Fiche de révision : Chimie générale : matière et réactions

📋 Plan du Cours

1. Mélanges et corps purs
2. Éléments atomes et molécules
3. Isotopes masses et moles
4. Concentrations des solutions
5. Formules et stœchiométrie
6. Mécanismes et géométrie moléculaire
7. Composés ioniques et acides de Lewis
8. Première loi et loi de Hess
9. États et enthalpies standards
10. Entropie et deuxième loi
11. Énergie libre de Gibbs
12. Équilibre et principe de Le Châtelier

📖 1. Mélanges et corps purs

🔑 Notions clés & Définitions

• Corps simple : Espèce chimique constituée d’atomes identiques.
• Corps composé : Espèce chimique constituée d’atomes différents.

★ À maîtriser

📌 Un mélange contient plusieurs constituants séparables, tandis qu’un corps pur possède des propriétés constantes et peut être caractérisé par une formule chimique.

📌 Un mélange est homogène lorsque ses constituants ne sont pas distinguables à l’échelle considérée, et hétérogène lorsqu’ils le sont.

Compléments

• L’air est principalement constitué de:

  • azote
  • oxygène
  • argon
  • dioxyde de carbone
  • vapeur d’eau

• Les méthodes de fractionnement citées sont:

  • distillation
  • précipitation
  • chromatographie gazeuse ou liquide
  • filtration

💡 Astuce mémo

Mélange : propriétés variables ; corps pur : propriétés constantes

📖 2. Éléments atomes et molécules

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotope : Atomes d’un même élément ayant le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différent.
• Numéro atomique : Nombre de protons présents dans le noyau d’un atome et caractérise l’élément chimique.
• Nombre de masse : Somme du nombre de protons et du nombre de neutrons présents dans le noyau.

★ À maîtriser

• En 1808, John Dalton propose une théorie atomique selon laquelle la matière est constituée d’atomes, les atomes d’un même élément possèdent les mêmes propriétés et les atomes d’éléments différents se combinent selon des rapports entiers.

Compléments

• Dans un atome électriquement neutre, le nombre de protons est égal au nombre d’électrons.

• Les trois isotopes de l’hydrogène sont:

  • 1H
  • 2H, ou deutérium D
  • 3H, ou tritium

💡 Astuce mémo

Élément → atome → molécule

📖 3. Isotopes masses et moles

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Une mole est une quantité de matière contenant $6{,}022 \times 10^{23}$ particules, appelée nombre d’Avogadro.
• Masse exacte : Masse d’une molécule calculée ou mesurée en uma avec quatre à six chiffres significatifs après la virgule.

★ À maîtriser

📐 Formule — La masse atomique relative d’un élément est la moyenne pondérée des masses isotopiques selon leurs abondances naturelles : $A_r = \sum_i N_i m_r(i)$.

• L’isotope 12C constitue la référence des masses atomiques relatives et sa masse isotopique relative est fixée à 12,000 uma.

📐 Formule — La masse moléculaire relative d’une molécule est la somme des masses atomiques relatives de ses atomes constitutifs : $M_m = \sum_i A_r(i)$.

• La masse molaire d’une substance est sa masse moléculaire ou atomique relative exprimée en grammes par mole, en unité $\mathrm{g\,mol^{-1}}$.

Compléments

• La masse moléculaire relative de l’hématite Fe2O3 vaut 159,6922 uma, calculée par $(2 \times 55{,}847)+(3 \times 15{,}9994)$.

💡 Astuce mémo

Isotopes différents → masses différentes → masse atomique moyenne

📖 4. Concentrations des solutions

🔑 Notions clés & Définitions

• Molarité : La molarité M est le nombre de moles de soluté par litre de solution : $M = \frac{n}{V} = \frac{m}{M_M V}$.

★ À maîtriser

📐 Formule — La fraction molaire d’un constituant i est le rapport entre sa quantité de matière et la quantité totale de matière : $x_i = \frac{n_i}{\sum_i n_i}$.

📐 Formule — La pression partielle d’un constituant gazeux est liée à sa fraction molaire par $p_i = x_i P$, où P est la pression totale du mélange.

Compléments

• Les concentrations faibles sont couramment exprimées en millimolaire, avec 1 mM = 10⁻³ M, en micromolaire, avec 1 μM = 10⁻⁶ M, ou en nanomolaire, avec 1 nM = 10⁻⁹ M.

• Les concentrations de traces peuvent être exprimées en ppm, ppb ou ppt ; pour les solutions aqueuses diluées, 1 ppm correspond généralement à 1 mg/L, 1 ppb à 1 μg/L et 1 ppt à 1 ng/L.

💡 Astuce mémo

Solutés dissous : molarité ; gaz : pression partielle

📖 5. Formules et stœchiométrie

🔑 Notions clés & Définitions

• Stœchiométrie : Étude des rapports dans lesquels les composés chimiques se combinent au cours d’une réaction.

★ À maîtriser

📌 La formule brute indique la composition d’un composé, la formule développée donne la position relative des atomes et la formule structurale représente leur disposition dans l’espace.

📌 Une équation chimique équilibrée conserve le nombre total de chaque type d’atome et, pour les espèces chargées, la charge totale de chaque côté de l’équation.

• 🔄 Un dosage stœchiométrique consiste à: mesurer la quantité connue d’un réactif ou d’un produit, utiliser les coefficients de l’équation équilibrée, calculer la quantité inconnue

Compléments

• La combustion complète de l’éthanol s’écrit $\mathrm{C_2H_5OH + 3\,O_2 \rightarrow 2\,CO_2 + 3\,H_2O}$.

💡 Astuce mémo

Formule → équation équilibrée → proportions → dosage

📖 6. Mécanismes et géométrie moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Mécanisme de réaction : Processus détaillé par lequel une réaction complexe se déroule en plusieurs étapes élémentaires.
• Base de Lewis : Lewis — Particule possédant une paire électronique libre qu’elle peut partager pour former une liaison.
• Acide de Lewis : Lewis — Particule capable d’accepter une paire d’électrons pour former une nouvelle liaison.

★ À maîtriser

• Dans un mécanisme réactionnel, une espèce produite à une étape puis consommée à une étape suivante est un intermédiaire réactionnel.

📌 Selon le principe de Nyholm et Gillespie, les paires d’électrons liantes et non liantes se repoussent et adoptent une disposition qui minimise leurs répulsions électrostatiques.

• La correspondance entre nombre de paires et disposition est:
  • 2 : linéaire
  • 3 : trigonale plane
  • 4 : tétraédrique
  • 5 : bipyramidale trigonale
  • 6 : octaédrique

Compléments

• Les réactions élémentaires citées sont:

  • addition
  • dissociation
  • substitution
  • transfert d’électron

• Dans NH3, l’azote possède trois paires liantes et une paire libre : la disposition des paires est tétraédrique, mais la disposition des liaisons est pyramidale.

💡 Astuce mémo

Paires électroniques → répulsions → géométrie → réactivité

📖 7. Composés ioniques et acides de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Base de Lewis : particule possédant une paire libre qu’elle peut partager avec une autre particule

★ À maîtriser

📐 Formule — L’énergie d’attraction électrostatique entre un cation et un anion est approximativement proportionnelle à $E_{attraction}=\varepsilon\frac{z_C z_A}{r_C+r_A}$, où z_C et z_A sont les charges et r_C et r_A les rayons ioniques.

• Les composés ioniques sont des assemblages de cations et d’anions électrostatiquement neutres, organisés en réseaux maximisant les attractions entre charges opposées.

Compléments

• Dans la réaction entre l’ammoniac et le proton, l’ammoniac est la base de Lewis et le proton est l’acide de Lewis, ce qui forme l’ion ammonium.

💡 Astuce mémo

Base de Lewis = donne une paire ; acide de Lewis = accepte une paire

📖 8. Première loi et loi de Hess

🔑 Notions clés & Définitions

• Enthalpie : mesure de l’énergie interne d’un système et s’exprime en kilojoules ou en kilocalories
• Loi de Hess : law of constant summation, 1840 — La loi de Hess affirme que la chaleur échangée lors de la formation d’un composé est indépendante du chemin suivi et dépend seulement des états initial et final.

★ À maîtriser

📐 Formule — La variation d’enthalpie d’une réaction vérifie $\Delta H_{rxn}=H_{produits}-H_{réactifs}$.

📌 Une réaction est exothermique lorsque $\Delta H_{rxn}<0$ et libère de l’énergie, tandis qu’elle est endothermique lorsque $\Delta H_{rxn}>0$ et absorbe de l’énergie.

Compléments

📐 Formule — Pour une réaction et sa réaction inverse, les variations d’enthalpie sont opposées : $\Delta H_{A\rightarrow B}=-\Delta H_{B\rightarrow A}$.

💡 Astuce mémo

Chemin différent → même variation d’enthalpie

📖 9. États et enthalpies standards

🔑 Notions clés & Définitions

• État standard : L’état standard d’une substance pure à une température donnée est son état gazeux, liquide ou solide à une pression de 1 bar.
• Enthalpie standard de formation : L’enthalpie molaire standard de formation d’un composé est l’enthalpie nécessaire à la formation d’une mole de ce composé à partir de ses éléments dans leur état standard.

★ À maîtriser

📌 Les enthalpies standard de formation des éléments dans leur état standard sont nulles à toute température.

📐 Formule — La variation d’enthalpie standard d’une réaction est $\Delta H^\circ_{rxn}=\sum(\Delta H^\circ_f[produits])-\sum(\Delta H^\circ_f[réactifs])$.

• La glycolyse transforme une mole de glucose en deux moles d’acide lactique et sa variation d’enthalpie calculée par la loi de Hess est de −120 kJ.

Compléments

• L’enthalpie standard de combustion du méthane est de −890,3 kJ par mole de méthane brûlé, pour une combustion complète produisant du dioxyde de carbone et de l’eau liquide.

• L’enthalpie standard de dissociation de Cl₂(g) en deux atomes de chlore est de +242 kJ/mol, tandis que l’enthalpie de vaporisation de l’eau est de +41 kJ/mol.

📖 10. Entropie et deuxième loi

🔑 Notions clés & Définitions

• Entropie : L’entropie, symbolisée par S, mesure le désordre et l’uniformité d’un système et s’exprime notamment en J/K ou en J/(K·mol) pour une entropie molaire.

★ À maîtriser

• À 25 °C, l’entropie molaire standard de l’eau augmente de la glace à l’eau liquide puis à la vapeur : 47,9, 69,9 et 188,7 J/(K·mol), respectivement.

📌 La deuxième loi de la thermodynamique stipule que l’entropie de l’univers augmente et que la chaleur ne passe jamais spontanément d’un corps froid vers un corps chaud.

📐 Formule — La variation d’entropie standard d’une réaction vérifie $\Delta S^\circ_{rxn}=\sum(S^\circ_f[produits])-\sum(S^\circ_f[réactifs])$.

Compléments

• La cellule dépense environ 25 % de sa consommation d’énergie au repos, soit environ 20 watts pour un adulte, afin de maintenir ses gradients de potassium et de sodium.

📐 Formule — La relation de Boltzmann relie l’entropie absolue au nombre de micro-états équiprobables : $S=k_B\ln\Omega$.

📌 La troisième loi de la thermodynamique affirme qu’au zéro absolu, soit 0 K ou environ −273,15 °C, l’entropie d’un cristal parfait est nulle. — Walter Nernst, 1864-1941

💡 Astuce mémo

Gaz désordonné = entropie élevée ; cristal ordonné = entropie faible

📖 11. Énergie libre de Gibbs

★ À maîtriser

📐 Formule — L’énergie libre de Gibbs est définie par $G=H-TS$ et sa variation à température constante par $\Delta G_{rxn}=\Delta H_{rxn}-T\Delta S_{rxn}$.

📌 Une réaction est spontanée et exergonique si $\Delta G_{rxn}<0$, non spontanée et endergonique si $\Delta G_{rxn}>0$, et à l’équilibre si $\Delta G_{rxn}=0$.

📌 La thermodynamique détermine si une réaction est favorable, tandis que la cinétique détermine la vitesse à laquelle elle se déroule.

Compléments

• Pour la fusion de la glace, la transformation est défavorable sous 273 K, favorable au-dessus de 273 K et à l’équilibre à 273 K.

📐 Formule — La variation d’énergie libre standard d’une réaction est $\Delta G^\circ_{rxn}=\sum(\Delta G^\circ_f[produits])-\sum(\Delta G^\circ_f[réactifs])$, et les énergies libres standard de formation des éléments dans leur état standard sont nulles.

• Pour la transformation de NO en NO₂, la réaction 2 NO(g) + O₂(g) ⇌ 2 NO₂(g) possède ΔG°rxn = −69,89 kJ à 25 °C et est donc exergonique dans ces conditions.

📖 12. Équilibre et principe de Le Châtelier

🔑 Notions clés & Définitions

• Équilibre chimique : état correspondant au minimum d’énergie libre, dans lequel les concentrations des réactifs et des produits restent constantes, sans nécessairement être nulles pour les réactifs
• Principe de Le Châtelier : principe affirme qu’un système à l’équilibre soumis à une perturbation évolue de manière à annuler ou diminuer cette perturbation

📝 Points essentiels

📐 Formule — Pour la réaction aqueuse A + B ⇌ C + D, la constante d’équilibre est $K=\frac{[C][D]}{[A][B]}$.

📐 Formule — La relation entre l’énergie libre standard et la constante d’équilibre est $\Delta G^\circ_{rxn}=-RT\ln K$, avec R = 8,31 J/(mol·K).

• Les effets des perturbations sont: une augmentation de la température déplace l’équilibre vers la droite, une augmentation de la pression déplace l’équilibre vers la gauche, une augmentation de la concentration des réactifs déplace l’équilibre vers la droite

📌 L’état stationnaire maintient des concentrations approximativement constantes grâce à un apport d’énergie, tandis que l’équilibre thermodynamique correspond à un minimum d’énergie libre.

• Pour la synthèse de l’ammoniac N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), ΔH°rxn = −92,4 kJ, ΔS°rxn = −198,7 J/K et ΔG°rxn ≈ −32,9 kJ à 298 K et 1 bar.

💡 Astuce mémo

Perturbation de l’équilibre → déplacement qui s’y oppose

📊 Tableaux de synthèse

Types de matière

Critères thermodynamiques