
à tous les Eds (si votre prof ne vous convient pas, changez).
• Quand le cours commence a être assimilé, faites et refaites des fiches,
et surtout enchaînez les exercices.
• Recensez les pièges les plus communs, notre ami G. en raffole.
• Ne restez jamais avec une interrogation, allez au bout des choses si
vous travaillez, et venez en discuter sur le Forum.
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Et le SPR, ça se passera comment ?
• 4 * 2 heures de cours pour présenter 5 chapitres
(aujourd’hui, on fait les chapitres 1 et 2)
• Il vous faudra au moins préparer les exercices ** que l’on
corrigera en cours (et nous vous conseillons aussi les autres
bien sûr).
• Le jour J, nous prendrons une heure pour faire le cours, et
une heure pour corriger les exercices ** correspondants
• Les corrections des exercices *, ** et *** (* trop facile, ***
trop dur) vous seront distribués en format papier. Il n’est
donc PAS UTILE de prendre des notes des corrections des
exos 
Bon courage 
Héloïse et Guillaume
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COURS 1
ATOMISTIQUE
1) Structure de l’atome
• Atome
• => Noyau TRES DENSE, Chargé POSITIVEMENT
-> 2 types de particules (Protons et neutrons), appelées Nucléons
• => Périphérie entourée d’électrons chargés NEGATIVEMENT
1) Structure de l’atome
• Nucléide = Espèce atomique symbolisée par
Z : Numéro atomique => Nombre de protons
A: Nombre de masse => Nombre de nucléons
N: Nombre de Neutrons
Pour trouver le nombre de neutrons =>
N=A-Z
1) Structure de l’atome
• Isotopes = Nucléides ayant le même numéro atomique Z mais des
nombres de masse A différents
Exemple:
• Masse atomique réelle (kg ou u.m.a) = Masse d’un atome réel
On considère qu’un atome réel de l’isotope
pèse 1,99625.10-26 kg
correspond à 12 u exactement
Donc 1 u = 1,66054.10-27 kg
// 1 u = mp = mn
(approximativement)
1) Structure de l’atome
• Mole = quantité de masse d’un système contenant autant d’entités
élémentaires qu’il y a d’atomes dans 12g de
1 mole de
= 12g.mol-1
• Nombre d’Avogadro = Nombre d’atomes réels contenus dans 1 mole
de l’isotope
de carbone
=> NA = 12.10-3 / 1,99265.10-26 = 6,022.1023 mol-1
1) Structure de l’atome
• Calcul de la masse atomique moyenne d’un élément
τ1, τ2 … τn : abondance des différents isotopes de l’élément
M1, M2, … Mn : leurs masses atomiques respectives
• Calcul de la masse molaire d’une molécule = somme des masses
molaires des atomes qui constituent la molécule
2) Nombres quantiques
• L’état d’un électron dans un atome est défini par 4 paramètres appelés NOMBRES
QUANTIQUES
Le nombre n, nombre quantique principal : n=1, 2, 3 etc
=> Quantifie l’énergie de l’électron
=> Définit une couche électronique, pour chaque orbite circulaire
Exemple: n=1 => Couche K
n=2 => Couche L
n=3 => Couche M
2) Nombres quantiques
Le nombre l, nombre quantique secondaire
-Pour chaque orbite circulaire correspondant à une valeur de n, on peut associer
plusieurs orbites elliptiques ( caractérisée par le nombre entier I)
-I caractérise la « forme » de l’orbitale, il définit une sous-couche électronique ou un
sous-niveau d’énergie
l = 0 Sous-couche s
I = 1 Sous-couche p
l = 2 Sous-couche d
I = 3 Sous-couche f
2) Nombres quantiques
2) Nombres quantiques
• Le nombre ml, nombre quantique magnétique, avec
-Définit l’orientation de l’orbitale:
l= 0 => ml = 0 => 1 seule orientation => 1 orbitale s => 1 case quantique
I= 1 => ml = -1; 0; +1 => 3 orientations => 3 orbitales p de même énergie
=> 3 cases quantiques
• Le nombre quantique de spin s = rotation de l’électron sur lui-même
Deux orientations possibles :
3) Structure électronique des atomes
• Diagrammes d’énergie
3) Structure électronique des atomes
• Répartition des électrons / Configuration électronique
1. Principe d’exclusion de Pauli
Deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques
identiques
2. Principe de stabilité ( Règle de Klechkowski)
A l’état fondamental, un atome se trouve dans son état énergétique le plus stable correspondant
à l’énergie la plus basse
3) Structure électronique des atomes
3) Structure électronique des atomes
3) Structure électronique des atomes
3) Structure électronique des atomes
3) Structure électronique des atomes
3) Structure électronique des atomes
• Les éléments d’une même ligne dans la table périodique constituent
une PERIODE
• Les éléments appartenant à une même période ont le même nombre
de couches électroniques
4) Caractéristiques atomiques et périodicité
4) Caractéristiques atomiques et périodicité
4) Caractéristiques atomiques et périodicité
4) Caractéristiques atomiques et périodicité
• Variation de l’énergie d’ionisation EI et du rayon dans le tableau
périodique: C’EST UNE GENERALITE
• L’Electronégativité augmente de la même manière que l’EI MAIS ILS ONT
AUCUN LIEN
COURS 1
LIAISONS CHIMIQUES
1) Liaisons COVALENTES
• Règle de l’octet: règle qui stipule que les atomes tendent à se combiner de
façon à ce que leur couche externe renferme 8 électrons
Chaque atome engagé dans une liaison cherche à acquérir la configuration
électronique du gaz rare qui le suit dans la classification périodique
Gaz rares => Configuration stable => Huit électrons sur la couche externe
(sauf He)
REGLE OCTET EST AU MOINS RESPECTEE DANS LES DEUX PREMIERES
PERIODES DU TABLEAU
Méthode pour dessiner une structure de
Lewis d’une molécule
1. Dessiner un système planétaire avec au centre l’atome le plus MINORITAIRE et si possible
le PLUS ElectroPositif
2. Ecrire Le LEWIS de chaque atome qui compose la molécule pour créer le bon nombre de
liaisons (pour voir les doublets libres et les électrons simples )
3. Construction de liaison (Liaison Covalente, Liaison covalente dative)
4. Puis on valide et vérifie sa structure:
-Respect de la règle de l’octet pour les 2 premières périodes
-La charge négative doit être placée préférentiellement sur l’atome le + EN
-La somme des valeurs absolues des charges formelles est minimale
-Calcul du nombre total de doublets dans la molécule
•Liaisons faibles
Interactions qui s’exercent entre atomes ou molécules sans échange
d’électrons.
Les liaisons chimiques faibles mettent en jeu des énergies inférieures à 40
kJ.mol-1
On distingue deux types de liaisons chimiques faibles:
-Les forces de Van der Waals
-La liaison hydrogène
Influence de la liaison hydrogène sur les propriétés physico-chimiques:
- Augmentation de la température d’ébullition
- Augmentation de la viscosité
• Interactions de Van der Waals : E ~ 0 à 2à kJ.mol-1
-Interactions de Keesom (entre dipôles permanents)
Les molécules polaires constituent des dipôles permanents
Pour des molécules ayant de masses moléculaires voisines, la température d’ébullition
croît lorsque la valeur du moment dipolaire augmente.
Plus le moment dipolaire est grand plus ces interactions (Keesom) sont importantes.