Fiche de révision : Chimie générale et équilibres

📋 Plan du Cours

1. Échelles et structure atomique
2. Ions et états de la matière
3. Mole et concentrations
4. Dilution et gaz parfaits
5. Modèles et nombres quantiques
6. Liaisons chimiques
7. Thermodynamique et enthalpie
8. Cinétique des réactions
9. Oxydoréduction et Nernst
10. Équilibres acido-basiques

📖 1. Échelles et structure atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Constitué d’un noyau entouré d’électrons, le noyau étant formé de protons et de neutrons.
• Numéro atomique : Z est le nombre de protons du noyau et, dans un atome neutre, le nombre d’électrons.
• Nombre de masse : A est le nombre total de nucléons, c’est-à-dire la somme des protons et des neutrons.

★ À maîtriser

• Les isotopes possèdent le même numéro atomique Z mais des nombres de neutrons N et de masse A différents.

Compléments

• Les principales échelles de distance sont 1 μm = $10^{-6}\,\mathrm{m}$ pour une cellule, 1 nm = $10^{-9}\,\mathrm{m}$ pour une molécule, 1 Å = $10^{-10}\,\mathrm{m}$ = 0,1 nm, 1 pm = $10^{-12}\,\mathrm{m}$ et 1 fm = $10^{-15}\,\mathrm{m}$.

• Le proton porte une charge de $+1{,}6\times10^{-19}\,\mathrm{C}$ et une masse de $1{,}6726\times10^{-27}\,\mathrm{kg}$, le neutron a une charge nulle et une masse de $1{,}6749\times10^{-27}\,\mathrm{kg}$, et l’électron porte une charge de $-1{,}6\times10^{-19}\,\mathrm{C}$ et une masse de $9{,}1094\times10^{-31}\,\mathrm{kg}$.

📖 2. Ions et états de la matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Ion : Un atome qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons, sans modification de son noyau ni de son numéro atomique Z.

★ À maîtriser

• Un ion qui gagne des électrons est un anion négatif, tandis qu’un ion qui perd des électrons est un cation positif.

• Dans un gaz, les atomes sont très éloignés ; dans un liquide, ils sont proches et en interaction ; dans un solide, ils sont liés et empilés de manière compacte ou désorganisée.

Compléments

• Le plasma est un gaz ionisé représentant 99 % de la matière connue.

💡 Astuce mémo

Gain d’électrons : anion ; perte : cation

📖 3. Mole et concentrations

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Correspond à une quantité d’entités égale au nombre d’atomes présents dans 12 g de carbone 12, soit $6{,}023\times10^{23}$ entités.

★ À maîtriser

• Le nombre d’Avogadro vaut $N_A=6{,}023\times10^{23}\,\mathrm{mol^{-1}}$, avec N le nombre d’entités et n le nombre de moles.

📐 Formule — La concentration molaire d’une espèce A est $C_A=\frac{n_A}{V_{\mathrm{solution}}}$ et s’exprime en mol·L⁻¹, ou M.

📐 Formule — La concentration massique d’une espèce A est $C_{mA}=\frac{m_A}{V_{\mathrm{solution}}}$ et s’exprime en g·L⁻¹.

Compléments

• Le dalton est utilisé en biochimie, notamment sous la forme Da ou kDa, tandis que les petites molécules sont aussi décrites par leur poids moléculaire ou leur masse molaire en g·mol⁻¹.

📖 4. Dilution et gaz parfaits

🔑 Notions clés & Définitions

• Solubilité : La quantité maximale de soluté pouvant être dissoute dans un volume donné de solution avant saturation.

★ À maîtriser

📐 Formule — Lors d’une dilution par y d’une solution de volume initial V₀, le volume final vérifie $V_1=yV_0$.

• Lors d’une dilution, la quantité de matière du soluté reste constante et vérifie $n_0=n_1$ et $C_0V_0=C_1V_1$.

📐 Formule — La loi des gaz parfaits s’écrit $PV=nRT$, où P est la pression, V le volume, n la quantité de matière, R la constante des gaz parfaits et T la température.

Compléments

• À 273 K et 1 atm, le volume molaire d’un gaz vaut $V_m=22{,}4\,\mathrm{L\,mol^{-1}}$.

📖 5. Modèles et nombres quantiques

★ À maîtriser

• Dans le modèle quantique, les niveaux d’énergie sont quantifiés et un électron change d’orbite en émettant ou absorbant une énergie vérifiant $\Delta E=E_1-E_2=h\nu$.

• Les nombres quantiques vérifient $n\geq1$, $0\leq l\leq n-1$, $-l\leq m\leq+l$ et $s=-\frac12$ ou $+\frac12$.

• Le nombre quantique n définit la couche principale, l la sous-couche, m le nombre d’orbitales de la sous-couche et s le spin de l’électron.

Compléments

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie électronique est $E=-\frac{13{,}6}{n^2}\,\mathrm{eV}$, où n est le premier nombre quantique.

• Les couches électroniques sont désignées K, L, M et N pour n égal respectivement à 1, 2, 3 et 4, tandis que les sous-couches s, p, d et f correspondent respectivement à l égal à 0, 1, 2 et 3.

📖 6. Liaisons chimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Une mise en commun d’électrons provenant des deux atomes liés.
• Liaison dative : Une liaison covalente de coordination, ou liaison dative, est une liaison dont le doublet partagé provient d’un seul atome.

📝 Points essentiels

• Une liaison simple comporte une paire d’électrons partagée, une liaison double deux paires et une liaison triple trois paires.

• Les interactions non covalentes comprennent les interactions ion-dipôle, les liaisons hydrogène et les interactions de Van der Waals de Keesom, Debye et London.

📖 7. Thermodynamique et enthalpie

★ À maîtriser

• Un système ouvert échange matière et énergie, un système fermé échange seulement de l’énergie, et un système isolé n’échange ni matière ni énergie avec l’extérieur.

📐 Formule — Le travail effectué par un gaz contre une pression extérieure vérifie $W=-P\Delta V$.

📐 Formule — Le premier principe de la thermodynamique s’écrit $\Delta U=Q+W$, l’énergie interne étant la somme de la chaleur échangée et du travail.

📐 Formule — À volume constant, $\Delta V=0$, donc $W=0$ et $\Delta U=Q_v$.

• L’enthalpie est définie par $H=U+PV$ et, à pression constante, $\Delta H=Q_p$ ; une réaction est endothermique si $\Delta H>0$, exothermique si $\Delta H<0$ et athermique si $\Delta H=0$.

Compléments

• Une calorie correspond à 4,18 joules et représente l’énergie nécessaire pour élever de 1 °C la température de 1 g d’eau.

📖 8. Cinétique des réactions

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour $\alpha A+\beta B\rightarrow\gamma C+\delta D$, la vitesse vaut $v(t)=-\frac1\alpha\frac{d[A]}{dt}=-\frac1\beta\frac{d[B]}{dt}=\frac1\gamma\frac{d[C]}{dt}=\frac1\delta\frac{d[D]}{dt}$.

• Une réaction est d’ordre 1 si sa vitesse est proportionnelle à une seule espèce, $v=k[A]$, et d’ordre 2 si elle est proportionnelle à $[A]^2$ ou à $[A][B]$.

📐 Formule — Pour une réaction d’ordre 1, $\ln\left(\frac{[A_0]}{[A]}\right)=kt$ et $t_{1/2}=\frac{\ln2}{k}$, donc le temps de demi-réaction est indépendant de la concentration.

📐 Formule — Pour une réaction d’ordre 2, $\frac1{[A]}-\frac1{[A_0]}=kt$ et $t_{1/2}=\frac1{k[A_0]}$, donc le temps de demi-réaction dépend de la concentration initiale.

Compléments

• L’unité de la vitesse de réaction est mol·L⁻¹·s⁻¹ ou mol·L⁻¹·min⁻¹.

📖 9. Oxydoréduction et Nernst

🔑 Notions clés & Définitions

• Oxydoréduction : Une réaction d’oxydoréduction est un transfert d’un ou plusieurs électrons entre un réducteur et un oxydant.

★ À maîtriser

• L’oxydant accepte les électrons et le réducteur les donne.

• Le nombre d’oxydation d’un atome neutre vaut 0 et celui d’un ion monoatomique est égal à la charge de l’ion.

📐 Formule — La relation de Nernst s’écrit $E=E^0+\frac{RT}{nF}\ln\left(\frac{[Ox]}{[Red]}\right)$ ou $E=E^0+\frac{0{,}059}{n}\log\left(\frac{[Ox]}{[Red]}\right)$ à 298 K.

Compléments

📐 Formule — Deux couples rédox réagissent selon $n_2Ox_1+n_1Red_2\rightleftharpoons n_1Ox_2+n_2Red_1$ après égalisation du nombre d’électrons échangés.

💡 Astuce mémo

Oxydation : perte ; réduction : gain

📖 10. Équilibres acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide : Un électrolyte dont l’ionisation donne des protons H⁺, tandis qu’une base peut céder des ions OH⁻ ou capter des protons H⁺.
• Solution tampon : Contient un acide et sa base conjuguée et maintient son pH lors de l’ajout de petites quantités d’acide ou de base.

★ À maîtriser

📐 Formule — L’autoprotolyse de l’eau produit des ions selon $2H_2O\rightleftharpoons H_3O^++OH^-$ et le produit ionique vaut $K_e=[H_3O^+][OH^-]=10^{-14}$.

📐 Formule — Le pH vérifie $pH=-\log[H_3O^+]$ et $pH+pOH=14$.

• Une solution est neutre à pH 7, acide à pH inférieur à 7 et basique à pH supérieur à 7.

📐 Formule — La relation de Henderson-Hasselbalch est $pH=pK_a+\log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$, avec $pK_a=-\log(K_a)$.

Compléments

📐 Formule — Pour un acide AH en solution aqueuse, $AH+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+$ et $K_a=\frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}$.

📊 Tableaux de synthèse

Types de systèmes thermodynamiques

Ordres cinétiques