Chimie Formulaire

FORMULAIRE CHIMIE
UNITES ET CONSTANTES
N = 6,022 · 10
| R = 0,08206 L·atm / mol·K , = 8,314 Pa·m / mol·K
k = 1,38066 · 10
| h = 6,626068 · 10
m2kg/s | ħ = h/2π
m%& = 9,110 · 10 ( kg | m) = 1,6726 · 10 + kg | m, = 1,6749 · 10 + kg
q %& = - 1,602 · 10 (/ C
Pression : 1 bar = 10 Pa , 1 atm = 101325 Pa = 760 Torr/mmHg
Energie : 1 kWh = 3,6 · 10< J
Distances : 1 Å = 10 (A m
GENERAL
Masse molaire : M =
n [mol]
C
,
Quantité de matière : n = C·V
Nombre de molécules : N = n · N
V [ L]
Volume molaire : VCJK =
C [mol/L] (molarité)
M [g/mol]
L
,
d [ss mesure]
TPN: P=10 Pa , T = 273,15 K , VCJK = 22,414 L/mol
Etat standard : P=1bar (pour mélanges, Ppartielles de 1 bar, pour solutions toutes C = 1 mol/L)
Molalité : m
P =
, QJKRSé
C QJKTU,S
C
Masse volumique : ρ =
Densité : d =
L
X QJKRSYJ,
X Zé[éZ%,\%
Fraction de X : rapport
Transmitance : Tr =
, ρ eau (4°) ≈ 1
…b
…cdc
(massique, vol, mol...) %
Y
K = constante de proportionnalité
Yg
ε = coefficient d’absorbtion molaire
Absorbance : A = - log(Tr) = K·C
Beer-Lambert : A = εlc
pH : pH = - log([ H l ]) , [ H l ] = 10
l = longeur trajet absorbtion, 1cm
)n
c = concentration solution
iA , i = puissances initiale et finale du
faisceau
NUCLEAIRE
désintégrations :
A = nb de masse (nucléons)
α:
pX → p
X′ + He + γ
β :
pX v → pl(X′v
βl :
A
pX v → p (X′vl( + (e + ν + γ
(+
A
(e
Z = nb de charge (protons)
+ vw + γ
N = A – Z (neutrons)
ν = neutrino
capture électronique :
pX
vw = anti neutrino
+ A(e → p (X′vl( + ν + γ
A
(e =
fission spontanée :
positon
γ = rayonnement gamma
X → Y + Z + qqs (An
(
An
= neutron
E liaison : E = Δm · c
Défaut de masse Δm = Matomique rélle – Z·mprotons – N·Mneutrons
Lois : conservation de masse, charges, spin.
Avancement d’une desintégration :
Activité : V =
•v
•c
N = NA · e €S =
V≡ A = vit. désintég en [Bq]=[des/s]
k ≡ λ = cst. décroissance rad [s
= kN , donc en tout moment :
N0
•
(
,
]
N = nb de particules
v
n = nb de demi-vies
t = ln‚ vg ƒ
€
(
t(/ en [s]
Temps de demi-vie : t(/ = ln(2) / k
QUANTIQUE
De Broglie : λ =
…
CT
=
…
E prend valeurs quantifiées
)
Vu comme une onde : E = hν = h
T
†
, λ=v·t=
T
‡
De même pour n particules : E = hν (n + ½)
(
Effet photoélectrique : E\ = hν – ϕ = mv
h = cst de Planck
ħ = h/2π
ϕ = travail d’extraction [J]
v = vitesse
ν = fréquence
Modèle de Bohr : E = Ec + Ep , nλ=2πr
(valable pour H uniquement)
L = mrv = nħ
λ = longeur d’onde
L = moment angulaire
STRUCTURE MOLECULAIRE
eK
Ž2 par liaison, cherche la plus basse v = valenciels (couche valence)
(
l = liants (structure Lewis)
Ordre de Liaison : OL= (eJK − eJUK ) par paire atomes,
Charge Formelle : CF= eT − e,K −
cherche la plus grande
si ≤ 0 n’existe pas dans la nature
ol = des orbitales liantes
oal = des orbitales anti-liantes *
Orbitales moléculaires :
∗
σ(Q σ(Q
| σ Q σ∗ Q | π ) π ) (σ ) ) π∗ ) π∗ ) σ∗ ) Zmoy < 8
∗
σ(Q σ(Q
| σ Q σ∗ Q | (σ ) ) π ) π ) π∗ ) π∗ ) σ∗ ) Zmoy ≥ 8 (O)
(premier cas : répulsion électronique de σ2p par σ2s )
Entre 2 atomes, si lien simple = 1σ | double = 1σ 1π | triple = 1σ 2π
Hybridations :
sp
(2 liens eff) → 180° (linéaire)
sp2
(3 liens eff) → 120° (triangulaire)
sp3
(4 liens eff) → 109,5° (tétraédrique)
sp3d (5 liens eff) → 90-120° (bypiramidale triangulaire)
sp3d2 (6 liens eff) → 90-90° (octaédrique)
lien effectif = 1 lien par liaison covalente
(1,2,3 sans distinction) et 1 par doublet
non-liant
Liaisons par ordre de force
200x - Liaisons covalentes (simples, doubles, triples) | ioniques (≥1,7) plus faibles
010x - Liaisons Hydrogène uniquement entre F,O,N – et H polarisé (0,5<Δχ<1,7 donc F,O,N,Cl,Br).
001x - Liaisons dipolaires (Van der Waals) : toujours I-I , si moment dipolaire PP → aussi PI
Zg (
Potentiel Lennard-Jones : Ep(r) = 4 E0 ™‚ ƒ
(interactions entre molécules )
Z
Electronégativité : Δχ = 0,102 ›DUœ •DUU Dœœ
Z
<
− ‚ gƒ š
Z
terme^12 : interaction VdW, dipolaires
attractives
terme^6 : empirique, due a répulsion entre
noyaux à courte distance
r0 = distance pour laquelle potentiel = 0
r = distance entre les molécules
D = E de liaison des moléc diatomiques
SOLIDES
LžŸŸ ¡é
Taux de remplissage =
L¢£¤¥¥¦
Structures :
CS Mx=1O : l = 2R
=
¨
§·©Mπª©O
l = longueur arrête (param maille)
«©
R = rayon atomes
x = nb d’atomes ds maille
CC Mx=2O : l = ‚ ƒ R
√
n = ordre diffraction (1 par déf)
√
λ = longueur d’onde incidente
CFC Mx=4O : l = ‚ ƒR
Loi Bragg : nλ = 2d sinMθO , d =
Loi Dulong-Petit : T >
…‡
€±
θ = angle du rayon incident
(
√…¯ €¯K¯
d = distance entre les plans (Miller)
Msolides ioniques à haute tempO
Autres solides : cp = 3R a temp ambiante.
GAZ
Formules générales
Amontons, Boyle, Charles : A-TP , BT , CP , Gaz parfaits : PV = nRT
Vitesses particules
Plus probable vC) = ›
ªc
µ
, moyenne vUT¶ = ›
Distance moy. libre parcours : λ =
Fréq. collisions : z =
Diffusion :
•(
•
µ
T»¢¼
†
A, +
·ªc
¸µ
, moyenne quad. vZCQ = ›
•
v = vitesse
¹¯ ‚ºƒ
= ›µ( , effusion :
T(
T
d = distance
M = masse molaire
µ
= ›µ(
Monoatomiques : CL = R , C½ =CL +R ,
Diatomiques : CL = R , C½ =CL +R ,
ªc
µ
CL = cap. calorifique molaire P cst
¾¿
¾¿
¾º
¾º
≈ 1,67
σ = densité de charges
λ = distance moy entre 2 collisions
≈ 1,40
,
Rectification Van der Waals : P¶) = PZé%K + a ‚ ƒ
L
Alors seulement P¶) V¶) = nRT
C½ = idm, V cst
Parfaits et réels
, V¶) = VZé%K − bn
V = volume
a = correction de charge
b = volume partiel
MULTIPHASIQUES
Pression de vapeur Mseulement lorsque vapeur et phase condensée en équilibre dynamiqueO:
P°MTO = Cst · expÀ−
Án°Â£¡
ªc
Ã
,
ln ‚
½°Ä
½°¯
ƒ=−
Án°Â£¡
ª
‚
(
cÄ
−
(
c¯
ƒ
P° = Patm – Pcolonne Hg , augmente avec T et volatilité du liquide ; dite « saturante » à l’équilibre :
si P > Psat
liquéfaction/condensation ++ ; si P<Psat évaporation ++
REACTIONS, CHALEUR, THERMODYNAMIQUE
Principe 0 : 2 systèmes fermés mis en contact tendent vers l’état d’équilibre thermique.
1er principe : l’énergie de l’univers peut être convertie mais est constante .
2ème principe : il existe pour tout syst`me une fonction d’état, l’entropie, dont la valeur change à
cause de processus internes.
3ème principe : l’entropie d’un cristal parfait à 0K est nulle.
Déductions :
er
1 : ΔU = Q + W
2ème : ΔE(univers) = ΔE(système) + ΔE(environnement) = 0
ΔS(univers) = ΔS(système) + ΔS(environnement) = 0 (réversible) , >0 (irréversible et spontané)
El&i = E des liaisons et interactions
Energie interne: U = El&i + Eth [J]
Travail: W = -PΔV [J]
Eth = E thermique
Chaleur: Q = CV · n·ΔT = cV · m · ΔT [J]
Entropie : S = kB ln(Ω) , ΔS = ΔQ/T = [n CP/V ln(T2/T1)]%,T + [−ΔH/T]QÌQ
Enthalpie: H = U + PV , ΔH = ΔE + VΔP + PΔV
Ω = nb d’états microscopiques
Energie libre de Helmotz: F = U – TS
possibles
Energie libre de Gibbs : G = H – TS
Transformations:
Adiabatique: Q = 0 donc ΔU = W
Isochore: W = 0 donc ΔU = Q
Isobare: ΔH = Q
Chauffage par une résistance électrique: ΔVpot = RI , Pél = ΔV /R = Cp · ΔT , W = P·t
Loi de Hess: ΔrH° = ∑ a · Δ[ H°)ZJ•RYSQ + ∑ b · Δ[ H°ZéU\SY[Q
Entropie: ΔrS° = ∑ a · S[ °)ZJ•RYSQ + ∑ b · S[ °ZéU\SY[Q
a,b = coefficients stoechiométriques
° désigne l’état standard
Vaporisation: ΔvapH° = ΔfH°(g) - ΔfH°(l)
r = de réaction
Règle de Trouton: ΔS°vap =
f = de formation
Rendement : ε =
Carnot: ε = 1 -
Án°Â£¡
cé±
Cycles:
ÎJRS
ÏY,
|ÏJRS|
ÏY,
=1-
c[
c\
ΔvapH° = Δrh° = de vaporisation
= 100% pour temp idéalement froide