Fiche de révision : Chimie générale fondamentale

📋 Plan du Cours

1. Écriture scientifique et calculs
2. Unités et conversions fondamentales
3. États, corps purs et mélanges
4. Atomes et classification périodique
5. Molécules et liaisons chimiques
6. Ions et composés ioniques
7. Quantité de matière et concentrations
8. Réactions chimiques et équilibres
9. Cinétique et catalyse
10. Acides, bases et pH
11. Notions acido-basiques fondamentales
12. pH et mesures en solution aqueuse
13. Forces acido-basiques et dosage
14. Réactions d’oxydo-réduction
15. Nombre d’oxydation
16. Solubilité, précipitation et complexation

📖 1. Écriture scientifique et calculs

🔑 Notions clés & Définitions

• Notation scientifique : Écrit un nombre sous la forme $a \times 10^n$, avec $1 \leq |a| < 10$ et n entier relatif.

★ À maîtriser

• 🔄 La conversion d’un nombre décimal consiste à: déplacer la virgule jusqu’à obtenir un nombre compris entre 1 et 10, compter les déplacements, attribuer un exposant positif si le déplacement est vers la gauche ou négatif s’il est vers la droite

📐 Formule — Pour tout nombre réel a et tout entier positif n, $a^n = a \times a \times \cdots \times a$, avec n facteurs.

📐 Formule — Les principales règles des puissances sont $a^n a^m=a^{n+m}$, $\frac{a^n}{a^m}=a^{n-m}$, $(a^n)^m=a^{nm}$ et $\frac{1}{a^n}=a^{-n}$.

Compléments

📐 Formule — Les logarithmes décimaux vérifient $\log(ab)=\log a+\log b$, $\log(a/b)=\log a-\log b$ et $\log(a^n)=n\log a$.

💡 Astuce mémo

Écrire, déplacer la virgule, calculer les puissances

📖 2. Unités et conversions fondamentales

📝 Points essentiels

• Les sept unités de base du SI sont:
  • le mètre
  • le kilogramme
  • la seconde
  • le kelvin
  • la mole
  • l’ampère
  • la candela

📐 Formule — Les conversions usuelles sont $1\,\mathrm{kg}=10^3\,\mathrm{g}$, $1\,\mathrm{mg}=10^{-3}\,\mathrm{g}$, $1\,\mathrm{L}=1\,\mathrm{dm^3}$, $1\,\mathrm{mL}=1\,\mathrm{cm^3}$ et $1\,\mathrm{m^3}=1000\,\mathrm{L}$.

💡 Astuce mémo

SI : m, kg, s, K, mol, A, Cd

📖 3. États, corps purs et mélanges

🔑 Notions clés & Définitions

• État solide : Présente des espèces chimiques ordonnées à distances constantes et possède une forme propre.
• État liquide : Présente des molécules désordonnées qui circulent librement et prend la forme du récipient qui le contient.
• État gazeux : Présente des espèces chimiques très éloignées et n’a ni forme ni volume propres ; il est expansible et compressible.
• Corps pur : Substance chimique constituée d’une seule sorte d’espèce chimique et caractérisée par des constantes physiques propres.

📝 Points essentiels

📌 Un corps pur simple contient un seul type d’élément chimique, tandis qu’un corps pur composé contient plusieurs types d’éléments chimiques.

📌 Un mélange homogène ne permet pas de distinguer ses constituants, tandis qu’un mélange hétérogène permet de les distinguer.

💡 Astuce mémo

Corps pur : une espèce ; mélange : plusieurs corps purs

📖 4. Atomes et classification périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Entité électriquement neutre constituée d’un noyau positif contenant des protons et des neutrons, entouré d’un nuage électronique négatif.
• Isotopes : Atomes d’un même élément possédant le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons.
• Électronégativité : Tendance d’un atome à attirer vers lui les électrons partagés d’un doublet liant ; elle varie de 0,7 à 4 selon l’échelle de Pauling.

★ À maîtriser

📐 Formule — Le nombre de masse A est égal à la somme du nombre de protons Z et du nombre de neutrons N : $A=Z+N$.

📌 Pour les atomes de numéro atomique inférieur à 20, les électrons remplissent successivement les couches K, L, M, N, O, P et Q ; la couche K contient 2 électrons et les autres peuvent en contenir 8.

📌 Selon la règle de l’octet, les atomes tendent à perdre ou gagner des électrons afin de saturer leur couche externe et d’acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche.

Compléments

• La classification périodique actuelle compte 118 éléments, dont 92 sont d’origine naturelle.

💡 Astuce mémo

Z fixe les protons → A = Z + N

📖 5. Molécules et liaisons chimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Molécule : Assemblage électriquement neutre d’au moins deux atomes identiques ou différents liés entre eux.
• Liaison covalente : Résulte de la mise en commun d’électrons provenant de deux atomes, formant des doublets liants.
• Liaison hydrogène : Une liaison hydrogène est une attraction intermoléculaire liée à la polarisation d’une liaison covalente et elle est moins forte qu’une liaison covalente.
• Méthode VSEPR : Gillespie, 1957 — Prévoit la géométrie moléculaire en disposant les doublets liants et non liants autour de l’atome central afin de minimiser leurs répulsions.

📝 Points essentiels

• Les géométries courantes sont:
  • linéaire pour AX2
  • trigonale plane pour AX3
  • tétraédrique pour AX4
  • pyramidale pour AX3E
  • plane coudée pour AX2E2

💡 Astuce mémo

Des paires d’électrons qui s’écartent autour de l’atome central

📖 6. Ions et composés ioniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Ion : Espèce chimique, atomique ou moléculaire, qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons et possède donc une charge électrique.
• Électrovalence : Liaison ionique résultant du transfert d’électrons d’un atome vers un autre et de l’attraction entre les ions de charges opposées.

📝 Points essentiels

📌 Un cation est un ion positif, tandis qu’un anion est un ion négatif.

📌 Un composé ionique est électriquement neutre et contient des anions et des cations dans des proportions qui compensent leurs charges.

💡 Astuce mémo

Cation positif, anion négatif

📖 7. Quantité de matière et concentrations

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Quantité de matière contenant autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone 12.

★ À maîtriser

📐 Formule — Le nombre d’Avogadro vaut $N_A=6{,}02\times10^{23}\,\mathrm{mol^{-1}}$ et la quantité de matière vaut $n=\frac{N}{N_A}$.

📐 Formule — La quantité de matière est reliée à la masse par $n=\frac{m}{M}$ et au volume d’un gaz par $n=\frac{V}{V_m}$.

• Dans les conditions normales de température et de pression, soit 0 °C et 76 mm de Hg, le volume molaire d’un gaz vaut 22,4 L.mol⁻¹.

📐 Formule — La concentration massique vérifie $C_m=\frac{m}{V}$, la concentration molaire vérifie $C=\frac{n}{V}$ et leur relation est $C_m=C\times M$.

Compléments

📐 Formule — La masse volumique vérifie $\rho=\frac{m}{V}$ et la densité relative vérifie $d=\frac{\rho}{\rho_r}$.

💡 Astuce mémo

Masse → moles → concentration

📖 8. Réactions chimiques et équilibres

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction chimique : Transformation chimique qui consomme certaines espèces chimiques et en produit d’autres, tout en conservant les éléments chimiques, la masse et la charge.
• Équilibre chimique : Atteint lorsqu’une réaction non complète comporte simultanément deux réactions inverses de même vitesse, avec autant de formation que de disparition des produits.

📝 Points essentiels

• Les réactifs sont consommés et figurent à gauche de l’équation bilan, tandis que les produits sont formés et figurent à droite.

• Équilibrer une équation bilan consiste à ajuster les coefficients stœchiométriques afin de conserver les éléments, la masse et la charge.

• Dans des proportions stœchiométriques, tous les réactifs sont consommés, tandis qu’en proportions non stœchiométriques le réactif en défaut limite la réaction et le réactif en excès reste disponible.

• Selon le principe de Le Chatelier, un système à l’équilibre évolue vers un nouvel état qui contrecarrer la modification de concentration, de température ou de pression imposée.

📐 Formule — Pour la réaction $\alpha A+\beta B\rightleftharpoons\gamma C+\delta D$, la constante d’équilibre vaut $K=\frac{[C]^\gamma[D]^\delta}{[A]^\alpha[B]^\beta}$.

💡 Astuce mémo

Perturbation de l’équilibre → déplacement compensateur

📖 9. Cinétique et catalyse

🔑 Notions clés & Définitions

• Cinétique chimique : Mesure la formation ou la disparition d’une espèce chimique au cours du temps et étudie la vitesse de réaction.
• Catalyse : Modifie la cinétique chimique en abaissant la barrière énergétique, tandis qu’un catalyseur accélère une réaction sans y participer.

★ À maîtriser

📐 Formule — La vitesse moyenne peut être calculée par $V_M=\frac{\Delta N}{\Delta t}$ ou par $V_M=\frac{\Delta[C]}{\Delta t}$.

Compléments

• Les trois catégories de vitesse sont:

  • les réactions quasi spontanées : moins d’une seconde
  • les réactions lentes : de quelques secondes à quelques heures
  • les réactions extrêmement lentes : au-delà d’un jour

• La dismutation de l’eau oxygénée suit la réaction $2H_2O_2\rightarrow2H_2O+O_2$, accélérée par les ions Fe3+ qui ne sont pas consommés.

💡 Astuce mémo

Catalyseur accélère la réaction sans être consommé

📖 10. Acides, bases et pH

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Bronsted-Lowry, 1923 — Selon Brønsted-Lowry, une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons.
• Base de Brønsted : Bronsted-Lowry, 1923 — Selon Brønsted-Lowry, une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons.
• Couple acide-base : Associe un acide et sa base conjuguée, notés dans l’ordre acide/base et reliés par la perte ou le gain d’un proton.
• Espèce amphotère : Peut se comporter comme un acide ou comme une base et appartient toujours à deux couples acide-base différents.
• pH : Grandeur sans dimension qui mesure le caractère acide ou basique d’une solution aqueuse et reflète l’activité des ions hydronium H3O+.

💡 Astuce mémo

Acide donne H⁺, base capte H⁺

📖 11. Notions acido-basiques fondamentales

🔑 Notions clés & Définitions

• Couple acide-base : Un couple acide-base conjugué associe un acide HA et sa base conjuguée A−, notés dans l’ordre acide/base et reliés par la demi-équation HA ⇌ A− + H+.

💡 Astuce mémo

Acide HA cède H+, base B capte H+

📖 12. pH et mesures en solution aqueuse

🔑 Notions clés & Définitions

• Indicateur coloré : Composé dont la couleur varie selon le pH de la solution et dont le changement de coloration se produit dans une zone de virage d’environ 2 unités pH
• pH-mètre : Mesure le pH par potentiométrie, en mesurant une différence de potentiels entre une électrode de mesure et une électrode de référence

★ À maîtriser

📐 Formule — Dans une solution aqueuse, la concentration molaire en ions hydronium vérifie $[H_3O^+] = 10^{-pH}$ et le pH vérifie $pH = -\log [H_3O^+]$.

📐 Formule — L’autoprotolyse de l’eau est l’équilibre $2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + HO^-$, dont le produit ionique vérifie $K_e = [H_3O^+][HO^-]$.

• À 25 °C, le produit ionique de l’eau vaut $K_e = 10^{-14}$ et l’eau pure contient 10−7 mol d’ions H3O+ et 10−7 mol d’ions HO− par litre.

Compléments

• Le papier pH permet de déterminer le pH d’une solution à 0,5 unité pH près.

💡 Astuce mémo

Indicateur → papier pH → pH-mètre

📖 13. Forces acido-basiques et dosage

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution tampon : Mélange d’un acide faible HA et de sa base conjuguée A− dont le pH varie peu lors de l’ajout modéré d’un acide ou d’une base

★ À maîtriser

📌 Un acide fort se dissocie totalement dans l’eau, tandis qu’un acide faible ne se dissocie pas totalement et reste présent dans la solution.

📌 Une base forte se protone totalement au cours de sa réaction avec l’eau, tandis qu’une base faible ne réagit pas totalement et reste présente en solution.

📐 Formule — Pour le couple HA/A−, la constante d’acidité vérifie $K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}$ et dépend uniquement de la température.

📐 Formule — Le pKa est défini par $pK_a = -\log K_a$, soit $K_a = 10^{-pK_a}$; plus l’acide est fort, plus son pKa est petit.

• 🔄 Le dosage présente trois phases:
  1. Variation lente avant l’équivalence
  2. Saut de pH au voisinage de l’équivalence
  3. Variation lente vers le pH de la base versée

📐 Formule — À l’équivalence d’un dosage acido-basique, le nombre de moles d’acide égale le nombre de moles de base et vérifie $C_aV_a = C_bV_b$.

📌 Pour un dosage acide faible-base forte, le pH à l’équivalence est supérieur à 7 et le pH à la demi-équivalence est égal au pKa du couple HA/A−.

Compléments

📌 Pour un dosage acide fort-base faible, le pH à l’équivalence est inférieur à 7 et le pH à la demi-équivalence est égal au pKa du couple considéré.

💡 Astuce mémo

Force des réactifs → forme et pH à l’équivalence

📖 14. Réactions d’oxydo-réduction

🔑 Notions clés & Définitions

• Oxydant : Espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons
• Réducteur : Espèce chimique capable de libérer un ou plusieurs électrons

★ À maîtriser

📌 Une oxydation correspond à une perte d’un ou plusieurs électrons, tandis qu’une réduction correspond à un gain d’un ou plusieurs électrons.

📐 Formule — Un couple oxydant-réducteur se note Ox/Red et sa demi-équation s’écrit $Ox + ne^- \rightleftharpoons Red$.

📌 Selon la règle du gamma, un oxydant peut oxyder les réducteurs situés en dessous de lui dans la classification qualitative, mais n’agit pas sur ceux situés au-dessus.

• 🔄 L’équation redox s’équilibre selon les étapes suivantes:
  1. Identifier les couples redox
  2. Placer l’oxydant à droite et le réducteur à gauche
  3. Équilibrer les atomes autres que H et O
  4. Équilibrer H puis O
  5. Équilibrer les charges
  6. Multiplier les demi-équations pour obtenir le bilan final

Compléments

• Le potentiel standard E0 est une donnée physique exprimée en volt et l’échelle correspondante utilise le couple de référence H+/H2, dont E0 vaut 0 V.

💡 Astuce mémo

Oxydant capte les électrons, réducteur les libère

📖 15. Nombre d’oxydation

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre d’oxydation : Charge fictive attribuée à un élément chimique, positive ou négative selon qu’il perd ou gagne des électrons au cours d’une réaction

★ À maîtriser

📌 Le nombre d’oxydation d’un corps pur simple atomique vaut 0 et celui d’un ion monoatomique égale la charge portée par l’ion.

📌 Dans une molécule, la somme des nombres d’oxydation des atomes vaut 0, tandis que dans un ion polyatomique elle vaut la charge de l’ion.

Compléments

📌 À l’état combiné, le nombre d’oxydation de l’hydrogène vaut +1 et celui de l’oxygène vaut −2.

📖 16. Solubilité, précipitation et complexation

🔑 Notions clés & Définitions

• Solubilité : Nombre maximal de moles que l’on peut dissoudre dans un litre de solvant
• Précipité : Composé insoluble qui se forme lorsque des ions en solution aqueuse réagissent et se sépare de la solution sous forme solide
• Réaction de complexation : Forme un complexe lorsque des ions ou des molécules se lient par liaisons covalentes de coordination à un métal central
• Ligand : Ion, molécule neutre ou molécule organique qui se lie au métal central d’un complexe

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour la dissolution d’un solide ionique $A_nB_m \rightleftharpoons nA^{\alpha+} + mB^{\beta-}$, le produit de solubilité vérifie $K_s = [A^{\alpha+}]^n[B^{\beta-}]^m$.

Compléments

• Le produit de solubilité et la solubilité varient avec la température, le pH, l’effet d’ion commun et les réactions de complexation; Ks augmente lorsque la température augmente.

📐 Formule — La formation d’un complexe s’écrit $M^{n+} + xL \rightleftharpoons [ML_x]^{n+}$ et sa stabilité est mesurée par la constante de formation Kf.

💡 Astuce mémo

Ions en solution → précipité ou complexe

📊 Tableaux de synthèse

Corps purs et mélanges

Comparaison des dosages acido-basiques