Fiche de révision : Chapitre 1

📋 Plan du Cours

1. Corps purs et mélanges
2. Quantité de matière et masses molaires
3. Gaz parfaits et solutions
4. Stœchiométrie des réactions
5. Équilibre chimique et activités
6. Déplacement des équilibres

📖 1. Corps purs et mélanges

📝 Points essentiels

📌 Un corps simple est constitué d'un seul élément chimique, comme H₂, O₂, O₃ ou Cu, tandis qu'un corps composé contient plusieurs éléments chimiques, comme H₂O, H₂SO₄ ou NaOH.

📌 Un corps pur est constitué d'un seul type d'entités, comme l'eau pure ou l'or pur, tandis qu'un mélange contient plusieurs types d'entités, comme l'eau de mer ou l'air.

💡 Astuce mémo

Corps pur : une seule entité ; mélange : plusieurs entités

📖 2. Quantité de matière et masses molaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Masse molaire : Quotient de la masse par la quantité de matière, selon $M=\frac{m}{n}$, et s'exprime en g·mol⁻¹ lorsque la masse est en grammes et la quantité de matière en moles.

📝 Points essentiels

• Le nombre d'Avogadro vaut $N_A=6{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$ et une mole d'atomes contient exactement ce nombre d'atomes.

📐 Formule - La masse molaire d'un composé est la somme des masses molaires atomiques de ses éléments multipliées par leurs coefficients ; par exemple, $M(\mathrm{H_2O})=2M(\mathrm H)+M(\mathrm O)=18\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$.

💡 Astuce mémo

Une mole comme une immense boîte contenant 6,022 × 10²³ particules

📖 3. Gaz parfaits et solutions

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour un gaz parfait, la relation d'état est $PV=nRT$, avec $R=8{,}314\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$.

📐 Formule - Le volume molaire d'un gaz parfait vérifie $V_m=\frac{V}{n}=\frac{RT}{P}$ et est indépendant de la nature du gaz lorsque la température et la pression sont fixées.

• Aux conditions normales de température et de pression, T = 0 °C et P = 1 atm = 101325 Pa, le volume molaire vaut 22,4 L·mol⁻¹.

📐 Formule - La pression partielle d'un constituant i est égale au produit de sa fraction molaire par la pression totale : $p_i=x_iP_{\mathrm{totale}}$.

Compléments

📐 Formule - La masse volumique est définie par $\rho=\frac{m}{V}$ ; à 25 °C, la masse volumique de l'eau vaut 1 kg·L⁻¹, soit 10³ kg·m⁻³.

💡 Astuce mémo

Pression-volume-température → volume molaire → composition du mélange

📖 4. Stœchiométrie des réactions

📝 Points essentiels

• Un mélange stœchiométrique contient des quantités de matière de réactifs proportionnelles à leurs coefficients stœchiométriques, tandis qu'un mélange non stœchiométrique comporte au moins un réactif en défaut.

• Lors d'une réaction totale, le réactif en défaut disparaît, tandis que lors d'une réaction partielle une partie des réactifs demeure à l'état final.

• Une transformation physique conserve les espèces chimiques, comme la dissolution du sucre récupérable par évaporation, tandis qu'une réaction chimique fait disparaître certaines espèces et apparaître d'autres espèces, comme la fermentation du sucre en éthanol et dioxyde de carbone.

💡 Astuce mémo

Mélange stœchiométrique : aucun réactif en défaut ; non stœchiométrique : un réactif en défaut

📖 5. Équilibre chimique et activités

🔑 Notions clés & Définitions

• Équilibre chimique : État dans lequel les proportions de réactifs et de produits n'évoluent plus, car la vitesse de la réaction directe est compensée par celle de la réaction inverse.
• Activité chimique : Grandeur sans dimension qui caractérise une espèce selon sa concentration ou sa pression rapportée à une valeur de référence.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour une espèce i en solution diluée, son activité vaut $a_i=\frac{C_i}{C^\circ}$, où la concentration de référence est exprimée dans la même unité que Cᵢ.

• La constante d'équilibre est le quotient des activités des produits, chacune élevée à son coefficient stœchiométrique, par les activités des réactifs, également élevées à leurs coefficients stœchiométriques, et elle est sans unité.

📐 Formule - Dans toutes les solutions aqueuses, le produit ionique de l'eau vérifie $[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{HO^-}]=K_e=10^{-14}$ à 25 °C.

Compléments

• L'estérification est une réaction partielle limitée par la réaction inverse d'hydrolyse, tandis que la réaction du zinc avec un acide est présentée comme totale lorsque l'un des réactifs est épuisé.

• L'activité d'un solvant et celle d'un solide valent 1 par convention, tandis que l'activité d'un gaz parfait est le rapport de sa pression partielle à la pression de référence.

💡 Astuce mémo

Réaction inverse active → vitesses égales → composition constante

📖 6. Déplacement des équilibres

★ À maîtriser

• La loi de Le Chatelier, ou loi de modération, prévoit qu'un équilibre évolue dans le sens qui s'oppose à la perturbation provoquée par une modification de la température, de la pression totale ou des activités des constituants.

• Une augmentation de température favorise la réaction endothermique, mais elle ne déplace pas nécessairement la composition finale dans le cas de l'estérification présenté ; elle permet surtout d'atteindre l'équilibre plus rapidement.

• Une augmentation de la pression totale d'un équilibre gazeux déplace l'équilibre dans le sens qui diminue le nombre de moles gazeuses.

• L'ajout d'un constituant déplace l'équilibre dans le sens qui le consomme, tandis que le retrait d'un constituant déplace l'équilibre dans le sens qui le produit.

Compléments

• Dans l'exemple de l'estérification, retirer de l'eau perturbe l'équilibre et provoque un déplacement dans le sens qui reproduit l'eau.

💡 Astuce mémo

TPA : température, pression, activités

📊 Tableaux de synthèse

Types de transformations et réactions