Fiche de révision : Chimie générale et fluides frigorigènes

📋 Plan du Cours

1. Matière et changements d’état
2. Atomes, isotopes et ions
3. Tableau périodique et électrons
4. Liaisons et modèle de Lewis
5. Fluides frigorigènes et environnement
6. Mole et masse molaire
7. Transformations et équations chimiques
8. Équations usuelles et stœchiométrie
9. Avancement et réactif limitant
10. Solutions, concentrations et pH
11. Gaz parfaits et mélanges gazeux

📖 1. Matière et changements d’état

🔑 Notions clés & Définitions

• Matière : Tout ce qui possède une masse et occupe un volume.

★ À maîtriser

📌 Un solide possède une forme et un volume propres, un liquide possède un volume propre mais une forme variable, tandis qu’un gaz ne possède ni forme ni volume propres.

• Les changements d’état et leurs échanges énergétiques sont : la fusion (solide vers liquide, énergie absorbée), la solidification (liquide vers solide, énergie libérée), la vaporisation (liquide vers gaz, énergie absorbée), la liquéfaction (gaz vers liquide, énergie libérée), la sublimation (solide vers gaz, énergie absorbée), la condensation solide (gaz vers solide, énergie libérée)

• Dans une machine frigorifique, la vaporisation du fluide absorbe la chaleur de la pièce et sa liquéfaction rejette la chaleur vers l’extérieur.

📌 Un corps pur est constitué d’une seule espèce chimique, un corps pur simple d’un seul type d’atome, un corps pur composé de plusieurs types d’atomes liés, un mélange homogène présente un seul aspect visible et un mélange hétérogène présente plusieurs phases visibles.

Compléments

• Pour un fluide pur donné, la température de changement d’état dépend de la pression et se lit sur la courbe de saturation des diagrammes enthalpiques.

• Le R-410A est un mélange de R-32 et de R-125 contenant 50 % en masse de chacun.

📌 Un mélange zéotrope change de température pendant sa vaporisation à pression constante, tandis qu’un mélange azéotrope se comporte comme un corps pur.

💡 Astuce mémo

La vaporisation absorbe la chaleur, la liquéfaction la libère.

📖 2. Atomes, isotopes et ions

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : La plus petite entité de matière qui conserve les propriétés d’un élément chimique ; elle est électriquement neutre et comprend un noyau de protons et de neutrons entouré d’électrons.
• Numéro atomique : Le numéro atomique Z est le nombre de protons du noyau et identifie l’élément ; dans un atome neutre, il est aussi égal au nombre d’électrons.
• Isotopes : Des atomes d’un même élément ayant le même Z mais des nombres de neutrons et donc des nombres de masse différents.

• Ion : Un atome ou un groupe d’atomes qui a gagné ou perdu des électrons sans modification du noyau.
• Nombre de masse : Le nombre de masse A est le nombre total de nucléons, et le nombre de neutrons vaut A − Z.

📝 Points essentiels

• Le noyau atomique mesure environ 10⁻¹⁵ m et la taille de l’atome environ 10⁻¹⁰ m.

• La charge du proton est +1,602 × 10⁻¹⁹ C, celle du neutron est nulle et celle de l’électron est −1,602 × 10⁻¹⁹ C.

• La masse d’un atome est pratiquement celle de son noyau, car la masse d’un électron est environ 1 800 fois plus faible que celle d’un nucléon.

• Dans le chlore ³⁵₁₇Cl, Z vaut 17, A vaut 35, le noyau contient 18 neutrons et l’atome neutre possède 17 électrons.

• Le chlore naturel contient principalement ³⁵Cl à environ 75,8 % et ³⁷Cl à environ 24,2 %, ce qui donne une masse molaire atomique moyenne pondérée de 35,45 g/mol.

📌 Un cation positif se forme par perte d’électrons, tandis qu’un anion négatif se forme par gain d’électrons.

💡 Astuce mémo

Un isotope change les neutrons ; un ion change les électrons.

📖 3. Tableau périodique et électrons

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : La capacité d’un atome à attirer vers lui les électrons d’une liaison.

★ À maîtriser

• Le tableau périodique classe les éléments par numéro atomique Z croissant en 7 périodes et 18 groupes.

• Le numéro de période correspond au nombre de couches électroniques occupées, et les éléments d’un même groupe ont le même nombre d’électrons de valence et des propriétés chimiques voisines.

• Pour écrire la structure électronique d’un atome neutre de Z ≤ 20, répartir ses Z électrons dans l’ordre K, L, M, N en utilisant les capacités 2, 8, 8, puis identifier les électrons de la couche externe comme électrons de valence.

• Les gaz nobles ont une couche externe saturée : l’hélium suit la règle du duet avec 2 électrons, tandis que les autres suivent la règle de l’octet avec 8 électrons.

📌 Une différence d’électronégativité Δχ inférieure à 0,4 correspond à une liaison covalente apolaire, une valeur entre 0,4 et environ 1,7 à une liaison covalente polaire, et une valeur supérieure à environ 1,7 à une liaison plutôt ionique.

Compléments

• Les alcalins du groupe 1 (sauf H) ont un électron de valence et forment généralement M⁺, tandis que les alcalino-terreux du groupe 2 en ont deux et forment généralement M²⁺.

• Les halogènes du groupe 17 ont sept électrons de valence et forment généralement X⁻, tandis que les gaz nobles du groupe 18 ont une couche externe saturée et sont chimiquement inertes.

• Les électrons occupent les couches K, L, M et N, de nombres quantiques principaux respectifs n = 1, 2, 3 et 4.

• Les capacités maximales indiquées pour les couches K, L et M sont respectivement 2, 8 et 18 électrons, avec une capacité M de 8 pour les éléments jusqu’à Z = 18.

• Les autres atomes tendent à atteindre la configuration électronique d’un gaz noble proche en transférant des électrons pour former des ions ou en partageant des électrons dans des liaisons covalentes.

• L’électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans un groupe ; le fluor est l’élément le plus électronégatif, avec χ = 3,98.

• La masse molaire atomique M indiquée dans le tableau périodique correspond à la masse d’une mole d’atomes et s’exprime en g/mol.

📖 4. Liaisons et modèle de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : La mise en commun de deux électrons, un apporté par chaque atome, formant un doublet liant.
• Liaison ionique : L’attraction entre des ions de charges opposées formés par transfert d’électrons, généralement entre un métal et un non-métal ; le composé obtenu est globalement neutre.
• Doublet non liant : Constitué d’électrons de valence qui ne participent pas à une liaison covalente.
• Liaison polarisée : Une liaison entre atomes d’électronégativités différentes est polarisée : l’atome le plus électronégatif porte une charge partielle négative δ− et l’autre une charge partielle positive δ+.

★ À maîtriser

• Selon les règles du duet et de l’octet, les atomes forment habituellement :

  • H : une liaison
  • F, Cl et Br : une liaison et trois doublets non liants
  • O et S : deux liaisons et deux doublets non liants
  • N : trois liaisons et un doublet non liant
  • C : quatre liaisons

• 🔄 Pour établir une formule de Lewis :

  1. Compter les électrons de valence, en retirant un électron par charge positive et en ajoutant un par charge négative.
  2. Calculer le nombre total de doublets en divisant le nombre d’électrons par deux.
  3. Placer le squelette, avec généralement l’atome le moins électronégatif au centre ;
  4. Distribuer d’abord les doublets liants, puis les doublets non liants pour respecter le duet de H ou l’octet des autres
  5. Vérifier le nombre total de doublets et la saturation de chaque atome ; former une liaison multiple si nécessaire.

📌 Une molécule est polaire si les barycentres de ses charges partielles positives et négatives ne coïncident pas ; sa polarité dépend de sa géométrie et de la compensation des effets des liaisons polarisées.

Compléments

• Une liaison simple correspond à un doublet partagé, une liaison double à deux doublets et une liaison triple à trois doublets.

📐 Formule - Le nombre habituel de liaisons est égal à $8 - n_e$, où $n_e$ est le nombre d’électrons de valence ; pour H, il est égal à $2 - 1 = 1$.

• Dans H₂O, les 8 électrons de valence forment 4 doublets : deux doublets liants H–O et deux doublets non liants sur O.

• Dans CO₂, la structure de Lewis O=C=O comporte deux liaisons doubles et la molécule est linéaire.

📌 Dans un composé ionique, la somme des charges positives et négatives doit être nulle ; ainsi, Al³⁺ et O²⁻ forment Al₂O₃ avec deux ions Al³⁺ et trois ions O²⁻.

• CO₂ est apolaire car sa géométrie linéaire compense les effets des liaisons C=O polarisées, tandis que H₂O est polaire car sa géométrie coudée ne les compense pas.

• L’eau et l’ammoniac, molécules polaires miscibles, sont utilisés ensemble dans les machines frigorifiques à absorption NH₃/H₂O.

• Les huiles minérales ou alkylbenzène sont utilisées avec les CFC et HCFC, tandis que les huiles POE sont utilisées avec les HFC et souvent les HFO en raison de leur compatibilité de polarité.

• Les huiles POE sont très hygroscopiques, ce qui rend importants le tirage au vide et l’emploi d’un filtre déshydrateur.

📖 5. Fluides frigorigènes et environnement

🔑 Notions clés & Définitions

• Fluide frigorigène : Circule dans une machine thermodynamique, absorbe de la chaleur en s’évaporant à basse pression et basse température, puis la rejette en se condensant à haute pression après compression.
• ODP : Le potentiel d’appauvrissement de la couche d’ozone, mesuré relativement au R-11 auquel est attribué ODP = 1.
• GWP : Le potentiel de réchauffement global à 100 ans, mesuré relativement au CO₂ auquel est attribué GWP = 1.

★ À maîtriser

• Les familles de fluides frigorigènes se distinguent ainsi :
  • CFC : C, Cl et F ; très nocifs pour l’ozone
  • HCFC : C, H, Cl et F ; moins nocifs mais contenant du chlore
  • HFC : C, H et F sans chlore ; ODP nul mais GWP souvent élevé
  • HFO : C, H et F avec une double liaison C=C ; GWP très faible
  • Fluides naturels : molécules simples ; ODP nul, GWP quasi nul et contraintes de sécurité

📌 Dans la classe de sécurité ISO 817, A indique une toxicité plus faible et B une toxicité plus élevée, les effets étant constatés à moins de 400 ppm pour B ; 1 signifie aucune propagation de flamme, 2L une faible inflammabilité avec vitesse de flamme inférieure à 10 cm/s, 2 une inflammabilité et 3 une très forte inflammabilité.

Compléments

• Le choix d’un fluide frigorigène dépend : de ses propriétés thermodynamiques, de sa stabilité chimique et de sa compatibilité avec les matériaux, de sa sécurité, de son impact environnemental, de son coût, de sa disponibilité

• Les CFC sont interdits et les HCFC sont interdits en maintenance de nouveaux équipements, avec recharge interdite.

• Sur 100 ans, 1 kg de R-134a a un effet radiatif équivalent à environ 1 430 kg de CO₂.

• Dans la stratosphère, les UV rompent la liaison C–Cl des CFC et libèrent un radical Cl

• ; celui-ci réagit avec O₃ pour former ClO

• et O₂, puis ClO

• réagit avec O pour régénérer Cl

• et produire O₂, permettant à un atome de chlore de détruire des milliers de molécules d’ozone.

• Les fluides sans chlore, notamment les HFC, HFO et fluides naturels, ont un ODP nul ; le fluor libéré est piégé sous forme de HF sans effet sur l’ozone.

• Les fluides A2L, A3 et B2L imposent des précautions spécifiques, notamment ventilation, absence de sources d’ignition, détection et respect des limites de charge selon EN 378.

• Les fluides peuvent provoquer l’asphyxie et, sauf NH₃, sont plus lourds que l’air et s’accumulent dans les points bas.

• Au contact d’une flamme ou d’une surface très chaude, les fluides halogénés peuvent former HF, HCl et, pour les fluides chlorés, du phosgène COCl₂ ; il ne faut ni fumer ni braser dans une atmosphère chargée de fluide.

• Le contact du fluide liquide avec la peau provoque des brûlures par le froid et nécessite le port de gants et de lunettes.

• Le Protocole de Montréal de 1987 prévoit l’élimination progressive des substances appauvrissant la couche d’ozone, notamment les CFC et les HCFC.

• L’amendement de Kigali de 2016 prévoit la réduction progressive mondiale de la production et de la consommation de HFC.

📖 6. Mole et masse molaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : L’unité de quantité de matière qui contient exactement 6,022 140 76 × 10²³ entités élémentaires.
• Masse molaire moléculaire : La masse d’une mole de molécules et égale la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes de la formule.
• Constante d’Avogadro : La constante d’Avogadro vaut $N_A = 6{,}022 \times 10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$.

★ À maîtriser

📐 Formule - Le nombre d’entités est lié à la quantité de matière par $N = n \times N_A$.

📐 Formule - La quantité de matière vérifie $n = \frac{m}{M}$, avec n en mol, m en g et M en g/mol.

Compléments

• 🔄 Pour calculer une masse molaire moléculaire :

  1. Compter les atomes de chaque élément dans la formule.
  2. Relever leurs masses molaires atomiques dans le tableau périodique.
  3. Additionner les produits du nombre d’atomes par la masse molaire atomique correspondante.

• La masse molaire de H₂O est 18,02 g/mol, calculée par 2 × 1,008 + 15,999.

📐 Formule - La masse vérifie $m = n \times M$.

• Une charge de 1,80 kg de R-32, de masse molaire 52,02 g/mol, correspond à 34,6 mol et environ 2,08 × 10²⁵ molécules.

📖 7. Transformations et équations chimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Transformation chimique : Les réactifs disparaissent et de nouvelles espèces appelées produits apparaissent, tandis que les atomes se réarrangent sans disparaître.
• Équation chimique : Une équation chimique représente une transformation sous la forme $aA + bB \rightarrow cC + dD$, où les coefficients stœchiométriques sont les plus petits entiers permettant l’équilibrage.

★ À maîtriser

📌 Une équation chimique équilibrée conserve le nombre d’atomes de chaque élément, la charge électrique totale et la masse totale entre réactifs et produits.

• 🔄 Pour équilibrer une équation :
  1. Écrire les formules exactes des réactifs et des produits sans modifier leurs indices.
  2. Équilibrer d’abord les éléments présents dans un seul réactif et un seul produit, souvent C puis H.
  3. Équilibrer en dernier O ou les éléments présents dans plusieurs espèces ;
  4. Vérifier chaque élément et la charge, puis multiplier tous les coefficients pour obtenir des entiers si nécessaire.

Compléments

• Les symboles d’état indiquent :

  • (s) solide
  • (l) liquide
  • (g) gaz
  • (aq) solution aqueuse

• La combustion complète du propane s’écrit $\mathrm{C_3H_8 + 5\ O_2 \rightarrow 3\ CO_2 + 4\ H_2O}$.

• La combustion de l’isobutane C₄H₁₀ s’écrit $\mathrm{2\ C_4H_{10} + 13\ O_2 \rightarrow 8\ CO_2 + 10\ H_2O}$.

📖 8. Équations usuelles et stœchiométrie

★ À maîtriser

📌 Les coefficients stœchiométriques donnent les proportions en quantité de matière et non les proportions en masse.

• Une chaudière ou un chauffe-eau mal réglé, ou dont l’évacuation est obstruée, peut produire du monoxyde de carbone, gaz inodore, incolore et mortel.

Compléments

• Les équations usuelles en génie climatique comprennent les combustions du méthane et du propane, la combustion incomplète du méthane, le détartrage du calcaire par un acide, la neutralisation acide-base, l’attaque du fer par un acide, la corrosion du fer par l’oxygène, la synthèse et la dissolution de l’ammoniac, la précipitation du tartre et la dissolution du chlorure de calcium.

• Pour équilibrer une équation ionique d’aluminium et de dihydrogène, on obtient $\mathrm{2\ Al + 6\ H^+ \rightarrow 2\ Al^{3+} + 3\ H_2}$, avec une charge totale de +6 de chaque côté.

• Dans la combustion du propane, 1 mol de propane réagit avec 5 mol de dioxygène pour former 3 mol de dioxyde de carbone et 4 mol d’eau.

• La combustion complète de 44,1 g de propane consomme 160 g de dioxygène et forme 132 g de dioxyde de carbone et 72 g d’eau, soit environ 204 g de produits pour 204,1 g de réactifs.

• La mesure du monoxyde de carbone et du dioxyde de carbone dans les fumées fait partie du contrôle de combustion.

💡 Astuce mémo

Les coefficients donnent des proportions de matière, pas des masses

📖 9. Avancement et réactif limitant

🔑 Notions clés & Définitions

• Avancement : Grandeur, exprimée en moles, qui décrit l’évolution des quantités de matière au cours d’une transformation chimique.
• Réactif limitant : Celui qui est entièrement consommé lorsque l’avancement atteint sa valeur maximale.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour $\mathrm{aA + bB \rightarrow cC + dD}$, les quantités de matière évoluent selon $n(A)=n_0(A)-ax$, $n(B)=n_0(B)-bx$, $n(C)=n_0(C)+cx$ et $n(D)=n_0(D)+dx$.

• Pour déterminer l’avancement maximal, on calcule pour chaque réactif la valeur de x qui annule sa quantité, puis on retient la plus petite valeur et le réactif correspondant est limitant.

📐 Formule - Le rendement d’une transformation est $\eta=\frac{x_f}{x_{\max}}=\frac{n_{\mathrm{produit,expérimental}}}{n_{\mathrm{produit,théorique}}}$ et s’exprime en pourcentage si le rapport est multiplié par 100.

Compléments

• Un tableau d’avancement se construit en équilibrant l’équation, en déterminant les quantités initiales, en renseignant les états initial, en cours et final, puis en calculant l’avancement maximal et la composition finale.

📌 Dans un mélange stœchiométrique, les réactifs sont introduits dans les proportions de leurs coefficients, disparaissent simultanément et aucun n’est en excès.

• Un tableau d’avancement est un bilan de matière en moles et non en masses ou en volumes.

💡 Astuce mémo

Initial → en cours → final

📖 10. Solutions, concentrations et pH

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution aqueuse : Mélange homogène obtenu en dissolvant un ou plusieurs solutés dans l’eau, qui est le solvant.
• Dureté de l’eau : Mesure de la concentration en ions calcium et magnésium, exprimée en degrés français.

★ À maîtriser

📐 Formule - La concentration molaire est $C=\frac{n}{V}$, la concentration massique est $C_m=\frac{m}{V}=C\times M$, et la fraction massique est $w=\frac{m_{\mathrm{soluté}}}{m_{\mathrm{solution}}}$.

📐 Formule - Pour une dilution, la quantité de soluté se conserve et la relation est $C_1V_1=C_2V_2$; le facteur de dilution vérifie $F=\frac{C_1}{C_2}=\frac{V_2}{V_1}$, avec $V_2>V_1$ et $C_2<C_1$.

📌 Lors de la dilution d’un acide concentré, il faut verser lentement l’acide dans l’eau, jamais l’eau dans l’acide, car la dilution est fortement exothermique et peut provoquer des projections.

📐 Formule - Le pH est défini par $\mathrm{pH}=-\log[H_3O^+]$, donc $[H_3O^+]=10^{-\mathrm{pH}}\ \mathrm{mol/L}$.

📌 À 25 °C, une solution est acide si son pH est inférieur à 7, neutre si son pH vaut 7 et basique si son pH est supérieur à 7.

Compléments

• Une solution est saturée lorsque le soluté ne peut plus s’y dissoudre.

• La dissolution d’un composé ionique libère des ions entourés de molécules d’eau par solvatation, et une solution reste électriquement neutre car la somme des charges positives égale celle des charges négatives.

📐 Formule - Pour une solution commerciale de densité d, de fraction massique w et de soluté de masse molaire M, la concentration molaire en mol/L est $C=\frac{1000\,d\,w}{M}$, avec w exprimé comme une fraction sans unité.

• Pour préparer une solution par dissolution, on calcule la masse de soluté, on la pèse, on la transfère dans une fiole jaugée avec de l’eau, on dissout, on complète au trait de jauge et on homogénéise.

• La préparation d’une dilution d’acide concentré nécessite lunettes, gants et blouse, ainsi qu’une hotte ou un local ventilé; il faut laisser refroidir la solution avant de compléter au trait de jauge.

📐 Formule - À 25 °C, le produit ionique de l’eau vérifie $[H_3O^+][HO^-]=10^{-14}$.

• Un acide fort comme HCl se dissocie totalement dans l’eau : à concentration C, $[H_3O^+]=C$ et $\mathrm{pH}=-\log C$.

• Une base forte comme NaOH donne $[HO^-]=C$ et, à 25 °C, $[H_3O^+]=10^{-14}/C$.

• Dans les circuits fermés de chauffage ou de refroidissement, un pH trop bas favorise la corrosion de l’acier, tandis qu’un pH trop élevé attaque l’aluminium.

📖 11. Gaz parfaits et mélanges gazeux

🔑 Notions clés & Définitions

• Gaz parfait : Modèle dans lequel les particules n’interagissent pas entre elles et ont un volume négligeable.
• Volume molaire : $V_m=V/n=RT/P$ est le volume occupé par une mole de gaz parfait et dépend seulement de la pression et de la température.

★ À maîtriser

• L’état d’un gaz est décrit par sa pression P, son volume V, sa température T et sa quantité de matière n.

📐 Formule - La pression absolue vaut la pression relative augmentée de la pression atmosphérique : $P_{\mathrm{absolue}}=P_{\mathrm{relative}}+P_{\mathrm{atmosphérique}}$, soit environ $P_{\mathrm{relative}}+1{,}013\ \mathrm{bar}$.

📐 Formule - L’équation d’état d’un gaz parfait est $PV=nRT$, où P est en Pa, V en m3, n en mol, T en K et $R=8{,}314\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$.

📐 Formule - Pour une quantité de gaz constante, $\frac{P_1V_1}{T_1}=\frac{P_2V_2}{T_2}$, les températures étant exprimées en kelvins.

📌 Une bouteille de fluide ne doit jamais être chauffée ni remplie à plus de 80 % de sa capacité en liquide; elle doit être stockée à l’abri de la chaleur, debout et arrimée, car la pression augmente avec la température et un remplissage excessif expose à l’éclatement hydraulique.

📐 Formule - Dans un mélange de gaz parfaits, la loi de Dalton donne $P_{\mathrm{totale}}=\sum_i p_i$ et $p_i=x_iP_{\mathrm{totale}}$, où $x_i=n_i/n_{\mathrm{total}}$ est la fraction molaire.

📌 Les détecteurs fixes de fluides frigorigènes se placent en partie basse pour les fluides plus lourds que l’air et en partie haute pour l’ammoniac; la norme EN 378 définit des exigences selon le fluide, la charge et le local.

• Dans un local, une atmosphère est considérée dangereuse lorsque la fraction de dioxygène descend sous 19,5 %; sous 10 %, une perte de connaissance rapide est possible.

Compléments

📐 Formule - La température absolue se calcule par $T(\mathrm K)=\theta(^{\circ}\mathrm C)+273{,}15$.

• Le modèle du gaz parfait décrit bien les gaz à basse pression et haute température, loin de la liquéfaction.

📐 Formule - Pour un gaz parfait, la masse volumique est $\rho=\frac{PM}{RT}$, avec la masse molaire M exprimée en kg/mol lorsque ρ est en kg/m3.

• À 1 atm, le volume molaire vaut 22,4 L/mol à 0 °C, 24,0 L/mol à 20 °C et 24,5 L/mol à 25 °C.

📌 À température constante, la loi de Boyle-Mariotte donne $P_1V_1=P_2V_2$; à volume constant, la loi de Gay-Lussac donne $P_1/T_1=P_2/T_2$; à pression constante, la loi de Charles donne $V_1/T_1=V_2/T_2$.

• Dans un mélange de gaz parfaits, chaque gaz occupe tout le volume et exerce sa pression partielle; la fraction molaire est égale à la fraction volumique.

💡 Astuce mémo

Gaz plus lourd que l’air → accumulation aux points bas