Fiches de Chimie Générale — Structure atomique, Liaisons, Thermodynamique

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    <h2>Sommaire</h2>
    <ol class="toc-list">
      <li><span class="toc-num">01</span><a href="#ch-1">Acides et Bases</a></li>

02Liaisons chimiques

03Électrochimie

04Structure électronique et tableau périodique

05Structure atomique et nucléaire

06Phases et équilibres de phases

07Processus cinétiques dans les réactions chimiques - Cinétique et équilibre

08Chimie des solutions

09Stœchiométrie

10Thermodynamique et thermochimie

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        <div class="chapter-num">Chapitre 01</div>
        <div class="chapter-title">Acides et Bases</div>
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      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Équilibres acido-basiques</div>
        <ul class="fiche-list">

Définition de Brønsted d'un acide et d'une base

H-Acide + Base⁻ ⇌ Acide⁻ + H-Base
De gauche à droite :
Acide : donneur de proton.
Base : accepteur de proton.
Base conjuguée : l'acide après avoir perdu son proton.
Acide conjugué : la base après avoir gagné un proton.

Ionisation de l'eau

Kw et sa valeur approximative (Kw = [H⁺][OH⁻] = 1×10⁻¹⁴ à 25°C)

H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻
Dans les conditions standard, l'eau pure se dissocie pour atteindre [H⁺] = 10⁻⁷ M et [OH⁻] = 10⁻⁷ M.
Kw = [H⁺] × [OH⁻] = 10⁻⁷ × 10⁻⁷ = 10⁻¹⁴

Définition du pH ; pH de l'eau pure

pH = −log[H⁺]
Pour l'eau pure, pH = −log[10⁻⁷] = 7.
Acide : pH inférieur à 7.
Neutre : pH = 7.
Basique : pH supérieur à 7.
pOH = −log[OH⁻].
pH + pOH = 14.

Acides et bases conjugués (ex. acides aminés)

Plus acide ← ⁺H₃N-CH₂-COOH ⇌ ⁺H₃N-CH₂-COO⁻ ⇌ H₂N-CH₂-COO⁻ → plus basique

Acides et bases forts (exemples courants : acide nitrique, sulfurique)

Les acides forts se dissocient complètement en solution.
La dissociation complète se produit car l'anion base conjuguée est très stable.
Acides forts courants : HClO₄ (perchlorique), HI (iodhydrique), HBr (bromhydrique), H₂SO₄ (sulfurique), HCl (chlorhydrique), HNO₃ (nitrique), H₃O⁺ (hydronium).
Les bases fortes se dissocient complètement en solution.
Bases fortes courantes : LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Acides et bases faibles (exemples courants : acétique, benzoïque)

Les acides faibles se dissocient partiellement en solution.
Acides faibles courants : HCOOH (formique), CH₃COOH (acétique), HF (fluorhydrique), HCN (cyanhydrique), H₂S (sulfure d'hydrogène), H₂O.
Les bases faibles se dissocient partiellement en solution.
Bases faibles courantes : NH₃ (ammoniac), NR₃ (amine), C₅H₅N (pyridine), NH₄OH (hydroxyde d'ammonium), H₂O.
Dissociation des acides et bases faibles avec ou sans sel ajouté

CH₃COOH se dissociera moins dans une solution contenant du sel CH₃COONa.
NH₄OH se dissociera moins dans une solution contenant du sel NH₄Cl.
Ceci est dû au principe de Le Chatelier : l'hydrolyse des sels d'acides faibles produit leurs bases conjuguées, ce qui réduit la dissociation.

Hydrolyse des sels d'acides ou de bases faibles

Sel d'acide faible : CH₃COONa ⇌ CH₃COO⁻ + Na⁺ puis CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻
Sel de base faible : NH₄Cl ⇌ NH₄⁺ + Cl⁻ puis NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

Calcul du pH des solutions de sels d'acides ou de bases faibles

Sel d'acide faible : soit une solution de M molaire de CH₃COONa. CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻. En posant x la concentration à l'équilibre : Kb = Kw/Ka = x²/(M − x) ≈ x²/M. Puis pOH = −log(x) et pH = 14 − pOH.
Sel de base faible : soit une solution de M molaire de NH₄Cl. NH₄⁺ ⇌ NH₃ + H⁺. Ka = Kw/Kb = x²/(M − x) ≈ x²/M. Puis pH = −log(x).

Constantes d'équilibre Ka et Kb : pKa, pKb

H-Acide ⇌ H⁺ + Acide⁻ → Ka = [H⁺][Acide⁻] / [H-Acide]
Base + H₂O ⇌ H-Base⁺ + OH⁻ → Kb = [H-Base⁺][OH⁻] / [Base] (l'eau n'est pas incluse car ce n'est pas un soluté)
Ka × Kb = Kw = 10⁻¹⁴
pKa = −log Ka
pKb = −log Kb
pKa + pKb = 14

Tampons

Définition et concepts (systèmes tampons courants)

Tampon = solution qui résiste aux variations de pH.
Les sels d'acides et de bases faibles forment des systèmes tampons.
Un système tampon consiste en un équilibre entre une espèce acide et une espèce basique.
L'espèce acide du tampon donne des protons pour résister aux augmentations de pH, tandis que l'espèce basique accepte des protons pour résister aux diminutions de pH.
Les tampons formés par des acides faibles ont une capacité tampon maximale à pH = pKa de l'acide.
Quand [acide] = [base conjuguée], le système est tamponné à pH = pKa.
Les tampons formés par des bases faibles ont une capacité tampon maximale à pH = 14 − pKb.

Influence sur les courbes de titrage

Les tampons rendent la courbe de titrage « plate » dans la région de tamponnage. C'est le point d'inflexion.
Le point d'inflexion est à pH = pKa (ou 14 − pKb) du tampon.
La zone autour du point d'inflexion est la région de capacité tampon, typiquement pKa ± 1.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Titrage</div>
        <ul class="fiche-list">

Indicateurs

H-In ⇌ H⁺ + In⁻
Ka = [H⁺][In⁻] / [H-In]
Les indicateurs se comportent comme des acides/bases faibles.
L'indicateur est présent en si petite quantité qu'il n'affecte pas le pH de la solution.
Quand la solution a un pH bas (H⁺ élevé), l'indicateur est principalement sous forme H-In, d'une certaine couleur.
Quand la solution a un pH élevé (H⁺ faible), l'indicateur est principalement sous forme In⁻, d'une autre couleur.

Neutralisation : Acide + Base = Sel + Eau.

Interprétation des courbes de titrage

Au point d'inflexion, [acide] = [base conjuguée] ou [base] = [acide conjugué], pH = pKa, et [titrant] = ½ [acide/base faible].
La zone tampon a des valeurs de pH de pKa ± 1.
Les acides polyprotiques ont plusieurs pKa, points d'inflexion et points d'équivalence.
Comme pour les acides monoprotoniques, chaque point d'inflexion correspond au pKa de l'espèce acide.
Pour H₂CO₃ :

pKa1 : [H₂CO₃] = [HCO₃⁻]
Point d'équivalence 1 : presque tout est HCO₃⁻
pKa2 : [HCO₃⁻] = [CO₃²⁻]
Point d'équivalence 2 : presque tout est CO₃²⁻

Titrage redox

Alors que les titrages acido-basiques de Brønsted impliquent des transferts de protons, les titrages redox impliquent des transferts d'électrons.
Redox = réduction + oxydation = l'espèce A gagne des électrons + l'espèce B perd des électrons.
Réduction = diminution de la charge = nombre d'oxydation diminué = gain d'électrons.
Oxydation = augmentation de la charge = nombre d'oxydation augmenté = perte d'électrons.
Exemple : 5H₂O₂ + 2MnO₄⁻ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5O₂ + 8H₂O

L'oxygène a normalement un état d'oxydation de −2, mais dans les peroxydes, il est −1.
L'oxygène à l'état élémentaire a un nombre d'oxydation de 0 (O₂ produit).
L'hydrogène est toujours +1 sauf dans les hydrures (−1).
Le Mn réactif a un nombre d'oxydation de +7.
Demi-réactions :

Réduction : Mn⁷⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺
Oxydation : O⁻ → O⁰ + e⁻

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        <div class="chapter-num">Chapitre 02</div>
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      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Force</div>
        <ul class="fiche-list">

La liaison ionique se forme lorsque des électrons sont transférés complètement d'un atome à un autre, produisant des espèces de charges opposées qui s'attirent mutuellement par interaction électrostatique.

Énergie électrostatique α q1q2/r

Énergie électrostatique = Potentiel électrostatique × charge = kq1/r × q2 = kq1q2/r

L'énergie électrostatique est négative car q1 et q2 sont de charges opposées (si q1 et q2 ne sont pas de charges opposées, alors ils se repousseraient et aucune liaison ionique ne se formerait).
Fréquemment, le signe négatif est omis et seule la valeur absolue de l'énergie électrostatique est utilisée.
Plus la valeur absolue du potentiel électrostatique est grande, plus la liaison ionique est forte.
Les liaisons ioniques fortes sont favorisées par des charges élevées (valeurs de q) rapprochées (petite valeur de r).
Les ions qui forment des liaisons ioniques fortes ont une densité de charge élevée, c'est-à-dire que le rapport charge/taille est élevé.

Énergie électrostatique α énergie réticulaire

L'énergie réticulaire mesure la force de la liaison ionique.
L'énergie réticulaire est l'énergie nécessaire pour rompre la liaison ionique.
Plus la valeur absolue de l'énergie réticulaire est grande, plus la liaison ionique est forte et difficile à rompre.
L'énergie réticulaire est proportionnelle à l'attraction électrostatique entre les ions.

Force électrostatique α q1q2/r²

Loi de Coulomb : F = kq1q2/r²
Des charges plus élevées + des charges plus rapprochées → une force électrostatique plus grande.
La constante de Coulomb, k, est 9E9.
Les charges opposées s'attirent (F négatif), les charges identiques se repoussent (F positif).
Si q1 double, la force électrostatique double.
Si r est divisé par deux, la force électrostatique augmente d'un facteur 2² = 4.
La loi de Coulomb est analogue à la loi universelle de la gravitation :

F = Gm1m2/r²
G est analogue à k et m est analogue à q.
La grande différence est que G est minuscule comparé à k, car la force gravitationnelle est beaucoup plus faible que la force électrostatique.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">La liaison covalente</div>
        <ul class="fiche-list">

La liaison covalente résulte du partage d'électrons entre deux atomes, entraînant le recouvrement de leurs orbitales électroniques.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Liaisons sigma et pi</div>
        <ul class="fiche-list">

Les liaisons σ sont des liaisons simples. Elles constituent également la première liaison des liaisons doubles et triples.

Les liaisons π sont des liaisons doubles et triples. Elles constituent la deuxième liaison d'une liaison double, ainsi que la deuxième et la troisième liaison d'une liaison triple.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Orbitales hybrides : sp3, sp2, sp et géométries respectives</div>
        <ul class="fiche-list">

Les orbitales hybrides sont produites par hybridation (mélange) d'orbitales électroniques pour produire des géométries qui facilitent la liaison.

Sp3 : hybridation entre une orbitale s et 3 orbitales p. Géométrie tétraédrique. Contient uniquement des liaisons simples.

Sp2 : hybridation entre une orbitale s et 2 orbitales p. Géométrie trigonale plane. Contient une liaison double.

Sp : hybridation entre une orbitale s et une orbitale p. Géométrie linéaire. Contient une liaison triple.

Les orbitales hybrides sont le plus souvent utilisées avec le carbone comme atome central.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Répulsion des paires d&#x27;électrons de la couche de valence et prédiction de la forme des molécules (ex. NH3, H2O, CO2)</div>
        <ul class="fiche-list">

En bref, c'est la théorie VSEPR.

La théorie VSEPR est utilisée pour prédire la géométrie des molécules.

Les formes des molécules sont déterminées par la géométrie moléculaire.

Les radicaux comptent également comme une paire d'électrons.

Le nombre VSEPR est le nombre total de liaisons + paires d'électrons non liantes.

Lors du calcul du nombre VSEPR, utilisez toujours la configuration électronique/de liaison autour de l'atome central.

NH3 a un nombre VSEPR de 4 (3 liaisons avec H et 1 paire non liante). Si vous consultez le tableau pour un nombre VSEPR = 4 et un nombre de paires d'électrons non liantes = 1, vous trouverez que NH3 est pyramidal trigonal.

H2O a 2 liaisons, 2 paires d'électrons non liantes - sa forme est coudée.
CO2 a 2 liaisons doubles et 0 paire d'électrons non liante - sa forme est linéaire.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Formules de Lewis (diagrammes de points)</div>
        <ul class="fiche-list">

Chaque point représente 1 électron. Chaque trait représente 1 liaison (2 électrons). Un « doublet non liant » est représenté par deux points.

Les formules sont dessinées de manière à ce que l'octet soit atteint sur chaque atome. Les exceptions incluent la colonne du bore (ils forment 3 liaisons et ont un sextet), les éléments lourds (3e rangée et au-delà comme le décet du P dans PO4³⁻ et le dodécet du S dans SO4²⁻), et les radicaux (composés avec un nombre total impair d'électrons résultant en un électron célibataire non apparié).

Tous les électrons d'une liaison sont partagés et peuvent être utilisés pour satisfaire l'octet des deux atomes de chaque côté de la liaison.

Règles pratiques pour les structures de Lewis

Carbone : 4 liaisons au total (c'est-à-dire 4 liaisons au total. Cela peut être 4 liaisons simples ou deux liaisons doubles, etc.) et aucun doublet non liant. Ex. CH4, CO2
Oxygène : O peut être

O : 2 liaisons au total, 2 doublets non liants. Ex. H2O, O2
O¹⁻ : 1 liaison, 3 doublets non liants, charge formelle de -1.
O¹⁺ : 3 liaisons, 1 doublet non liant, charge formelle de +1.

Azote : N peut être

N : 3 liaisons au total, 1 doublet non liant. Ex. Amine ou ammoniac NH3
N⁺ : 4 liaisons, 0 doublet non liant, charge formelle de +1. Ex. Ammonium NH4⁺

Halogènes : 1 liaison, 3 doublets non liants. Ex. CCl4
Hydrogène : 1 liaison, 0 doublet non liant (exception à la règle de l'octet).
Carbocation : C⁺ a 3 liaisons, aucun doublet non liant, charge formelle +1.
Carbanion : C⁻ a 3 liaisons, 1 doublet non liant, charge formelle -1.
Bore : 3 liaisons, 0 doublet non liant (exception à la règle de l'octet). Ex. BH3

Structures de Lewis courantes

Structures de Lewis de l'hydrogène

Proton d'hydrogène :
Ion hydrure :

Structures de Lewis du bore

Borane :
Ion borohydrure :

Structures de Lewis du carbone

Méthane :
Carbocation :
Carbanion :

Structures de Lewis de l'azote

Amine / Ammoniac :
Ammonium :
Imine :

Structures de Lewis de l'oxygène

Oxygène moléculaire :
Eau, alcool et éthers :
Ozone :

Structures de Lewis des halogènes

Fluorure d'hydrogène :
Chlorométhane :
Ion bromure :

R dans les figures représente soit le carbone, soit l'hydrogène.

Les structures de Lewis des éléments de la même colonne (groupe) du tableau périodique sont similaires entre elles. Par exemple, le soufre peut être substitué à l'oxygène dans les structures de Lewis de l'oxygène.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Structures de résonance</div>
        <ul class="fiche-list">

Lorsqu'il existe plus d'une structure de Lewis satisfaisante pour une molécule, on les appelle structures de résonance.

On peut visualiser la molécule comme « oscillant » entre chacune de ses structures de résonance très rapidement, passant plus de temps dans les structures de résonance les plus stables. Plus précisément, la structure de la molécule est une « combinaison » de ses structures de résonance, adoptant davantage le caractère des structures de résonance les plus stables. Ex. La longueur de liaison d'une molécule qui possède à la fois une structure de résonance à liaison simple et une à liaison double est intermédiaire entre une liaison simple et une liaison double.

La molécule passe la majeure partie de son temps dans la structure de résonance la plus stable.

Propriétés de stabilité :

La règle de l'octet est satisfaite pour chaque atome (sauf pour le groupe du bore et l'hydrogène).
Pas de charges formelles.
S'il doit y avoir des charges formelles, les charges de même signe sont éloignées et les charges de signe opposé sont rapprochées.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Charge formelle</div>
        <ul class="fiche-list">

Charge formelle = nombre d'électrons de valence de l'atome non lié - nombre d'électrons de l'atome lié.

Nombre d'électrons de l'atome lié = points autour de l'atome + traits connectés à l'atome.

Les points autour de l'atome représentent les électrons entièrement détenus par l'atome.

Les traits connectés à l'atome représentent les paires d'électrons de liaison, dans lesquelles l'atome ne reçoit qu'un seul des deux électrons.

Les charges formelles (autres que 0) doivent être indiquées à côté de l'atome portant la charge formelle.

Charges formelles courantes :

Oxygène avec une seule liaison simple : -1.
Oxygène sans liaison mais avec un octet : -2. (L'oxygène existe généralement sous forme diatomique O2 et possède une liaison double avec lui-même)
Carbone avec seulement 3 liaisons : soit +1 si carbocation, soit -1 si carbanion.
Azote avec 4 liaisons : +1.
Halogène sans liaison, mais avec un octet : -1. (Les halogènes existent généralement sous forme diatomique et possèdent une liaison simple avec eux-mêmes comme Cl2)
Bore avec 4 liaisons : -1. Ex. BH4⁻

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Acides et bases de Lewis</div>
        <ul class="fiche-list">

Les acides de Lewis acceptent des paires d'électrons. Ils n'ont pas de doublets non liants sur l'atome central. Ex. BF3

Les bases de Lewis donnent des paires d'électrons. Elles ont des doublets non liants sur leur atome central. Ex. NH3

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Caractère ionique partiel</div>
        <ul class="fiche-list">

Les liaisons covalentes entre atomes d'électronégativités différentes ont un caractère ionique partiel.

Rôle de l'électronégativité dans la détermination de la distribution des charges

L'atome le plus électronégatif reçoit une charge partielle négative.
L'atome le moins électronégatif reçoit une charge partielle positive.

Moment dipolaire

Les molécules avec une distribution asymétrique des charges partielles ont un moment dipolaire. Ex. H2O a un moment dipolaire car la molécule est coudée et le côté oxygène de la molécule est partiellement négatif.
Le moment dipolaire dépend de la charge et de la distance.

Plus la différence d'électronégativité est grande, plus la charge et donc le moment dipolaire sont grands.
Plus la distance séparant les charges est grande, plus le moment dipolaire est grand.

Les molécules avec une distribution symétrique des charges partielles n'ont pas de moment dipolaire. Ex. CCl4 n'a pas de moment dipolaire car les atomes de chlore partiellement négatifs sont disposés symétriquement en tétraèdre. La symétrie annule leurs moments dipolaires individuels.
Les espèces ayant un moment dipolaire sont dites polaires.
Les liaisons individuelles dans CCl4 sont-elles polaires ? Réponse : oui.
La molécule entière CCl4 est-elle polaire ? Réponse : non.

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        <div class="chapter-num">Chapitre 03</div>
        <div class="chapter-title">Électrochimie</div>
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      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Cellule électrolytique</div>
        <ul class="fiche-list">

Électrolyse

Nécessite un apport de potentiel/tension. Sur le schéma, cela est représenté par une batterie dans le circuit. En revanche, une cellule galvanique possède à sa place soit une résistance, soit un voltmètre.
L'apport de potentiel/tension + le potentiel de cellule doit être > 0 pour que les réactions se produisent.
Pour les cellules électrolytiques, le potentiel de cellule est négatif, donc un apport de potentiel supérieur à la valeur absolue du potentiel de cellule doit être présent pour que l'électrolyse se produise.
En revanche, les cellules galvaniques/voltaïques ont déjà un potentiel de cellule positif. Ainsi, aucun apport n'est nécessaire pour les cellules galvaniques/voltaïques.
Sur le schéma ci-dessus, les flèches sont en rouge car la batterie force le flux d'électrons. Normalement, les électrons voudraient circuler dans l'autre sens (ou ne pas circuler du tout).

Anode, cathode

Les règles suivantes sont valables pour les cellules électrolytiques et galvaniques/voltaïques.
L'anode est toujours le lieu où se produit l'oxydation.
La cathode est toujours le lieu où se produit la réduction.
Moyen mnémotechnique :

An Ox = ANode OXydation
Red Cat = RÉDuction CAThode

L'anode émet des électrons, la cathode reçoit des électrons.

Électrolyte

Ions = électrolyte.
Les électrolytes conduisent l'électricité par le mouvement des ions.
Sans électrolytes, il n'y aurait pas de circuit car l'électricité ne pourrait pas circuler.

Loi de Faraday reliant la quantité d'éléments déposés (ou de gaz libéré) à une électrode au courant

Courant = coulombs de charge par seconde. I = q/t
Constante de Faraday = coulombs de charge par mole d'électrons = charge totale sur le nombre total de moles d'électrons. F = q/n.
q = It et q = nF, donc on obtient :
It = nF
Courant × temps = moles d'e⁻ × constante de Faraday.
En utilisant cette équation, vous pouvez résoudre pour n, le nombre de moles d'électrons. Puis, en utilisant la stœchiométrie de la demi-réaction, vous pouvez déterminer combien de moles d'élément sont produites pour chaque e⁻ transféré. Par exemple, 1 mole de Cu est déposée pour chaque 2 moles d'électrons pour la demi-réaction suivante : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.

Flux d'électrons ; oxydation et réduction aux électrodes

Les électrons sont émis par l'anode car l'oxydation s'y produit pour perdre des électrons. M → M⁺ + e⁻.
Les électrons se dirigent vers la cathode, où ils entrent en collision avec les cations à la surface de la cathode. C'est parce que la réduction se produit à la cathode pour recevoir des électrons. M⁺ + e⁻ → M.
Moyen mnémotechnique :

OIL RIG : Oxidation Is Losing e⁻ Reduction Is Gaining e⁻ (L'oxydation est la perte d'e⁻, la réduction est le gain d'e⁻).
L'oxydation est une augmentation de charge, la réduction est une diminution de charge.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Cellule galvanique ou voltaïque</div>
        <ul class="fiche-list">

Demi-réactions

La demi-réaction d'oxydation décrit l'espèce qui perd des électrons (augmentation de charge). Par exemple, Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
La demi-réaction de réduction décrit l'espèce qui gagne des électrons (diminution de charge). Par exemple, 2Ag⁺ + 2e⁻ → 2Ag

Potentiels de réduction ; potentiel de cellule

Vous trouvez les potentiels de réduction dans un tableau :

Demi-réactionsPotentiel de réduction (V)Commentaires

Cl2 + 2e⁻ → 2Cl⁻

+1,359

Le chlore a une forte affinité électronique, il adore gagner des électrons et être réduit. Ainsi, il a un potentiel de réduction élevé. De même, des espèces comme l'oxygène, les halogènes et les métaux non réactifs ont des potentiels de réduction positifs.

2H⁺ + 2e⁻ → H2

0,000

L'hydrogène est défini comme ayant un potentiel de réduction standard de zéro

Na⁺ + e⁻ → Na

-2,714

Le sodium déteste son électron, il s'en débarrasse pour obtenir une couche externe complète et être stable en tant que cation. Il est très difficile de forcer des électrons sur le cation stable pour le réduire. Ainsi, il a un potentiel de réduction très négatif. De même, des espèces comme le potassium et d'autres métaux réactifs ont des potentiels de réduction négatifs.

Potentiel de réduction = potentiel de la demi-réaction de réduction.
Potentiel d'oxydation = potentiel de la demi-réaction d'oxydation = inverser le signe du potentiel de réduction.
Potentiel de cellule = Potentiel de réduction + Potentiel d'oxydation.
Par exemple, le potentiel de cellule pour la cellule galvanique montrée dans le schéma est :

Tableau des potentiels de réduction

EspècePotentiel de réduction (V)

Ag(I)+0,799

Cu(II)+0,337

Demi-réaction de réduction : 2Ag⁺ + 2e⁻ → 2Ag
Potentiel de réduction = +0,799
Demi-réaction d'oxydation : Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
Potentiel d'oxydation = +0,337 × -1 = -0,337
Potentiel de cellule = 0,799 - 0,337 = 0,462 V
Le potentiel de cellule de toutes les cellules galvaniques/voltaïques est positif, car la cellule voltaïque génère du potentiel.

Autre exemple, le potentiel de cellule pour la cellule électrolytique montrée dans le schéma est :

Demi-réaction de réduction : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Potentiel de réduction = +0,337
Demi-réaction d'oxydation : 2Ag → 2Ag⁺ + 2e⁻
Potentiel d'oxydation = +0,799 × -1
Potentiel de cellule = 0,337 - 0,799 = -0,462 V
Le potentiel de cellule de toutes les cellules électrolytiques est négatif, car la cellule électrolytique nécessite un apport de potentiel.

Direction du flux d'électrons

Les électrons circulent toujours de l'anode vers la cathode. Moyen mnémotechnique : de A à C dans l'ordre alphabétique. Ou, pensez au courant alternatif (AC) - le A vient en premier et représente l'anode)
L'oxydation (à l'anode) produit des électrons (et des cations), et envoie les électrons vers la cathode. La cathode reçoit ces électrons et les utilise pour la réduction.
Naturellement, l'espèce avec le potentiel d'oxydation le plus élevé (potentiel de réduction le plus bas) sera l'anode, et l'espèce avec le potentiel de réduction le plus élevé sera la cathode.

Dans le schéma ci-dessus, la cellule galvanique/voltaïque montre un flux naturel car Cu (potentiel d'oxydation plus élevé/potentiel de réduction plus bas) est l'anode, et Ag (potentiel de réduction plus élevé) est la cathode.
Cependant, la cellule électrolytique montre exactement l'inverse. Pour forcer Cu à être la cathode et Ag à être l'anode, une batterie est utilisée pour entraîner la réaction.

Les électrons circulent dans les fils et les électrodes, tandis que les ions circulent dans la solution électrolytique, créant ainsi un circuit complet.

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  <div class="chapter" id="ch-4">
    <div class="chapter-header" onclick="toggleChapter(this)">
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        <div class="chapter-num">Chapitre 04</div>
        <div class="chapter-title">Structure électronique et tableau périodique</div>
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      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Structure électronique</div>
        <ul class="fiche-list">

Structure orbitale de l'atome d'hydrogène, nombre quantique principal n, nombre d'électrons par orbitale

Dans le modèle de Bohr, l'électron de l'hydrogène orbite autour du noyau.
En mécanique quantique, l'électron de l'hydrogène existe dans un nuage de probabilité sphérique autour du noyau.
Le nombre quantique principal, n, définit dans quelle couche se trouve l'électron.
Les valeurs de n commencent à un : 1, 2, 3, etc.
Les couches de n plus élevé sont plus énergétiques (si les sous-couches sont identiques).
Il y a n² orbitales par couche.
Il y a 2 électrons par orbitale.
Ainsi, il y a 2n² électrons par couche.

État fondamental, états excités

Les électrons sont normalement dans leur état fondamental.
Lorsqu'ils absorbent de l'énergie, ils sont promus vers des états excités.
Les états excités sont plus énergétiques que les états fondamentaux.
Les électrons à l'état excité reviennent à l'état fondamental en libérant de l'énergie.

Spectres d'absorption et d'émission

Le spectre d'absorption montre quelles longueurs d'onde de lumière sont absorbées.
Le spectre d'absorption ressemble à des lignes noires sur un fond arc-en-ciel.
Le spectre d'émission montre quelles longueurs d'onde de lumière sont émises.
Le spectre d'émission ressemble à des lignes colorées sur un fond noir.
Le spectre d'absorption correspond au spectre d'émission en termes de motif.
Le spectre d'émission est légèrement décalé vers des longueurs d'onde plus longues.

Nombres quantiques l, m, s, et nombre d'états quantiques (électrons) par orbitale

l est le nombre quantique de moment cinétique orbital : l est un entier allant de 0 à n-1.

spdf : l=0,1,2,3 pour s,p,d,f respectivement.
spdf désigne les sous-couches.
Les sous-couches s contiennent 1 orbitale. p en contient 3, d en contient 5, f en contient 7.
Chaque orbitale contient un maximum de 2 électrons.
Les sous-couches s contiennent un maximum de 1×2=2 électrons, p : 3×2=6, d : 5×2=10, f : 7×2=14.
Une formule généralisée pour le motif ci-dessus : pour toute sous-couche, 4l+2 électrons peuvent être contenus.
Pour une couche donnée, les sous-couches supérieures ont une énergie plus élevée.
Une couche basse avec une sous-couche élevée peut être plus énergétique qu'une couche supérieure avec une sous-couche basse.

m est le nombre quantique magnétique : m est un entier allant de -l à l, incluant zéro.

s est le nombre quantique de spin : s est soit +1/2, soit -1/2.

Noms courants et formes géométriques des orbitales s, p, d

Les électrons remplissent d'abord les sous-couches de plus basse énergie.
Sous-couches classées par énergie croissante : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d

La meilleure façon de mémoriser cet ordre est d'interpréter le tableau périodique :
En commençant par la première rangée, en allant de gauche à droite, l'hydrogène et l'hélium sont en 1s. Rangée suivante : 2s puis 2p. Troisième rangée : 3s puis 3p. Quatrième rangée : 4s, 3d, puis 4p. Cinquième rangée : 5s, 4d, puis 5p. Sixième rangée : 6s, 4f, 5d, puis 6p. Dernière rangée : 7s, 5f, puis 6d. Le motif obtenu en regardant le tableau périodique est exactement dans l'ordre d'énergie croissante.
Pour une sous-couche donnée, les colonnes représentent le nombre d'électrons dans cette sous-couche. Par exemple, la cinquième colonne des sous-couches d contient des éléments qui ont 5 électrons dans cette sous-couche.
Le nombre de colonnes pour chaque sous-couche indique le nombre maximum d'électrons que cette sous-couche peut contenir. Par exemple, les sous-couches d ont 10 colonnes montrant que les orbitales d peuvent contenir 10 électrons au total.

Notation conventionnelle de la structure électronique

Notation conventionnelle :
Diagrammes orbitaux :
Principe d'Aufbau : les couches / sous-couches de plus basse énergie se remplissent en premier (c'est la règle la plus évidente. Par exemple, 1s se remplit d'abord, puis 2s, puis 2p, etc. Révisez l'ordre exact des énergies car plus tard, les sous-couches d se remplissent après les s).
Règle de Hund : lorsque vous remplissez une sous-couche avec plus d'une orbitale (p, d, f), vous remplissez d'abord chaque orbitale avec un seul électron et avec le même spin (vérifiez les électrons 5, 6 et 7 dans le diagramme orbital, qui se remplissent selon la règle de Hund). La raison de la règle de Hund est que la répulsion électron-électron dans les orbitales doublement occupées les rend plus énergétiques que les orbitales simplement occupées.
Principe d'exclusion de Pauli : 2 électrons dans la même orbitale doivent avoir des spins différents (par exemple, vérifiez les électrons 5 et 8 dans le diagramme orbital).
Attention aux éléments d4 et d9. Au lieu de s2d4 et s2d9, c'est s1d5 et s1d10 car ils veulent atteindre une sous-couche d à moitié pleine ou pleine.

Atome de Bohr

Électron orbitant autour du noyau sur une orbite circulaire.
Les valeurs de n plus grandes ont des rayons d'orbite plus grands.
...plus sur Bohr en chimie

Charge nucléaire effective

Charge nucléaire effective = charge nucléaire - électrons d'écrantage.
Les électrons d'écrantage sont ceux qui se trouvent entre le noyau et l'électron qui nous intéresse.
Les électrons d'écrantage sont ceux qui se trouvent dans des sous-couches plus proches du noyau (de plus basse énergie) que l'électron qui nous intéresse.
Les questions du MCAT donnent généralement un diagramme du modèle de Bohr, auquel cas les électrons d'écrantage sont ceux qui orbitent à un rayon plus petit.
Plus la charge nucléaire effective est élevée pour un électron, plus il est stable (énergie d'ionisation plus élevée, pas facilement éjecté).
La charge nucléaire effective augmente pour les électrons externes lorsqu'on se déplace de gauche à droite dans le tableau périodique.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Le tableau périodique : classification des éléments en groupes par structure électronique ; propriétés physiques et chimiques des éléments</div>
        <ul class="fiche-list">

Métaux alcalins

Un seul électron de valence - faible énergie d'ionisation, très réactifs.
Veulent perdre cet électron pour obtenir une couche de valence vide.
Plus réactifs en descendant dans le groupe en raison de l'augmentation des rayons.
Réagissent avec l'oxygène pour former des oxydes.
Réagissent avec l'eau pour former des hydroxydes et libérer de l'hydrogène.
Réagissent avec les acides pour former des sels et libérer de l'hydrogène.
Se trouvent le plus souvent à l'état d'oxydation +1.

Métaux alcalino-terreux

2 électrons de valence - énergie d'ionisation relativement faible, assez réactifs.
Veulent perdre les deux électrons pour obtenir une couche de valence vide.
Plus réactifs en descendant dans le groupe en raison de l'augmentation des rayons.
Réagissent avec l'oxygène pour former des oxydes.
Réagissent avec l'eau pour former des hydroxydes et libérer de l'hydrogène.
Réagissent avec les acides pour former des sels et libérer de l'hydrogène.
Se trouvent le plus souvent à l'état d'oxydation +2.

Halogènes

7 électrons de valence (2 de la sous-couche s et 5 de la sous-couche p) - forte affinité électronique, très réactifs.
Veulent gagner un électron pour obtenir une couche de valence complète.
Plus réactifs en montant dans le groupe en raison de la diminution des rayons.
Réagissent avec les métaux alcalins et les métaux alcalino-terreux pour former des sels.
Se trouvent le plus souvent à l'état d'oxydation -1.

Gaz nobles

Couche de valence complète de 8 - énergie d'ionisation élevée couplée à une faible affinité électronique.
Ne réagissent pas.
Se trouvent à l'état d'oxydation 0.

Métaux de transition

Conductivité élevée due aux électrons d externes libres (faiblement liés).
En présence de ligands (dans un complexe chimique), les orbitales d deviennent non dégénérées (d'énergies différentes).
Les transitions électroniques entre les orbitales d non dégénérées donnent aux complexes de métaux de transition des couleurs vives.
États d'oxydation variés - mais toujours positifs.

Éléments représentatifs

Les éléments représentatifs comprennent le bloc s et le bloc p du tableau périodique.
Pas d'électrons d externes libres (faiblement liés).
La couche de valence se remplit de gauche (1 électron) à droite (8 électrons).
Nomenclature standard de gauche à droite : I A, II A, III A, IV A, V A, VI A, VII A, VIII A.

Métaux et non-métaux

Les métaux sont à gauche des métalloïdes.
Les non-métaux sont à droite des métalloïdes.
Métalloïdes : ligne diagonale du bore au polonium : B, Si, As, Te, Ge, Sb, (Po).

Propriétés chimiques

MétauxNon-métaux

Aiment perdre des électrons pour obtenir un état d'oxydation + (bon agent réducteur).

Aiment gagner des électrons pour former un état d'oxydation - (bon agent oxydant).

Électronégativité plus faible - partiellement positif dans une liaison covalente avec un non-métal.

Électronégativité plus élevée - partiellement négatif dans une liaison covalente avec un métal.

Forment des oxydes basiques.

Forment des oxydes acides.

Propriétés physiques

Bon conducteur de chaleur et d'électricité

Mauvais conducteur de chaleur et d'électricité

Malléable, ductile, lustré, solide à température ambiante (sauf Hg)

Solide, liquide ou gazeux à température ambiante. Cassant si solide et sans lustre.

Groupe de l'oxygène

Le groupe (colonne) qui contient l'oxygène.
L'oxygène et le soufre sont chimiquement similaires (si une question vous demande quel élément vous pouvez substituer à l'oxygène tout en conservant la même réactivité chimique, choisissez le soufre).
Se - Te - Po = non-métal - métalloïde - métal (ou métalloïde).

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Le tableau périodique : variations des propriétés chimiques avec le groupe et la rangée</div>
        <ul class="fiche-list">

Structure électronique ...une répétition de la section sur la structure électronique ci-dessus

Éléments représentatifs

Les éléments représentatifs comprennent le bloc s et le bloc p du tableau périodique.
Pas d'électrons d externes libres (faiblement liés).
La couche de valence se remplit de gauche (1 électron) à droite (8 électrons).
Nomenclature standard de gauche à droite : I A, II A, III A, IV A, V A, VI A, VII A, VIII A.

Gaz nobles

Couche de valence complète de 8 - énergie d'ionisation élevée couplée à une faible affinité électronique.
Ne réagissent pas.
Se trouvent à l'état d'oxydation 0.

Métaux de transition

Conductivité élevée due aux électrons d externes libres (faiblement liés).
En présence de ligands (dans un complexe chimique), les orbitales d deviennent non dégénérées (d'énergies différentes).
Les transitions électroniques entre les orbitales d non dégénérées donnent aux complexes de métaux de transition des couleurs vives.
États d'oxydation variés - mais toujours positifs.

Électrons de valence

Électrons de la couche externe.
Vont de 1 à 8 de gauche à droite des éléments représentatifs.
La règle des électrons de valence ne s'applique pas aux métaux de transition.

Première et deuxième énergies d'ionisation

Définition de la première énergie d'ionisation : l'énergie nécessaire pour arracher le premier électron de valence.
Définition de la deuxième énergie d'ionisation : l'énergie nécessaire pour arracher le deuxième électron de valence.

Prédiction à partir de la structure électronique pour les éléments de différents groupes ou rangées

L'énergie d'ionisation diminue en descendant dans le groupe en raison de l'augmentation des rayons.
L'énergie d'ionisation augmente en allant vers la droite en raison de la diminution des rayons.
Les pics les plus élevés sont les gaz nobles.
Les creux les plus bas sont les métaux alcalins.
Des maxima locaux se produisent pour les sous-couches remplies et les sous-couches p à moitié remplies.
La deuxième énergie d'ionisation est toujours supérieure à la première énergie d'ionisation (généralement beaucoup plus élevée).
Métaux alcalins et hydrogène : première énergie d'ionisation très faible. Deuxième énergie d'ionisation beaucoup plus élevée.
Métaux alcalino-terreux : première énergie d'ionisation faible. Deuxième énergie d'ionisation également faible.

Affinité électronique

Définition - l'affinité électronique est la quantité d'énergie libérée lorsqu'un atome gagne un électron (avec quelle facilité il peut gagner un électron).

Variation avec le groupe et la rangée

En descendant dans un groupe, l'affinité électronique diminue en raison de rayons plus grands.
En allant de gauche à droite dans une rangée, l'affinité électronique augmente.
Les pics les plus élevés sont pour les halogènes.
Les plus bas pour les gaz nobles.
Des minima locaux se produisent pour les sous-couches remplies et les sous-couches p à moitié remplies.

Électronégativité

Définition - l'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer les électrons dans une liaison covalente.

Valeurs comparatives pour certains éléments représentatifs et groupes importants

L'électronégativité augmente vers le coin supérieur droit.
Le fluor est l'élément le plus électronégatif.
Les éléments autour du fluor sont très électronégatifs : N, O, F, Cl, Br.
Les halogènes sont électronégatifs, surtout vers le haut du groupe.
Les gaz nobles peuvent être très électronégatifs s'ils participent à la formation de liaisons (Kr et Xe).
Les non-métaux sont plus électronégatifs que les métaux.
La liaison covalente est un partage d'électrons entre éléments.
L'élément le plus électronégatif dans une liaison covalente obtient une plus grande part des électrons et porte une charge partielle négative.
L'élément le moins électronégatif (plus électropositif) dans une liaison covalente obtient une plus petite part des électrons et porte une charge partielle positive.
Si la différence d'électronégativité est trop grande, une liaison ionique se forme au lieu d'une liaison covalente.
Les liaisons ioniques résultent d'un transfert complet d'électrons de l'élément électropositif vers l'élément électronégatif.

Couches électroniques et tailles des atomes

Couches électroniques

Les couches électroniques sont définies par le nombre quantique principal - la valeur de n.
Descendre dans le tableau périodique signifie passer à la couche suivante.
Lorsque vous passez à la couche suivante (Ne vers Na), la charge nucléaire effective diminue car l'ancienne couche se trouve entre le noyau et la nouvelle couche.
Le passage à la couche suivante provoque un saut de taille atomique en raison de la diminution de la charge nucléaire effective.
En descendant dans un groupe (Na vers K), la taille atomique augmente même si la charge nucléaire effective reste la même, car les couches supérieures ont un rayon plus grand que les couches inférieures.
Se déplacer horizontalement dans le tableau périodique signifie remplir la même couche (en passant par les sous-couches).
En remplissant une couche, la charge nucléaire effective augmente car le numéro atomique (protons) augmente tandis que les électrons de la même couche que vous ajoutez ne se blindent pas mutuellement.
Avec l'augmentation de la charge nucléaire effective, l'attraction électrostatique (F=kQq/r²) entre le noyau et les électrons augmente, donc l'atome devient plus compact.
L'augmentation de la charge nucléaire effective et de l'attraction électrostatique explique pourquoi se déplacer horizontalement dans le tableau périodique signifie une diminution de la taille atomique.

Tailles des atomes

La taille augmente en descendant dans une colonne.
La taille diminue en allant vers la droite dans une rangée.
Les tailles atomiques peuvent se chevaucher si vous zigzaguez dans le tableau périodique.

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  <div class="chapter" id="ch-5">
    <div class="chapter-header" onclick="toggleChapter(this)">
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        <div class="chapter-num">Chapitre 05</div>
        <div class="chapter-title">Structure atomique et nucléaire</div>
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      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Structure atomique et spectres</div>
        
        <figure class="fiche-figure">

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Spectre d&#x27;émission de l&#x27;hydrogène (modèle de Bohr)</div>
        <ul class="fiche-list">

Modèle de Bohr :

Un électron orbite autour du noyau chargé positivement de la même manière que la Terre orbite autour du Soleil.
L'attraction électrostatique attire l'électron vers le noyau.
L'électron orbite à grande vitesse pour éviter de s'écraser sur le noyau.
L'électron peut orbiter à différents niveaux d'énergie : n=1, n=2, n=3, etc.
Plus le niveau d'énergie est élevé, plus le rayon par rapport au noyau est grand.

Spectre d'émission de l'hydrogène :

Lorsqu'un électron passe d'un niveau d'énergie supérieur à un niveau d'énergie inférieur, il émet un rayonnement électromagnétique.
Le spectre d'émission de l'hydrogène est constitué de raies nettes et distinctes.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Niveaux d&#x27;énergie atomiques</div>
        <ul class="fiche-list">

Niveaux d'énergie quantifiés pour les électrons

Les raies distinctes du spectre d'émission prouvent que l'énergie des électrons est quantifiée en niveaux d'énergie.
Si l'énergie des électrons n'était pas quantifiée, un spectre continu serait observé.
L'énergie des niveaux d'énergie est régie par : , où E est l'énergie et n est le niveau d'énergie.

L'équation est négative, donc toutes les énergies sont négatives.
Les énergies négatives signifient que c'est de l'énergie qui contribue à la « stabilité » du système - l'énergie de liaison de l'électron.
Plus l'énergie est négative (basse), plus l'orbite est stable, plus il est difficile d'éjecter l'électron.
Moins l'énergie est négative (haute), moins l'orbite est stable, plus il est facile d'éjecter l'électron.
À l'énergie la plus élevée, 0 eV, il n'y a pas d'énergie de liaison, donc l'électron se dissocie.
Pour les atomes autres que l'hydrogène, la forme de la courbe des niveaux d'énergie reste la même. Cependant, le numérateur est une constante autre que 13,6 eV.
La relation précise pour les atomes autres que l'hydrogène est : , où Z est le numéro atomique.
Des valeurs de Z plus élevées donnent une énergie de liaison plus négative (plus stable) car plus la charge est grande, plus l'attraction électrostatique est forte.

Calcul de l'énergie émise ou absorbée lorsqu'un électron change de niveau d'énergie

La longueur d'onde du rayonnement émis ou absorbé est régie par la formule de Rydberg : , où lambda est la longueur d'onde, nf est le niveau d'énergie final, ni est le niveau d'énergie initial, et R est la constante de Rydberg.
L'énergie du rayonnement émis ou absorbé est : , où E est l'énergie, f et v signifient tous deux la fréquence et c est la vitesse de la lumière.
L'énergie est émise pour les transitions vers des niveaux d'énergie inférieurs (nf < ni).
L'énergie est absorbée pour les transitions vers des niveaux d'énergie supérieurs (nf > ni).

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Noyau atomique</div>
        
        <figure class="fiche-figure">

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Numéro atomique, masse atomique</div>
        <ul class="fiche-list">

Numéro atomique = le nombre de protons.

Le numéro atomique est ce qui définit un élément.
Lorsque deux choses ont le même nombre de protons, elles sont le même élément.

Masse atomique pondérée = la moyenne pondérée de la masse atomique pour tous les isotopes d'un atome donné.

Masse atomique = nombre de protons + neutrons.
La masse atomique est utilisée pour un isotope.
La masse atomique pondérée est utilisée pour un élément.

En notation standard, le numéro atomique est toujours en bas, et la masse est toujours en haut :
Un moyen facile de s'en souvenir est que le numéro atomique est « fondamental » pour l'identité de l'élément, il est donc situé à la base.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Neutrons, protons, isotopes</div>
        <ul class="fiche-list">

Neutrons = particules neutres qui résident dans le noyau.

Protons = particules positives qui résident dans le noyau.

Isotopes = éléments ayant le même nombre de protons, mais un nombre différent de neutrons.

Particules atomiques

Nom

Masse (uma)

Charge

Localisation

Proton

1 +1

Dans le noyau

Neutron

1

0 Dans le noyau

Électron

0 -1

Autour du noyau

Nucléons = protons ou neutrons.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Isotopes</div>
        <ul class="fiche-list">

Lorsque deux choses ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons, ce sont des isotopes du même élément.

Les isotopes ont souvent des propriétés chimiques similaires, mais des stabilités différentes (certains se désintègrent et émettent des rayonnements, d'autres non).

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Force</div>
        <ul class="fiche-list">

Deux forces sont à l'œuvre dans le noyau : la force forte et la force électromagnétique.

La force forte lie les nucléons ensemble, et contribue donc à l'énergie de liaison.

La force électromagnétique est due à la répulsion électrostatique entre les protons chargés positivement dans le noyau.

Le noyau reste intact car la force forte est beaucoup plus puissante que la répulsion électromagnétique.

La force forte est aussi appelée « force nucléaire ».

Force

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Désintégration radioactive : alpha, bêta, gamma, demi-vie, décroissance exponentielle, graphiques semi-logarithmiques</div>
        <ul class="fiche-list">

Désintégration alpha : . Éjection d'un noyau d'hélium à vitesse relativement faible.

Désintégration bêta : . Éjection d'un électron à grande vitesse.

Désintégration gamma : . Libération d'une onde électromagnétique de haute énergie.

Nom

Notation

Information

Particule alpha

Forme de rayonnement la plus faible. Peut être arrêtée par une feuille de papier. C'est essentiellement un noyau d'hélium à vitesse relativement faible.

Particule bêta

Plus d'énergie qu'une particule alpha. Peut être arrêtée par une feuille d'aluminium. C'est un électron à grande vitesse.

Rayon gamma

Forme de rayonnement la plus puissante. C'est une onde électromagnétique de haute énergie. Peut être arrêté par une épaisse couche de plomb ou de béton.

Quelques notes sur les désintégrations α, β et γ

La conservation de la masse impose que la masse atomique totale avant la désintégration soit égale à la masse atomique totale après.
La conservation de la charge impose que le numéro atomique total avant la désintégration soit égal au numéro atomique total après.
Ne vous laissez pas déstabiliser par des particules que vous ne reconnaissez pas. Tant qu'elles ont une masse et une charge, intégrez simplement ces nombres dans vos calculs.
Les problèmes du MCAT sur l'identification des produits de désintégration sont simplement du travail mathématique.
Rappelez-vous : le numéro atomique (le nombre du bas) détermine de quel élément il s'agit.

La demi-vie est le temps nécessaire pour que la quantité d'une substance diminue de moitié par désintégration.

Après 1 demi-vie, la quantité de la substance originale diminue de moitié.
Après 2 demi-vies, la quantité de la substance originale diminue d'un facteur 4.
Après 3 demi-vies, la quantité de la substance originale diminue d'un facteur 8.
L'expression mathématique est : , où N sub t=0 est la quantité de matière de départ originale. N sub t est la quantité de matière originale encore restante. Enfin, t est le temps.
Bien que ce qui précède soit l'équation officielle de la demi-vie, les gens préfèrent multiplier plutôt que diviser. Par conséquent, une équation plus conviviale est :

Stabilité

Quand quelque chose est stable, il ne se désintègre pas.
Quand quelque chose est instable, il se désintègre.
Plus quelque chose est instable, plus sa demi-vie est courte.

Décroissance exponentielle :

Graphiques semi-logarithmiques : pour les besoins du MCAT, les graphiques semi-logarithmiques convertissent les courbes exponentielles en lignes droites.

Quelque chose qui courbe vers le haut devient une ligne droite avec une pente positive.
Quelque chose qui courbe vers le bas devient une ligne droite avec une pente négative.
Pour la décroissance exponentielle, un graphique semi-logarithmique trace le logarithme de la quantité en fonction du temps.
Pour la décroissance exponentielle, un graphique semi-logarithmique est une ligne droite avec une pente négative.
Le graphique semi-logarithmique intercepte l'axe des x là où la valeur originale de y est 1.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Nature générale de la fission</div>
        <ul class="fiche-list">

Fission = un noyau qui se scinde.

L'uranium subit la fission lorsqu'il est frappé par un neutron libre.

La fission de l'uranium génère davantage de neutrons, qui vont à leur tour scinder d'autres noyaux d'uranium. C'est ce qu'on appelle une réaction en chaîne.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Nature générale de la fusion</div>
        <ul class="fiche-list">

Fusion = deux noyaux qui se combinent.

Le Soleil fonctionne par fusion.

L'hydrogène dans le Soleil fusionne pour former de l'hélium.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Défaut de masse, énergie libérée, énergie de liaison</div>
        <ul class="fiche-list">

Mnucléons = Matome + énergie de liaison/c²

Mnucléons > Matome car une partie de Mnucléons est convertie en énergie de liaison qui maintient les nucléons ensemble.

Mnucléons = masse de tous les nucléons qui composent l'atome dans leur état libre, non lié.
Matome = masse de l'atome.
Mnucléons - Matome = défaut de masse (aussi appelé déficit de masse) = ΔM.
Énergie de liaison = conversion de ΔM en son équivalent en énergie = ΔM c².
Énergie libérée = énergie de liaison.

La conservation de la masse et de l'énergie : la masse et l'énergie totales avant une réaction sont toujours les mêmes que la masse et l'énergie totales après la réaction.
Si la masse totale avant la réaction est différente de la masse totale après la réaction, alors la différence de masse est compensée par l'énergie.
La différence de masse avant et après une réaction est appelée le défaut de masse ou déficit de masse.
L'énergie qui compense le défaut de masse est calculée par :
L'énergie est libérée lorsque de la masse est perdue au cours d'une réaction.
L'énergie est absorbée lorsque de la masse est gagnée au cours d'une réaction.

Notes supplémentaires sur l'énergie de liaison :

L'énergie de liaison fait le plus souvent référence à l'énergie de liaison nucléaire (l'énergie qui lie les nucléons ensemble).
L'énergie de liaison est due à la force forte. ...plus sur les forces
L'énergie de liaison par nucléon est la plus forte pour le fer (Fe 56).
L'énergie de liaison par nucléon est la plus faible pour le deutérium (l'isotope à 2 nucléons de l'hydrogène).
Moins couramment utilisée est l'énergie de liaison de l'électron. C'est parce que l'énergie de liaison de l'électron est plus communément appelée énergie d'ionisation.

      <div class="source-note">Contenu adapté de <a href="https://mcat-review.org/atomic-nuclear-structure.php" target="_blank" rel="noopener">mcat-review.org</a> — Traduction et mise en forme par Logopoïos</div>
    </div>
  </div>

  <div class="chapter" id="ch-6">
    <div class="chapter-header" onclick="toggleChapter(this)">
      <div>
        <div class="chapter-num">Chapitre 06</div>
        <div class="chapter-title">Phases et équilibres de phases</div>
      </div>
      <div class="chapter-toggle">▼</div>
    </div>
    <div class="chapter-body">
      
      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Phase gazeuse</div>
        
        <figure class="fiche-figure">

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Température absolue, échelle K</div>
        <ul class="fiche-list">

K

°C

°F

Zéro absolu

0 -273

-460

Point de congélation de l'eau / point de fusion de la glace

273

0

32 Température ambiante

298

25

77 Température corporelle

310

37

99 Point d'ébullition de l'eau / condensation de la vapeur

373

100

212

K = °C + 273
F = °C x 1.8 + 32

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Pression, baromètre à mercure simple</div>
        <ul class="fiche-list">

La pression est la force exercée sur une surface : P = F/A

En raison de la gravité, l'atmosphère exerce une pression de 101 kPa au niveau de la mer. Par commodité, 101 kPa = 1 atm.
La pression diminue à des altitudes plus élevées.
Le baromètre à mercure mesure la pression atmosphérique en permettant à la pression atmosphérique de « pousser » sur une colonne de mercure.
Le baromètre est ouvert à une extrémité et fermé (vide) à l'autre.
L'atmosphère « pousse » à l'extrémité ouverte, ce qui fait monter le mercure dans l'extrémité fermée.

La pression atmosphérique mesurée P = F/A. F est le poids du mercure qui a été poussé vers le haut et A est la section transversale de la colonne dans laquelle le mercure a été poussé.

Les baromètres à mercure standard sont calibrés de sorte que 1 atm de pression pousse le mercure de 760 mm. Par commodité, mm Hg est aussi appelé le Torr. Ainsi, vous n'avez pas besoin de faire le calcul P=F/A pour connaître la lecture de pression d'un baromètre. Sachez simplement que 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr.

1 atm = 101 kPa = 101 000 Pa = 760 mm Hg = 760 Torr.

Lors des calculs P = F/A, assurez-vous que F est en Newtons, A est en mètres carrés et le P résultant sera en Pascals. Vous pouvez ensuite convertir les Pascals dans les unités des choix de réponse.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Volume molaire à 0 degrés Celsius et 1 atm = 22,4 L/mol</div>
        <ul class="fiche-list">

Vous devez mémoriser ceci : les gaz parfaits occupent 22,4 L par mole de molécules.

Ne confondez pas – c'est 22,4 litres par mole, pas l'inverse.

Pour s'en souvenir : la mole est un nombre énorme – 6,02E23 molécules. Ces milliards de milliards de molécules occupent beaucoup d'espace – 22,4 L exactement.

Une autre façon de s'en souvenir est de regarder le tableau périodique : l'air est composé principalement d'azote, qui a une masse atomique de 14. Sous forme diatomique, N2 pèse 14x2 = 28 grammes par mole. Or, l'air est très léger. Pour saisir 28 grammes d'air, il vous faut plus qu'une simple bouteille d'air, il vous faut un énorme réservoir totalisant 22,4 L.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Gaz parfait</div>
        <ul class="fiche-list">

définition

Un gaz parfait est constitué de points ponctuels se déplaçant de manière aléatoire et entrant en collision les uns avec les autres et avec les parois du récipient. Le gaz parfait obéit à la théorie cinétique des gaz et possède les propriétés suivantes.

Mouvement moléculaire aléatoire.
Pas de forces intermoléculaires.
Pas de volume moléculaire (négligeable).
Collisions parfaitement élastiques (conservation de l'énergie cinétique totale).

Vous pouvez traiter les gaz comme des gaz parfaits à :

Basses pressions
Hautes températures

L'écart par rapport au comportement idéal se produit à haute pression et basse température. Dans ces conditions, les molécules de gaz sont « comprimées » les unes contre les autres. Lorsque les molécules de gaz sont si proches, elles subissent des interactions intermoléculaires. De plus, le volume moléculaire devient significatif lorsque le volume total est tellement réduit. Les attractions intermoléculaires rendent les collisions collantes et inélastiques. Aux pressions extrêmement élevées et basses températures, les gaz cessent d'être des gaz – ils se condensent en liquides.

Les gaz parfaits obéissent à la loi des gaz parfaits.

loi des gaz parfaits PV=nRT, où P est la pression, V est le volume, n est le nombre de moles de gaz, R est la constante des gaz et T est la température.

Loi combinée des gaz :

Puisque nR est constant (n est le nombre de moles et R est la constante des gaz), PV/T doit aussi être constant.
La loi de Boyle et la loi de Charles peuvent toutes être dérivées de la loi combinée des gaz.

Loi de Boyle : à température constante, P1V1 = P2V2

Loi de Charles : à pression constante,
La loi de Charles extrapole jusqu'au zéro absolu, où le volume tend aussi vers zéro (ce n'est qu'une extrapolation).

Loi d'Avogadro : des volumes égaux de deux gaz contiennent un nombre égal de moles de chaque gaz (dans des conditions idéales : gaz parfait aux CNTP).

PV = nRT
R est constant, et aux CNTP, la pression et la température sont aussi constantes.
V/n = RT/P
Si vous insérez les valeurs CNTP, vous obtiendrez V/n = 22,4 L/mol.
Tous les gaz parfaits aux CNTP occupent 22,4 L par mole de molécules de gaz.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Théorie cinétique des gaz</div>
        <ul class="fiche-list">

Les lois des gaz parfaits peuvent être dérivées de la théorie cinétique des gaz.

La théorie cinétique repose sur les hypothèses suivantes

Mouvement moléculaire aléatoire.
Pas de forces intermoléculaires.
Pas de volume moléculaire (négligeable).
Collisions parfaitement élastiques (conservation de l'énergie cinétique totale).

La théorie cinétique repose sur les concepts suivants :

La pression d'un gaz est due aux collisions constantes de ses molécules avec les parois de son récipient.
La pression est répartie uniformément sur les parois du récipient car le mouvement moléculaire est aléatoire.
La température est une mesure de l'énergie cinétique moyenne des molécules de gaz.
Une température plus élevée signifie que les molécules se déplacent plus vite, des températures plus basses signifient des molécules plus lentes.

Diffusion et effusion

Diffusion : mouvement moléculaire aléatoire, provoquant le déplacement d'une substance d'une zone de concentration plus élevée vers une zone de concentration plus faible (diffusion selon son gradient de concentration).
Effusion : mouvement moléculaire aléatoire, provoquant l'échappement d'une substance d'un récipient par une très petite ouverture.
Loi de Graham (s'applique à la fois à la diffusion et à l'effusion).

Rate1/Rate2 = √M2/M1
Rate = vitesse de diffusion ou d'effusion. M = masse moléculaire de la molécule de gaz.
Une question possible est : deux gaz diffusent dans un tube depuis des extrémités opposées. Où les gaz se rencontreront-ils ? L'essentiel est que le gaz le plus léger se déplacera plus vite, et les gaz se rencontreront en un point plus éloigné de l'extrémité du gaz le plus léger.

La loi de Graham est dérivée de la théorie cinétique

Température = énergie cinétique moyenne
À une température donnée, tous les gaz ont la même énergie cinétique.
½m1v1² = ½m2v2²
m1v1² = m2v2²
v1²/v2² = m2/m1
v1/v2 = √m2/m1

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Écart du comportement des gaz réels par rapport à la loi des gaz parfaits</div>
        <ul class="fiche-list">

qualitatif

Lorsque les molécules sont éloignées les unes des autres (dans des conditions de basse P, haute T), elles se comportent de manière idéale.
Lorsque les molécules sont rapprochées (P plus élevée, T plus basse), elles subissent des attractions intermoléculaires.
Lorsque les molécules sont si proches qu'elles se heurtent, elles subissent une répulsion stérique.

quantitatif (équation de Van der Waals)

b pour rebond. Le terme avec la constante b est le terme de répulsion. Plus b est grand, plus la répulsion est forte, ce qui conduit à une pression plus élevée.
a pour attraction. Le terme avec la constante a est le terme d'attraction. Plus a est grand, plus l'attraction est forte, ce qui conduit à une pression plus faible.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Pression partielle, fraction molaire</div>
        <ul class="fiche-list">

Pression partielle = une composante de la pression totale exercée par une espèce dans un mélange gazeux.

La pression totale d'un mélange de gaz = la somme de toutes les pressions partielles.

Fraction molaire = une composante (fraction) du nombre total de moles appartenant à une espèce dans un mélange gazeux.

Fraction molaire pour l'espèce A = nombre de moles de A / nombre de moles du mélange gazeux entier = nombre de moles de A / Σ nombre de moles de A, B, C ...

La loi de Dalton relie la pression partielle à la fraction molaire.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Loi de Dalton reliant la pression partielle à la composition</div>
        <ul class="fiche-list">

Pi = χi·Ptotale

Ptotale = ΣPi = Σχi·Ptotale

Ptotale est la pression totale.

Pi est la pression partielle de l'espèce i.

χi est la fraction molaire de l'espèce i.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Force</div>
        
        
      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Liaison hydrogène</div>
        <ul class="fiche-list">

La liaison hydrogène est une interaction faible entre un H partiellement positif et un atome partiellement négatif.

Techniquement, les liaisons hydrogène sont un type spécial d'interaction dipôle-dipôle.

La liaison hydrogène augmente le point d'ébullition.

Les H partiellement positifs sont aussi appelés donneurs de liaison hydrogène. Ce sont des hydrogènes liés à F, O ou N.

Les atomes partiellement négatifs sont aussi appelés accepteurs de liaison hydrogène. Ce sont le plus souvent F, O ou N.

Les éthers forment-ils des liaisons hydrogène avec d'autres éthers ? Réponse : non, car les éthers n'ont pas de H partiellement positif (donneur).

Plus une liaison est polaire, plus la liaison hydrogène est forte. La liaison H-F est la plus polaire, suivie de la liaison H-O, et enfin la liaison H-N.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Interactions dipôle-dipôle</div>
        <ul class="fiche-list">

Toutes les molécules polaires présentent des interactions dipôle-dipôle. C'est lorsque les molécules polaires s'alignent de sorte que les charges opposées s'attirent.

Les interactions dipôle-dipôle augmentent le point d'ébullition, bien que moins significativement que la liaison hydrogène.

Les interactions dipôle sont plus fortes lorsque la molécule est plus polaire.

Les interactions ion-dipôle sont similaires aux interactions dipôle-dipôle, mais elles sont plus fortes car il ne s'agit plus d'une interaction impliquant uniquement des charges partielles. Au lieu de cela, c'est une interaction entre une charge complète (ion) et une charge partielle (dipôle).

Les interactions ion-dipôle deviennent plus fortes lorsque la magnitude de la charge de l'ion est plus grande et que la polarité de la molécule dipolaire est plus grande.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Force</div>
        <ul class="fiche-list">

Aussi appelées forces de dispersion.

Les forces de dispersion existent pour toutes les molécules, mais ne sont significatives que pour les molécules non polaires. Pour les molécules polaires, les forces dipolaires sont prédominantes.

Les forces de dispersion résultent de dipôles induits et instantanés.

Dipôles induits : lorsqu'une molécule polaire interagit avec une molécule non polaire, la molécule polaire induit un dipôle dans la molécule non polaire.

Dipôles instantanés : les molécules non polaires ont des dipôles fluctuant aléatoirement qui tendent à s'aligner les uns avec les autres d'un instant à l'autre.

Les forces de dispersion deviennent plus fortes pour les molécules plus grandes. Par exemple, le décane (C10H22) a une force de dispersion plus forte que l'éthane (C2H6).

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Équilibres de phases</div>
        
        
      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Changements de phase et diagrammes de phases</div>
        <ul class="fiche-list">

Solide : les atomes/molécules vibrent autour d'une position fixe. Difficile à comprimer. Ne s'écoule pas pour remplir un récipient.

Liquide : les atomes/molécules se déplacent, mais sont proches les uns des autres et liés par des forces intermoléculaires. Difficile à comprimer. S'écoule pour remplir un récipient.

Gaz : les atomes/molécules volent loin les uns des autres et ne subissent pas de forces intermoléculaires. Facile à comprimer. S'écoule pour remplir un récipient.

Frontière solide-liquide : le solide et le liquide coexistent en équilibre.

Frontière solide-gaz : le solide et le gaz coexistent en équilibre.

Frontière liquide-gaz : le liquide et le gaz coexistent en équilibre.

Point triple : la température et la pression auxquelles les trois phases de la matière coexistent en équilibre.

Point critique : la température et la pression auxquelles les liquides et les gaz deviennent indiscernables.

Température critique : la température au-dessus de laquelle on ne peut plus obtenir de liquide, quelle que soit la pression appliquée.

Le diagramme de phases de l'eau est différent des autres car la frontière solide-liquide est inclinée vers la gauche. Cela est dû au fait que l'eau (liquide) est plus dense que la glace (solide), et si vous augmentez la pression à une température donnée, vous transformez la glace en eau.

Moyen mnémotechnique pour se souvenir quelle section du diagramme de phases correspond aux gaz : « le gaz sort par ici. »

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Point de congélation, point de fusion, point d&#x27;ébullition, point de condensation</div>
        <ul class="fiche-list">

Point de congélation : température (à une pression donnée) à laquelle un liquide commence à se solidifier.

Point de fusion : température (à une pression donnée) à laquelle un solide commence à fondre en liquide.

Point d'ébullition : température (à une pression donnée) à laquelle un liquide commence à se transformer en gaz.

Point de condensation : température (à une pression donnée) à laquelle un gaz commence à se condenser en liquide.

Le point de congélation et le point de fusion sont identiques, ils se trouvent tous deux le long de la frontière de phase solide-liquide.

Le point d'ébullition et le point de condensation sont identiques, ils se trouvent le long de la frontière liquide-gaz.

Sublimation : conversion directe d'un solide en gaz. Les conditions de sublimation se trouvent le long de la frontière solide-gaz.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Molalité</div>
        <ul class="fiche-list">

La molalité est une mesure de la concentration des solutés dans un solvant.

La molalité est désignée par le symbole m (ne confondez pas le m minuscule avec le M majuscule qui est la molarité)

Molalité = moles de soluté / masse (en kg) de solvant.

Comparez la molalité (mol soluté/kg solvant) à la molarité (mol soluté/L solution).

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Propriétés colligatives</div>
        <ul class="fiche-list">

Propriétés colligatives = propriétés qui dépendent du nombre de particules de soluté, mais pas de leur nature.

Les particules de soluté en solution tendent à maintenir la solution en phase liquide. C'est pourquoi il est plus difficile de faire bouillir (élévation du point d'ébullition) et aussi plus difficile de congeler (abaissement du point de congélation). L'abaissement de la pression de vapeur est simplement un autre nom pour l'élévation du point d'ébullition.

Facteur de Van't Hoff (i) : toutes les propriétés colligatives prennent en compte le facteur de Van't Hoff. Essentiellement, cela signifie convertir la concentration pour refléter le nombre total de particules en solution. Par exemple, le glucose a un i de 1 car il ne se dissocie pas en solution. NaCl a un i de 2, car en solution, il se dissocie en 2 particules Na+ et Cl-.

abaissement de la pression de vapeur (loi de Raoult)

P = χsolvant·P°solvant
ΔP = χsoluté·P°solvant
P est la pression de vapeur.
ΔP est la diminution de la pression de vapeur.
χsoluté = fraction molaire du soluté = nombre de moles de soluté / nombre total de moles de soluté et de solvant
χsolvant = fraction molaire du solvant = nombre de moles de solvant / nombre total de moles de soluté et de solvant
P°solvant est la pression de vapeur du solvant pur seul.
Lorsque vous calculez χsoluté, assurez-vous de prendre en compte le facteur de Van't Hoff. C'est-à-dire que 1 mole de NaCl en solution représente en réalité 2 moles de particules.

élévation du point d'ébullition (ΔTb = kb·m·i)

ΔTb = kb·m·i
ΔTb est l'augmentation du point d'ébullition.
kb est la constante ébullioscopique molale.
m est la molalité (mol soluté/kg solvant).
i est le facteur de Van't Hoff.

abaissement du point de congélation (ΔTf = -kf·m·i)

ΔTf = -kf·m·i
ΔTf est la diminution du point de congélation (le signe négatif indique que le changement est une diminution).
kf est la constante cryoscopique molale.
m est la molalité (mol soluté/kg solvant).
i est le facteur de Van't Hoff.

pression osmotique

π = MRT·i
π est la pression osmotique.
M est la molarité en mol/L.
R est la constante des gaz parfaits.
T est la température en K.
La pression osmotique détermine si l'osmose se produira et dans quelle direction.

L'osmose est le mouvement du solvant à travers une membrane semi-perméable d'une zone de faible concentration en soluté (forte concentration en solvant) vers une zone de forte concentration en soluté (faible concentration en solvant).

Le solvant se déplacera d'une zone avec une faible valeur de π vers une zone avec une forte valeur de π.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Colloïdes</div>
        <ul class="fiche-list">

Solution : les substances sont mélangées au niveau moléculaire et resteront toujours mélangées. Lorsque vous utilisez le terme dissoudre, vous faites une solution.

Colloïdes : les substances sont mélangées à un « niveau semi-moléculaire » avec des agrégats de soluté vraiment très petits. Les colloïdes resteront mélangés jusqu'à ce que vous les centrifugiez.

Suspension : les substances sont mélangées au niveau particulaire et ne resteront PAS mélangées.

L'exemple célèbre de colloïde est le lait. De plus, lorsque vous agitez vigoureusement de l'eau et de l'huile, vous pouvez obtenir une émulsion, qui est un colloïde.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Loi de Henry</div>
        <ul class="fiche-list">

Psoluté = k [soluté]

Psoluté est la pression partielle du soluté à la surface de la solution.

k est une constante.

[soluté] est la concentration du soluté en solution.

La pression partielle d'un soluté juste au-dessus de la surface de la solution est directement proportionnelle à sa concentration.

      </div>

      <div class="source-note">Contenu adapté de <a href="https://mcat-review.org/phases-equilibria.php" target="_blank" rel="noopener">mcat-review.org</a> — Traduction et mise en forme par Logopoïos</div>
    </div>
  </div>

  <div class="chapter" id="ch-7">
    <div class="chapter-header" onclick="toggleChapter(this)">
      <div>
        <div class="chapter-num">Chapitre 07</div>
        <div class="chapter-title">Processus cinétiques dans les réactions chimiques - Cinétique et équilibre</div>
      </div>
      <div class="chapter-toggle">▼</div>
    </div>
    <div class="chapter-body">
      
      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Vitesses de réaction</div>
        <ul class="fiche-list">

La vitesse de réaction est définie comme la vitesse de variation de la concentration des réactifs ou des produits. C'est-à-dire la rapidité avec laquelle un réactif est consommé, et la rapidité avec laquelle un produit est formé.

Vitesse = -ΔRéactif/ΔTemps = rapidité de disparition d'un réactif.

Vitesse = ΔProduit/ΔTemps = rapidité de formation d'un produit.

L'unité de la vitesse est la molarité par seconde, ou M/s.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Dépendance de la vitesse de réaction par rapport à la concentration des réactifs ; loi de vitesse</div>
        <ul class="fiche-list">

La loi de vitesse est l'équation qui décrit la vitesse = le produit des concentrations des réactifs élevées à certains exposants.

aA + bB → cC + dD

Si la réaction ci-dessus est une réaction en une seule étape, alors vitesse = k[A]a[B]b
Si la réaction ci-dessus est l'étape cinétiquement déterminante d'une réaction multi-étapes, alors la vitesse de la réaction multi-étapes = k[A]a[B]b
Si la réaction ci-dessus est une réaction multi-étapes, alors vitesse = k[A]x[B]y, où x et y sont des inconnues qui correspondent à l'étape cinétiquement déterminante.

Pour déterminer la loi de vitesse, on se réfère à un tableau de vitesses en fonction des concentrations des réactifs.

[A] (M)[B] (M)[C] (M)vitesse (M/s)

1111

2114

1212

1121

r = k[A]x[B]y[C]z
D'après ce tableau, une augmentation de 2x de [A] correspond à une augmentation de 4x de la vitesse. 2x = 4, donc x = 2.
Une augmentation de 2x de [B] correspond à une augmentation de 2x de la vitesse. 2y = 2, donc y = 1.
Une augmentation de 2x de [C] correspond à 1x (pas de changement) de la vitesse. 2z = 1, donc z = 0.
r = k[A]²[B]¹[C]⁰
r = k[A]²[B]

constante de vitesse

Le k dans la loi de vitesse est la constante de vitesse.
La constante de vitesse est une valeur déterminée empiriquement qui change selon les réactions et les conditions de réaction.

ordre de réaction

Ordre de réaction = somme de tous les exposants des variables de concentration dans la loi de vitesse.
Ordre de réaction en A = l'exposant de [A]

Type de réactionOrdre de réactionLoi(s) de vitesse

Unimoléculaire1r = k[A]

Bimoléculaire2r = k[A]², r = k[A][B]

Termoléculaire3r = k[A]³, r = k[A]²[B], r = k[A][B][C]

Réaction d'ordre zéro0r = k

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Étape cinétiquement déterminante</div>
        <ul class="fiche-list">

L'étape la plus lente d'une réaction multi-étapes est l'étape cinétiquement déterminante.

La vitesse de la réaction globale = la vitesse de l'étape cinétiquement déterminante.
La loi de vitesse correspond aux composants de l'étape cinétiquement déterminante.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Dépendance de la vitesse de réaction par rapport à la température</div>
        <ul class="fiche-list">

Énergie d'activation

Complexe activé ou état de transition

Complexe activé = ce qui est présent à l'état de transition.
À l'état de transition, les liaisons qui vont se former commencent tout juste à se former, et les liaisons qui vont se rompre commencent tout juste à se rompre.
L'état de transition est le sommet du profil énergétique.
L'état de transition peut aller dans les deux sens, retour vers les réactifs ou en avant pour former les produits.
On ne peut pas isoler l'état de transition. Ne confondez pas l'état de transition avec un intermédiaire réactionnel, qui lui peut être isolé.

Interprétation des profils énergétiques montrant les énergies des réactifs et des produits, l'énergie d'activation, ΔH pour la réaction

L'énergie d'activation est l'énergie nécessaire pour amener les réactifs jusqu'à l'état de transition.
ΔH est la différence entre le H des réactifs et le H des produits (variation nette de H pour la réaction).
H est la chaleur d'enthalpie.
Réaction exothermique = ΔH négatif
Réaction endothermique = ΔH positif

Équation d'Arrhenius

k = Ae-Ea/RT
k est la constante de vitesse, Ea est l'énergie d'activation, T est la température (en Kelvins), R est la constante universelle des gaz, A est une constante.
Ce que cette équation nous dit : faible Ea, haute T → grand k → réaction plus rapide.
Lorsque l'énergie d'activation tend vers zéro, la réaction se déroule aussi vite que les molécules peuvent se déplacer et entrer en collision.
Lorsque la température tend vers le zéro absolu, la vitesse de réaction tend vers zéro car le mouvement moléculaire tend vers zéro.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Contrôle cinétique versus contrôle thermodynamique d&#x27;une réaction</div>
        <ul class="fiche-list">

Une réaction peut avoir 2 produits possibles : produit cinétique vs produit thermodynamique.

Produit cinétique = énergie d'activation plus faible, formé préférentiellement à basse température.
Produit thermodynamique = ΔG plus faible (plus favorable/négatif), formé préférentiellement à haute température.

La thermodynamique vous dit si une réaction se produira. En d'autres termes, si elle est spontanée ou non.

Une réaction se produira si ΔG est négatif.
ΔG = ΔH - TΔS

Facteurs favorisant une réactionFacteurs défavorisant une réaction

Être exothermique (-ΔH)Être endothermique (+ΔH)

Augmentation de l'entropie (ΔS positif)Diminution de l'entropie (ΔS négatif)

La température est une arme à double tranchant. Les hautes températures amplifient l'effet du terme ΔS, que ce soit en favorisant la réaction (+ΔS) ou en la défavorisant (-ΔS)

La cinétique vous dit à quelle vitesse une réaction se produira.

Une réaction se produira plus rapidement si elle a une énergie d'activation plus faible.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Catalyseurs ; le cas particulier de la catalyse enzymatique</div>
        <ul class="fiche-list">

Les catalyseurs accélèrent une réaction sans être eux-mêmes consommés.

Les enzymes sont des catalyseurs biologiques.
Les catalyseurs/enzymes agissent en abaissant l'énergie d'activation, ce qui accélère à la fois la réaction directe et la réaction inverse.
Les catalyseurs/enzymes modifient la cinétique, pas la thermodynamique.
Les catalyseurs/enzymes aident un système à atteindre son équilibre plus rapidement, mais ne modifient pas la position de l'équilibre.
Les catalyseurs/enzymes augmentent k (constante de vitesse, cinétique), mais ne modifient pas Keq (équilibre).

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Équilibre dans les réactions chimiques réversibles</div>
        <ul class="fiche-list">

Loi d'action de masse

La loi d'action de masse est la base de la constante d'équilibre.
Ce que dit la loi d'action de masse est essentiellement que la vitesse d'une réaction ne dépend que de la concentration des substances pertinentes participant à la réaction.
En utilisant la loi d'action de masse, on peut dériver la constante d'équilibre en posant la vitesse de la réaction directe = la vitesse de la réaction inverse, ce qui se produit à l'équilibre.

Pour la réaction en une seule étape : aA + bB cC + dD
rdirecte = rinverse
kdirecte[A]a[B]b = kinverse[C]c[D]d
kdirecte/kinverse = [C]c[D]d/[A]a[B]b
Keq = [C]c[D]d/[A]a[B]b
Ceci est vrai pour les réactions en une seule étape et multi-étapes.

la constante d'équilibre

Il y a 2 façons d'obtenir Keq

À partir d'une équation, Keq = [C]c[D]d/[A]a[B]b
À partir de la thermodynamique, ΔG° = -RT ln (Keq)

Dérivation : ΔG = 0 à l'équilibre.
ΔG = ΔG° + RT ln Q
0 = ΔG° + RT ln Qà l'équilibre
ΔG° = -RT ln Qà l'équilibre

À l'équilibre :

ΔG = 0
rdirecte = rinverse
Q = Keq

Keq est un rapport de kdirecte sur kinverse

Si Keq est très supérieur à 1 (par exemple si Keq = 10³), alors la position d'équilibre est à droite ; plus de produits sont présents à l'équilibre.
Si Keq = 1, alors la position d'équilibre est au centre, la quantité de produits est approximativement égale à la quantité de réactifs à l'équilibre.
Si Keq est très inférieur à 1 (par exemple si Keq = 10⁻³), alors la position d'équilibre est à gauche ; plus de réactifs sont présents à l'équilibre.

Le quotient réactionnel, Q, est identique à Keq sauf que Q peut être utilisé pour n'importe quel point de la réaction, pas seulement à l'équilibre.

Si Q < Keq, alors la réaction est trop à gauche, et avance vers la droite pour atteindre l'équilibre.
Si Q > Keq, alors la réaction est trop à droite, et revient vers la gauche pour atteindre l'équilibre.

La réaction cherche naturellement à atteindre son équilibre

application du principe de Le Chatelier

Principe de Le Chatelier : si vous perturbez un système hors de son équilibre, il se réajustera pour rétablir l'équilibre.
Une réaction à l'équilibre ne progresse ni en avant ni en arrière, mais l'application du principe de Le Chatelier signifie que vous pouvez perturber une réaction à l'équilibre pour qu'elle progresse en avant ou en arrière afin de restaurer l'équilibre.

Réaction à l'équilibreCe qui induira la réaction à avancerCe qui induira la réaction à reculer

A (aq) + B (aq) C (aq) + D (aq)Ajouter A ou B. Retirer C ou D.Retirer A ou B. Ajouter C ou D.

A (s) + B (aq) C (l) + D (aq)Ajouter B. Retirer D. Ajouter ou retirer des solides ou des liquides à une réaction à l'équilibre ne perturbe pas l'équilibre. Donc, modifier A et C ne fera pas de différence.Retirer B. Ajouter D.

A (s) + B (aq) C (l) + D (g)Ajouter B. Retirer D. Diminuer la pression.Retirer B. Ajouter D. Augmenter la pression.

A (s) + B (g) C (l) + D (g)Ajouter B. Retirer D. Puisque les deux côtés de l'équation contiennent le même nombre de moles de gaz, modifier la pression est inutile.Retirer B. Ajouter D.

A (s) + B (aq) C (l) + D (aq) ΔH Ajouter B. Retirer D. Retirer de la chaleur en refroidissant la réaction.Retirer B. Ajouter D. Ajouter de la chaleur en chauffant la réaction.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Relation entre la constante d&#x27;équilibre et la variation d&#x27;énergie libre standard</div>
        <ul class="fiche-list">

ΔG = ΔG° + RT ln Q

Poser ΔG = 0 à l'équilibre.
Q devient Keq à l'équilibre.

0 = ΔG° + RT ln (Keq)
ΔG° = -RT ln (Keq)

      </div>

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    </div>
  </div>

  <div class="chapter" id="ch-8">
    <div class="chapter-header" onclick="toggleChapter(this)">
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        <div class="chapter-num">Chapitre 08</div>
        <div class="chapter-title">Chimie des solutions</div>
      </div>
      <div class="chapter-toggle">▼</div>
    </div>
    <div class="chapter-body">
      
      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Ions en solution</div>
        <ul class="fiche-list">

Anion, cation (noms courants, formules et charges pour les ions familiers ; par ex., NH4+, ammonium ; PO43-, phosphate ; SO42-, sulfate)

Nom courantFormule

Anion

HydroxydeOH-

ChlorureCl-

HypochloriteClO-

ChloriteClO2-

ChlorateClO3-

PerchlorateClO4-

Halogénure, hypohalogénure, etcX-, XO-, etc

CarbonateCO32-

Hydrogénocarbonate (Bicarbonate)HCO3-

SulfateSO42-

Hydrogénosulfate (Bisulfate)HSO4-

SulfiteSO32-

ThiosulfateS2O32-

NitrateNO3-

NitriteNO2-

PhosphatePO43-

HydrogénophosphateHPO42-

DihydrogénophosphateH2PO4-

PhosphitePO33-

CyanureCN-

ThiocyanateSCN-

PeroxydeO22-

OxalateC2O42-

AcétateC2H3O2-

ChromateCrO42-

DichromateCr2O72-

PermanganateMnO4-

Cation

HydroniumH3O+

AmmoniumNH4+

MétalMn+

Hydratation, l'ion hydronium

Un autre nom pour l'hydratation est la solvatation.
L'hydratation est le processus par lequel l'eau forme une couche autour des ions en solution.
L'atome d'oxygène de l'eau est partiellement négatif, il entoure donc les cations.
Les atomes d'hydrogène de l'eau sont partiellement positifs, ils entourent donc les anions.
Ion hydronium = H3O+
H+ n'existe jamais sous forme de proton dans l'eau, il existe toujours sous forme d'ion hydronium.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Solubilité</div>
        <ul class="fiche-list">

Unités de concentration (par ex., molarité)

Molarité = M = mol soluté/L solution
Molalité = m = mol soluté/kg solvant
Normalité = N = Molarité de l'espèce qui compte.

1 M HCl = 1 N HCl
1 M H2SO4 = 2 N H2SO4
1 M H3PO4 = 3 N H3PO4

x % = x g / 100 g = x g / 100 mL
x ppm = x parties par million = x mg / kg = x mg / L

Produit de solubilité, l'expression d'équilibre

Produit de solubilité = Ksp
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Ksp pour AgCl = [Ag+][Cl-]
Ag2SO4 (s) ⇌ 2Ag+ (aq) + SO42- (aq)
Ksp pour Ag2SO4 = [Ag+]²[SO42-]
Les valeurs de Ksp se trouvent dans un tableau :

Ksp pour AgCl = 1,8 x 10⁻¹⁰
Ksp pour Ag2SO4 = 1,2 x 10⁻⁵

Ksp est simplement Keq pour les dissolutions.
Plus le Ksp est élevé, plus les produits de la réaction dominent dans une solution saturée (à l'équilibre).
Quelle est la solubilité de MX2 si on donne Ksp ?

MX2 ⇌ M2+ + 2X-
Ksp = [M2+][X-]²
Ksp = [M2+][2M2+]² (car pour chaque M2+, il y a deux fois plus de X-)
Ksp = 4[M2+]³
Résoudre pour [M2+]. La solubilité est la même chose que [M2+] car vous avez utilisé Q = Ksp pour une solution saturée.
Si vous avez résolu pour [X-], divisez vos résultats par 2.
Si on vous donne la solubilité et qu'on vous demande de trouver Ksp, alors sachez que solubilité = [M2+] = [X-]/2

Effet d'ion commun, son utilisation dans les séparations en laboratoire

L'effet d'ion commun est simplement le principe de Le Chatelier appliqué aux réactions de Ksp.
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
L'effet d'ion commun dit que si vous ajoutez Cl- à la solution ci-dessus, alors moins de AgCl se dissoudra.
Par exemple, si vous ajoutez NaCl à une solution saturée de AgCl, alors du AgCl précipitera hors de la solution.
Autre exemple : plus de AgCl peut se dissoudre dans l'eau pure que dans l'eau contenant des ions Cl-.
Dans les séparations en laboratoire, vous pouvez utiliser l'effet d'ion commun pour précipiter sélectivement un composant d'un mélange.

Par exemple, si vous voulez séparer AgCl d'un mélange de AgCl et Ag2SO4, vous pouvez le faire en ajoutant NaCl. Cela précipitera sélectivement AgCl par l'effet d'ion commun (Cl- étant l'ion commun).

Formation d'ions complexes

Métal+ + Base de Lewis → Ion complexe
M+ + L → M-Ln+
La base de Lewis peut être chargée ou non chargée.
Le Keq pour cette réaction est appelé Kf, ou constante de formation.

Ions complexes et solubilité

L'« effet d'ion complexe » est l'opposé de l'effet d'ion commun.
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq) ; M+ + Cl- ⇌ M-Cln ion complexe.

Lorsqu'un ion complexe se forme, l'ion Cl- est retiré, donc plus de AgCl se dissoudra.
Alternativement : AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq) ; NH3 + Ag+ ⇌ Ag-(NH3)n ion complexe.
Ici, la formation de l'ion complexe retire Ag+, provoquant à nouveau la dissolution de plus de AgCl.

Solubilité et pH

Les acides sont plus solubles dans les bases.

HA → H+ + A-
Mettre ce qui précède dans une base retirera le H+, ainsi, plus de HA se dissoudra selon le principe de Le Chatelier.

Les bases sont plus solubles dans les acides.

B + H+ → BH+
Mettre ce qui précède dans un acide ajoutera plus de H+, et ainsi, poussera plus de B à se dissoudre selon le principe de Le Chatelier.

      </div>

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    </div>
  </div>

  <div class="chapter" id="ch-9">
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        <div class="chapter-num">Chapitre 09</div>
        <div class="chapter-title">Stœchiométrie</div>
      </div>
      <div class="chapter-toggle">▼</div>
    </div>
    <div class="chapter-body">
      
      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Masse moléculaire</div>
        <ul class="fiche-list">

La masse moléculaire est numériquement égale à la masse moléculaire (uma)

1 uma = 1 g/mol

Le ¹²Carbone a 12 uma et pèse 12 g/mol

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Formule empirique versus formule moléculaire</div>
        <ul class="fiche-list">

structure moléculaire

formule moléculaire

formule empirique

C6H12O6

CH2O

la formule empirique est ce que l'on obtient après avoir divisé tout dans la formule moléculaire par le plus grand facteur commun.

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Unités métriques couramment utilisées en chimie</div>
        <ul class="fiche-list">

Molarité = M = mol/L

molalité = m = mol/kg

masse = kg. masse molaire = g/mol.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Description de la composition par % en masse</div>
        <ul class="fiche-list">

% en masse = masse de l'espèce d'intérêt / masse totale * 100

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Concept de mole ; nombre d&#x27;Avogadro</div>
        <ul class="fiche-list">

1 mole = 1 mol = 1 nombre d'Avogadro = 6,02E23 molécules

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Définition de la densité</div>
        <ul class="fiche-list">

densité = masse / volume = kg/m³

souvent en chimie, la densité relative est utilisée.

densité relative = nombre de fois la densité de l'eau = densité de la substance / densité de l'eau

densité de l'eau = 1 g/mL = 1 g/cm³

densité relative de l'eau = 1 g/cm³ / 1 g/cm³ = 1

densité du plomb = 11 g/cm³

densité relative du plomb = 11 g/cm³ / 1 g/cm³ = 11

la densité relative est sans unité

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Nombre d&#x27;oxydation</div>
        <ul class="fiche-list">

agents oxydants et réducteurs courants

agents oxydantsagents réducteurs

Oxygène O2, Ozone O3, Permanganates MnO4-, Chromates CrO42-, Dichromates Cr2O72-, peroxydes H2O2, acides de Lewis, substances avec beaucoup d'oxygènes

Hydrogène H2, métaux (tels que K), Zn/HCl, Sn/HCl, LAH (Hydrure de lithium aluminium), NaBH4 (Borohydrure de sodium), bases de Lewis, substances avec beaucoup d'hydrogènes

réactions de dismutation

Un élément dans un seul état d'oxydation réagit pour former 2 états d'oxydation différents.
La dismutation peut se produire lorsqu'une espèce subit à la fois une oxydation et une réduction.
Par exemple : 2Cu+ → Cu + Cu2+

Ici, le Cu+ agit à la fois comme agent oxydant et réducteur et se réduit et s'oxyde simultanément.
Le Cu+ oxydé devient Cu2+
Le Cu+ réduit devient Cu

titrage redox

Quelques termes et concepts

A = analyte = substance dont la concentration inconnue est à déterminer par titrage.
Aox = analyte qui est un agent oxydant = analyte dans son état oxydé.
Ared = analyte qui est un agent réducteur = analyte dans son état réduit.
T = titrant = substance que l'on ajoute goutte à goutte pour déterminer la quantité nécessaire pour compléter le titrage.
Tox = titrant qui est un agent oxydant = titrant dans son état oxydé.
Tred = titrant qui est un agent réducteur = titrant dans son état réduit.
S = étalon = substance dont la quantité ou la concentration est connue avec précision.
Sox = étalon qui est un agent oxydant = étalon dans son état oxydé.
Sred = étalon qui est un agent réducteur = étalon dans son état réduit.
X = intermédiaire réactionnel = une espèce qui n'est pas présente dans l'équation nette de la réaction globale.
Xox = intermédiaire qui est un agent oxydant = intermédiaire dans son état oxydé.
Xred = intermédiaire qui est un agent réducteur = intermédiaire dans son état réduit.

Titrage iodimétrique :

Ared + I2 → Aox + 2I-

Titrage iodométrique :

1) Aox + 2I- → Ared + I2
2) Tred + I2 → Tox + 2I-

Utilisation d'un étalon

Titrage iodimétrique avec étalon :

1) Sox + 2I- → Sred + I2
2) Ared + I2 → Aox + 2I-
notes : l'étape 1 garantit que le I2 produit est en quantité précise grâce à l'utilisation de l'étalon.

Titrage iodométrique avec étalon :

1) Sox + Xred → Sred + Xox
2) Xox + Ared(réactif limitant) → Xred + Aox
3) Xox(restant) + 2I- → Xred + I2
4) I2 + Tred → 2I- + Tox

L'iode est utilisé dans les titrages redox car en présence d'amidon, I2 est bleu foncé tandis que I- est incolore.
On ne peut titrer avec précision que dans le sens foncé vers incolore (I2 → 2I-), mais pas l'inverse.

Un titrage redox ne nécessite pas nécessairement la présence d'iode. Tant qu'un changement de couleur peut être observé au point d'équivalence de la réaction redox, cela fonctionnera. Par exemple :

5 H2O2 + 6 H+ + 2 MnO4- → 5 O2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
Passe du violet à l'incolore à cause de la transition MnO4- → Mn2+.

Les titrages redox sont similaires aux titrages acido-basiques, sauf qu'au lieu de mesurer le pH, on cherche un changement de couleur.

      </div>

      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Description des réactions par des équations chimiques</div>
        <ul class="fiche-list">

conventions pour écrire les équations chimiques

Phases

(s) = solide
(l) = liquide
(g) = gaz
(aq) = aqueux (dissous dans l'eau)

Coefficient

une équation avec des coefficients est une équation équilibrée.

Direction

Une flèche simple indique que la réaction va à complétion dans la direction de la flèche.
Une double flèche indique une réaction à l'équilibre.
Une double flèche avec un côté plus grand que l'autre indique un équilibre en faveur du côté de la plus grande flèche.

Charge

Indique la charge et sa magnitude, par exemple +, -, 2+, 5- ...etc.
Les charges neutres ne sont pas indiquées.

équilibrage des équations, y compris les équations d'oxydoréduction

équilibrer la combustion du propanol : C3H8O + O2 → CO2 + H2O
choisir l'atome (ou le groupe) le plus facile à équilibrer (généralement représenté dans un seul terme de chaque côté de l'équation). Dans ce cas, c'est le carbone.

C3H8O + O2 → 3CO2 + H2O

Le suivant le plus facile à équilibrer est l'hydrogène

C3H8O + O2 → 3CO2 + 4H2O

Laisser le plus difficile pour la fin, l'oxygène.

C3H8O + 9/2O2 → 3CO2 + 4H2O

Éliminer les fractions en multipliant chaque terme par 2.

2C3H8O + 9O2 → 6CO2 + 8H2O

Équilibrage des équations d'oxydoréduction (redox)

Séparer en demi-réactions.

Il y aura 2 demi-équations : l'une sera l'oxydation, l'autre la réduction.
Les demi-équations ne contiennent que les espèces d'intérêt.
Tout ce qui ne subit pas de changement d'état d'oxydation est un ion/espèce spectateur.

Équilibrer chacune des demi-réactions.

Équilibrer à la fois la charge et les atomes.
Pour équilibrer un atome d'oxygène :

En conditions acides : ajouter H2O du côté qui a besoin de l'oxygène, puis ajouter H+ de l'autre côté.
En conditions basiques : ajouter 2OH- du côté qui a besoin de l'oxygène, puis ajouter H2O de l'autre côté.

La méthode ion-électron : on équilibre d'abord les atomes, puis la charge.
La méthode des états d'oxydation : traiter l'espèce d'intérêt comme un seul atome puis l'équilibrer.

Recombiner les demi-réactions.

Multiplier chaque demi-réaction par un facteur, de sorte que les électrons s'annulent.

Touches finales

Combiner les espèces identiques du même côté de l'équation.
Annuler les espèces identiques des côtés opposés.
Rajouter les ions spectateurs.
Vérifier que les deux côtés ont un nombre égal d'atomes et une charge nette neutre.

réactif limitant

Le réactif limitant est le réactif qui sera entièrement consommé en premier.
Pour trouver le réactif limitant : convertir tout en moles, puis diviser les moles par le coefficient stœchiométrique. La plus petite valeur indique le réactif limitant.

rendements théoriques

Le rendement théorique est la quantité de produit qui sera formée selon la stœchiométrie.
Pour calculer le rendement théorique, trouvez d'abord votre réactif limitant. Ensuite, utilisez votre réactif limitant comme base stœchiométrique pour calculer la quantité de produit.
Dans la réalité, le rendement expérimental est toujours inférieur au rendement théorique en raison des pertes lors des étapes de la réaction.
Pourcentage de rendement = rendement expérimental / rendement théorique x 100

      </div>

      <div class="source-note">Contenu adapté de <a href="https://mcat-review.org/stoichiometry.php" target="_blank" rel="noopener">mcat-review.org</a> — Traduction et mise en forme par Logopoïos</div>
    </div>
  </div>

  <div class="chapter" id="ch-10">
    <div class="chapter-header" onclick="toggleChapter(this)">
      <div>
        <div class="chapter-num">Chapitre 10</div>
        <div class="chapter-title">Thermodynamique et thermochimie</div>
      </div>
      <div class="chapter-toggle">▼</div>
    </div>
    <div class="chapter-body">
      
      <div class="fiche-section">
        <div class="fiche-section-title">Variations d&#x27;énergie dans les réactions chimiques - thermochimie</div>
        <ul class="fiche-list">

Système thermodynamique, fonction d'état

Un système thermodynamique est simplement un nom élaboré pour le système que vous étudiez.

Système isolé : pas d'échange de chaleur, de travail ou de matière avec l'environnement.
Système fermé : échange de chaleur et de travail, mais pas de matière avec l'environnement.
Système ouvert : échange de chaleur, de travail et de matière avec l'environnement.

Une fonction d'état est indépendante du chemin et ne dépend que des états initial et final.
Les fonctions d'état incluent : ΔH (enthalpie), ΔS (entropie), ΔG (variation d'énergie libre), ΔU (variation d'énergie interne).
La fonction d'état est aussi appelée grandeur d'état.

Conservation de l'énergie

L'énergie totale d'un système isolé reste constante.
L'énergie totale d'un système fermé ou ouvert plus l'énergie totale de son environnement est constante.
L'énergie totale n'est ni gagnée ni perdue, elle est simplement transférée entre le système et son environnement.

Réactions endothermiques/exothermiques

Endothermique = l'énergie est absorbée par la réaction sous forme de chaleur. ΔH est positif.
Exothermique = l'énergie est libérée par la réaction sous forme de chaleur. ΔH est négatif.

enthalpie H et chaleurs standard de réaction et de formation

l'enthalpie ou H est le contenu thermique d'une réaction. Moyen mnémotechnique : H signifie Heat (chaleur).
ΔH est la variation du contenu thermique d'une réaction. + signifie que la chaleur est absorbée, - signifie que la chaleur est libérée.
Chaleur standard de réaction, ΔHrxn, est la variation du contenu thermique pour toute réaction.
Chaleur standard de formation, ΔHf, est la variation du contenu thermique d'une réaction de formation.
Une réaction de formation est celle où un composé ou une molécule dans son état standard est formé à partir de ses composants élémentaires dans leurs états standards. L'état standard est celui où les choses sont dans leur état naturel, de plus basse énergie. Par exemple, l'oxygène est O2 (gaz diatomique) et le carbone est C (graphite solide).
L'unité de l'enthalpie est en énergie (J), ou elle peut être exprimée en énergie par mole (J/mol).

Loi de Hess de la sommation des chaleurs

ΔHrxn = Δ(ΔHf) = somme des ΔHf (produits) - somme des ΔHf (réactifs)

Énergie de dissociation de liaison en relation avec les chaleurs de formation

La dissociation de liaison est l'énergie nécessaire pour rompre des liaisons.
ΔHrxn = Énergie de dissociation de toutes les liaisons des réactifs - énergie de dissociation de toutes les liaisons des produits
ΔHrxn = Enthalpie de formation de toutes les liaisons des produits - Enthalpie de formation de toutes les liaisons des réactifs.
L'énergie de dissociation de liaison est positive car un apport d'énergie est nécessaire pour rompre les liaisons.
L'enthalpie de formation des liaisons est négative car de l'énergie est libérée lorsque les liaisons se forment.

Mesure des variations de chaleur (calorimétrie), capacité thermique, chaleur spécifique (chaleur spécifique de l'eau = 4,184 J/g·K)

Capacité thermique = la quantité de chaleur nécessaire pour élever la température de quelque chose de 1 °C.

Capacité thermique molaire = capacité thermique par mole = J / mol·°C
Chaleur spécifique (capacité) = capacité thermique par masse = J / g·°C
Le Celsius peut être remplacé par le Kelvin ici car une variation de 1 °C est identique à une variation de 1 K.

Il faut 4,2 J d'énergie thermique pour élever la température de 1 gramme d'eau de 1 °C.
Quelques facteurs de conversion utiles :

1 calorie = 4,2 J ; 1 Calorie (avec un C majuscule) = 1000 calories = 4200 J.
Pour l'eau, 1 gramme = 1 centimètre cube = 1 mL

Entropie comme mesure du « désordre » ; entropie relative pour les états gazeux, liquide et cristallin

Entropie = mesure du désordre = énergie / température = J / K (elle peut aussi être exprimée en entropie molaire en J / mol·K)
Entropie du gaz > liquide > états cristallins.
À température ambiante, les molécules de gaz volent partout, mais la table devant vous est juste posée là. Donc, les gaz ont plus de désordre.
Les réactions qui produisent plus de moles de gaz ont une plus grande augmentation d'entropie.

Énergie libre G

L'énergie libre est l'énergie disponible qui peut être convertie en travail.
ΔG = ΔH - TΔS
T est la température en Kelvin.

Réactions spontanées et variation d'énergie libre standard

Les réactions spontanées sont des réactions qui peuvent se produire d'elles-mêmes.
Les réactions spontanées ont un ΔG négatif.
Ne supposez pas qu'une réaction exothermique est spontanée, car un ΔS grand et négatif peut la rendre non spontanée.
Ne supposez pas qu'une réaction endothermique est non spontanée, car un ΔS grand et positif peut la rendre spontanée.
Ne supposez pas que les réactions spontanées se produiront rapidement, car cela peut prendre un million d'années, selon sa cinétique.

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        <div class="fiche-section-title">Thermodynamique</div>
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Loi zéro (concept de température)

La loi zéro de la thermodynamique dit essentiellement que la chaleur s'écoule des objets chauds vers les objets froids pour atteindre l'équilibre thermique.
Mathématiquement, si TA = TB, et TB = TC, alors TA = TC. Où T est la température.

Première loi (ΔE = q + w, conservation de l'énergie)

La 1ère loi de la thermodynamique est basée sur le principe de conservation de l'énergie, et elle dit essentiellement que la variation de l'énergie interne totale d'un système est égale aux contributions de la chaleur et du travail.
ΔE est la même chose que ΔU, qui est la variation d'énergie interne.
Q est la contribution de la chaleur

Q est positif lorsque la chaleur est absorbée par le système (c.-à-d. le chauffer).
Q est négatif lorsque la chaleur s'échappe du système (c.-à-d. le refroidir).

W est la contribution du travail.

W est positif lorsque le travail est effectué sur le système (c.-à-d. compression).
W est négatif lorsque le travail est effectué par le système (c.-à-d. expansion).

Équivalence des unités d'énergie mécanique, chimique, électrique et thermique

Si c'est de l'énergie, c'est en Joules. Peu importe que ce soit de l'énergie potentielle, cinétique ou toute autre énergie – tant que c'est de l'énergie, l'unité est le Joule.
L'énergie est équivalente même sous différentes formes. Par exemple, 1 Joule d'énergie mécanique peut être converti en 1 Joule d'énergie électrique (en ignorant les pertes thermiques) – ni plus, ni moins.

Deuxième loi : concept d'entropie

La 2ème loi stipule que les choses tendent à être dans un état de plus grande entropie et de désordre.
Un système isolé verra son entropie augmenter au fil du temps.
Un système ouvert peut voir son entropie diminuer, mais seulement au prix d'une augmentation plus grande de l'entropie de son environnement.
L'univers dans son ensemble voit son entropie augmenter.
ΔS ≥ q / T

q est la chaleur transférée.
T est la température en Kelvin.
Pour les processus réversibles ΔS = q / T.
Pour les processus irréversibles ΔS > q / T.
Les processus réels qui se produisent dans le monde ne sont jamais réversibles, donc la variation d'entropie est toujours supérieure au transfert de chaleur divisé par la température.
En raison de la nature irréversible des processus réels, tant que quelque chose se produit, l'entropie de l'univers augmente.

Échelles de température, conversion

K

°C

°F

Zéro absolu

0 -273

-460

Point de congélation de l'eau / point de fusion de la glace

273

0

32 Température ambiante

298

25

77 Température corporelle

310

37

99 Point d'ébullition de l'eau / condensation de la vapeur

373

100

212

K = °C + 273
F = °C x 1,8 + 32

Transfert de chaleur : conduction, convection, radiation

Conduction : transfert de chaleur par contact direct. Nécessite que les objets se touchent.
Convection : transfert de chaleur par courant fluide. Nécessite l'écoulement physique de matière.
Radiation : transfert de chaleur par rayonnement électromagnétique (généralement dans la gamme de fréquences infrarouges). Ne nécessite pas l'écoulement physique de matière, peut se produire à travers le vide.

Chaleur de fusion, chaleur de vaporisation

Aussi appelées chaleur latente de fusion, enthalpie de fusion et chaleur latente de vaporisation, enthalpie de vaporisation.
Chaleur de fusion = ΔHfus = l'apport d'énergie nécessaire pour faire fondre quelque chose du solide au liquide à température constante.
Chaleur de vaporisation = ΔHvap = l'apport d'énergie nécessaire pour vaporiser quelque chose du liquide au gaz à température constante.
Les chaleurs latentes peuvent être exprimées en valeurs molaires telles que J / mol.
L'énergie nécessaire pour faire fondre un solide est ΔHfus x nombre de moles de ce solide.
L'énergie nécessaire pour vaporiser un liquide est ΔHvap x nombre de moles de ce liquide.
Les chaleurs latentes peuvent aussi être exprimées en J / masse, où l'énergie peut être obtenue en multipliant les chaleurs latentes par la masse de la substance.
De l'énergie est libérée lorsqu'un gaz se condense en liquide, ou lorsqu'un liquide se solidifie. L'énergie libérée est la même que l'énergie de leurs processus inverses.

Diagramme PV : travail effectué = aire sous ou délimitée par la courbe

Les diagrammes PV représentent les processus thermodynamiques en traçant la pression en fonction du volume.
Processus adiabatique : pas d'échange de chaleur, q = 0. ΔE = W
Processus isotherme : pas de changement de température ΔT = 0.
Processus isobare : pression constante, W = PΔV.
Processus isochore (isovolumérique) : volume constant, W = 0. ΔE = q

Calorimétrie

q = mcΔT
q est la chaleur absorbée / apport de chaleur, m est la masse, c est la chaleur spécifique, et ΔT est la variation de température.
Cette formule ne fonctionne que s'il n'y a pas de changement de phase impliqué.
Les différentes phases ont des chaleurs spécifiques différentes, et en plus, un changement de phase nécessite de l'énergie supplémentaire comme la chaleur de fusion et la chaleur de vaporisation, c'est pourquoi la formule ci-dessus ne fonctionne pas à travers différentes phases.
Pour résoudre des problèmes impliquant un changement de phase, utilisez l'équation de calorimétrie individuellement pour les différentes phases, puis prenez en compte la chaleur de fusion ou de vaporisation.
Par exemple, quelle quantité d'énergie faut-il pour chauffer de la glace de -20 °C à de l'eau à 37 °C. Il y a 3 composantes à cette question :

Pour la phase glace de -20 °C à 0 °C, utiliser q = mcglace·ΔT, où ΔT est 20.
Pour la transition de phase, utiliser la chaleur de fusion : q = ΔHfus x nombre de moles de glace/eau, où ΔHfus est en énergie par mole. (note : si la chaleur de fusion est donnée en énergie par masse, alors vous devez la multiplier par la masse pour obtenir l'énergie)
Pour la phase eau de 0 °C à 37 °C, utiliser q = mceau·ΔT, où ΔT est 37.

      <div class="source-note">Contenu adapté de <a href="https://mcat-review.org/thermodynamics-thermochemistry.php" target="_blank" rel="noopener">mcat-review.org</a> — Traduction et mise en forme par Logopoïos</div>
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🧪 Chimie Générale

Demi-réactionsPotentiel de réduction (V)Commentaires

Cl2 + 2e⁻ → 2Cl⁻

+1,359

2H⁺ + 2e⁻ → H2

0,000

L'hydrogène est défini comme ayant un potentiel de réduction standard de zéro

Na⁺ + e⁻ → Na

-2,714

Tableau des potentiels de réduction

EspècePotentiel de réduction (V)

Ag(I)+0,799

Cu(II)+0,337

Propriétés chimiques

MétauxNon-métaux

Propriétés physiques

Bon conducteur de chaleur et d'électricité

Mauvais conducteur de chaleur et d'électricité

Malléable, ductile, lustré, solide à température ambiante (sauf Hg)

Particules atomiques

Nom

Masse (uma)

Charge

Localisation

Proton

1

+1

Dans le noyau

Neutron

1

0

Dans le noyau

Électron

0

-1

Autour du noyau

Force

Nom

Notation

Information

Particule alpha

Particule bêta

Rayon gamma

K

°C

°F

Zéro absolu

0

-273

-460

Point de congélation de l'eau / point de fusion de la glace

273

0

32

Température ambiante

298

25

77

Température corporelle

310

37

99

Point d'ébullition de l'eau / condensation de la vapeur

373

100

212

[A] (M)[B] (M)[C] (M)vitesse (M/s)

1111

2114

1212

1121

Type de réactionOrdre de réactionLoi(s) de vitesse

Unimoléculaire1r = k[A]

Bimoléculaire2r = k[A]², r = k[A][B]

Termoléculaire3r = k[A]³, r = k[A]²[B], r = k[A][B][C]

Réaction d'ordre zéro0r = k

Facteurs favorisant une réactionFacteurs défavorisant une réaction

Être exothermique (-ΔH)Être endothermique (+ΔH)

Augmentation de l'entropie (ΔS positif)Diminution de l'entropie (ΔS négatif)

Réaction à l'équilibreCe qui induira la réaction à avancerCe qui induira la réaction à reculer