Fiche de révision : Chimie générale : notions fondamentales

📋 Plan du Cours

1. États et composition de la matière
2. Atomes, molécules et quantités chimiques
3. Solutions et concentrations
4. Modèles et structure de l’atome
5. Isotopes et masse atomique
6. Cohésion et énergie nucléaires
7. Radioactivité et décroissance
8. Ondes et quantification de la lumière
9. Quantification de la lumière
10. Spectre et modèle de Bohr
11. Rayon et énergie de l’hydrogène
12. Nombres quantiques et remplissage
13. Classification périodique et familles
14. Gaz parfaits et transformations
15. Premier principe et enthalpie
16. Chaleur et enthalpie des réactions
17. Lois de Hess et énergies chimiques
18. Liaisons ioniques et covalentes

📖 1. États et composition de la matière

🔑 Notions clés & Définitions

• États de la matière : La matière existe sous trois états principaux : solide, liquide et gazeux.
• Corps pur simple : Constitué d’un seul type d’élément, comme O₂, O₃, H₂ ou Fe.
• Corps pur composé : Constitué de deux ou plusieurs éléments, comme H₂O, FeCl₂, HCl ou H₂SO₄.

📝 Points essentiels

📌 La matière se présente sous forme de mélanges homogènes ou hétérogènes et de corps purs simples ou composés.

• Les changements d’état comprennent:
  • la fusion du solide vers le liquide
  • la vaporisation du liquide vers le gaz
  • la sublimation du solide vers le gaz

💡 Astuce mémo

Mélange hétérogène → mélange homogène → corps pur

📖 2. Atomes, molécules et quantités chimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Une particule microscopique indivisible lors des transformations chimiques, caractérisée par un élément donné.
• Élément chimique : Une espèce donnée d’atomes caractérisée par un numéro atomique Z et un nombre massique A.
• Mole : La quantité d’atomes contenue dans 12 g de carbone 12, soit environ 6,023 × 10²³ entités.
• Masse molaire : La masse d’une mole d’atomes et s’exprime généralement en g·mol⁻¹.
• Molécule : Une union de deux ou plusieurs atomes liés entre eux et constitue la plus petite partie d’un composé ayant les propriétés de ce composé.

★ À maîtriser

📌 Lors d’une réaction chimique, les atomes ne sont ni créés ni détruits ; ils se recombinent. — Lavoisier

• La constante d’Avogadro vaut approximativement $N_A=6{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$.

Compléments

📐 Formule — La masse molaire moléculaire est la somme des masses atomiques des éléments constituants : $M_{NaOH}=M_{Na}+M_O+M_H=40\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$.

• Un gaz composé de 81,1 % de bore et de 18,9 % d’hydrogène, de masse molaire 53,32 g·mol⁻¹, a pour formule moléculaire B₄H₁₀.

💡 Astuce mémo

Atome = unité d’un élément ; molécule = assemblage d’atomes

📖 3. Solutions et concentrations

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution : Obtenue par dissolution d’un soluté dans un solvant, et elle est aqueuse lorsque le solvant est l’eau.

★ À maîtriser

📐 Formule — La concentration molaire est la quantité de matière de soluté par volume de solution : $C_A=[A]=\frac{n_A}{V_{sol}}$.

📐 Formule — La concentration massique est la masse de soluté par volume de solution : $C_m=\frac{m_A}{V_{sol}}=C_A M$.

• 🔄 La dilution consiste à:
  1. ajouter du solvant à la solution mère
  2. obtenir une solution fille moins concentrée
  3. conserver la quantité de matière dissoute

📐 Formule — Lors d’une dilution, la quantité de matière se conserve selon $C_0V_0=C_1V_1$.

Compléments

📌 Une solution est saturée lorsque le solvant ne peut plus dissoudre le soluté.

📐 Formule — La normalité est la concentration molaire multipliée par le facteur d’équivalence : $N=C_M Z$.

📐 Formule — La molalité d’un constituant est la quantité de matière divisée par la masse du solvant : $b_i=\frac{n_i}{m_{solvant}}$.

📐 Formule — Pour deux constituants, les fractions molaires sont $x_1=\frac{n_1}{n_1+n_2}$ et $x_2=\frac{n_2}{n_1+n_2}$.

💡 Astuce mémo

Dissolution du soluté dans le solvant → formation d’une solution

📖 4. Modèles et structure de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Numéro atomique : Le nombre de protons du noyau et fixe la charge nucléaire +Ze.
• Nombre massique : Le nombre total de nucléons, égal à la somme des protons et des neutrons.

★ À maîtriser

• Dans l’expérience de Rutherford, la majorité des particules alpha traversent une feuille d’or sans déviation, quelques-unes sont déviées et environ une sur 2 × 10⁴ à 3 × 10⁴ est renvoyée vers l’arrière. — E. Rutherford, 1909

📌 Le modèle de Rutherford décrit un atome presque vide dont le noyau positif concentre l’essentiel de la masse et autour duquel se déplacent les électrons. — E. Rutherford, 1911

• Un atome neutre contient autant de protons que d’électrons, tandis qu’un ion a gagné ou perdu des électrons.

Compléments

• Le modèle de Thomson représente l’atome comme une sphère de charge positive contenant des électrons de charge négative. — J. J. Thomson, 1897

• Le diamètre d’un atome est de l’ordre de 10⁻¹⁰ m, tandis que celui du noyau est de l’ordre de 10⁻¹⁵ m.

💡 Astuce mémo

Thomson → Rutherford → noyau et électrons

📖 5. Isotopes et masse atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotopes : Des atomes ayant le même nombre de protons Z mais des nombres différents de neutrons et donc des nombres massiques A différents.

★ À maîtriser

• Les isotopes d’un même élément possèdent les mêmes propriétés chimiques mais des nombres massiques différents.

• 🔄 Dans un spectromètre de masse, les ions sont:

  1. créés par bombardement électronique
  2. accélérés par un champ électrique
  3. déviés par un champ magnétique
  4. détectés selon leur masse

📐 Formule — La masse atomique moyenne est une moyenne pondérée des masses isotopiques par leurs abondances : $M_{moy}=\frac{M_1A_1+M_2A_2+M_3A_3}{100}$.

Compléments

• Le cuivre naturel contient 69 % de ⁶³Cu et 31 % de ⁶⁵Cu, tandis que le carbone naturel contient 98,9 % de ¹²C et 1,1 % de ¹³C.

💡 Astuce mémo

Même Z pour les isotopes ; A différent selon les neutrons

📖 6. Cohésion et énergie nucléaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronvolt : L’énergie gagnée par un électron soumis à une différence de potentiel de 1 volt, soit 1,6 × 10⁻¹⁹ J.

★ À maîtriser

📐 Formule — La formation d’un noyau s’accompagne d’un défaut de masse converti en énergie de liaison selon $\Delta E=\Delta m c^2$.

📌 Les noyaux dont l’énergie moyenne de liaison par nucléon est comprise entre 6 et 9 MeV sont stables, et leur stabilité augmente lorsque cette énergie moyenne augmente.

Compléments

• La formation d’un noyau d’hélium libère environ 4,54 × 10⁻¹² J par noyau et 28,37 MeV.

💡 Astuce mémo

Défaut de masse → énergie de liaison → cohésion du noyau

📖 7. Radioactivité et décroissance

🔑 Notions clés & Définitions

• Radioactivité : La transformation spontanée de noyaux atomiques accompagnée de l’émission d’un rayonnement et conduisant d’un noyau père à un noyau fils.

★ À maîtriser

📐 Formule — Lors d’une désintégration alpha, $^{A}_{Z}X\rightarrow{}^{A-4}_{Z-2}Y+{}^{4}_{2}He+\gamma$.

📐 Formule — Lors d’une désintégration bêta moins, $^{A}_{Z}X\rightarrow{}^{A}_{Z+1}Y+e^-+\bar\nu+\gamma$.

📐 Formule — Lors d’une désintégration bêta plus, $^{A}_{Z}X\rightarrow{}^{A}_{Z-1}Y+e^++\nu+\gamma$.

📐 Formule — La loi de décroissance radioactive est $N_t=N_0e^{-\lambda t}$, où λ est la constante radioactive caractéristique d’un isotope.

📐 Formule — L’activité radioactive est le nombre de désintégrations par unité de temps : $A=-\frac{dN}{dt}=\lambda N$.

📐 Formule — La période radioactive est donnée par $T=\frac{\ln 2}{\lambda}=\frac{0{,}693}{\lambda}$ et correspond au temps nécessaire pour que la moitié des noyaux initiaux se désintègrent.

Compléments

• Le rayonnement gamma est constitué de photons dont la longueur d’onde dans le vide est comprise entre 10⁻¹⁴ et 10⁻¹² m.

• Les trois familles radioactives naturelles sont:

  • la famille de l’uranium avec A = 2n + 2
  • la famille de l’actino-uranium avec A = 4n + 3
  • la famille du thorium avec A = 4n

• L’unité de l’activité radioactive est le becquerel, avec 1 Bq = 1 désintégration par seconde, et 1 Ci = 13,7 × 10¹⁰ Bq.

• Le carbone 14 est un émetteur bêta moins dont la demi-vie est de 5730 années et il permet de dater des objets anciens jusqu’à environ 40 000 ans.

💡 Astuce mémo

Désintégration → activité → demi-vie

📖 8. Ondes et quantification de la lumière

📝 Points essentiels

📐 Formule — Une onde lumineuse électromagnétique se propage dans le vide à la vitesse $c=3\times10^8\ \mathrm{m\,s^{-1}}$.

📐 Formule — La longueur d’onde, la période et la fréquence vérifient $\lambda=cT$ et $\nu=\frac{c}{\lambda}=\frac{1}{T}$.

📐 Formule — Selon la théorie quantique, l’énergie d’un photon est $\Delta E=h\nu=h\frac{c}{\lambda}$, avec $h=6{,}62\times10^{-34}\ \mathrm{J\,s}$. — Planck

• Dans l’effet photoélectrique, une lumière de fréquence suffisante arrache des électrons à une plaque métallique à partir d’une fréquence seuil caractéristique du métal. — Einstein

💡 Astuce mémo

Lumière onde par λ et ν ; lumière corpusculaire par photons

📖 9. Quantification de la lumière

🔑 Notions clés & Définitions

• Photon : Planck — Un photon est un paquet d’énergie infiniment petit transporté par un rayonnement lumineux.
• Effet photoélectrique : Einstein — L’effet photoélectrique est l’émission d’électrons par un métal irradié avec une lumière dont la fréquence dépasse une fréquence seuil propre au métal.

📝 Points essentiels

📐 Formule — L’énergie d’un photon vérifie $\Delta E=h\nu=\frac{hc}{\lambda}$, avec $h=6{,}62\times10^{-34}\ \mathrm{J.s}$.

📌 Un électron est émis lorsque l’énergie du photon vérifie $\Delta E_{ph}\geq\Delta E_0$, et il n’y a pas d’effet photoélectrique lorsque $\Delta E_{ph}<\Delta E_0$.

💡 Astuce mémo

Fréquence suffisante → électrons arrachés

📖 10. Spectre et modèle de Bohr

★ À maîtriser

• Le spectre d’émission de l’hydrogène est constitué de radiations monochromatiques de longueurs d’onde bien définies dans l’ultraviolet, le visible et l’infrarouge.

• Lorsqu’un électron excité revient vers un niveau d’énergie plus bas, l’atome émet un photon correspondant à la différence d’énergie entre les deux niveaux.

📐 Formule — La relation de Ritz pour l’hydrogène est $\frac{1}{\lambda}=R_H\left(\frac{1}{n_1^2}-\frac{1}{n_2^2}\right)$, avec $n_2>n_1$ et $R_H=109677{,}6\ \mathrm{cm^{-1}}$ expérimentalement. — Rydberg

Compléments

• Les principales séries sont:
  • Lyman : n₁=1, ultraviolet
  • Balmer : n₁=2, visible
  • Paschen : n₁=3, infrarouge
  • Brackett : n₁=4, infrarouge
  • Pfund : n₁=5, infrarouge

💡 Astuce mémo

Excitation → transition → photon

📖 11. Rayon et énergie de l’hydrogène

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : L’énergie d’ionisation de l’hydrogène est l’énergie nécessaire pour faire passer l’électron d’un niveau n vers un niveau tendant vers l’infini et l’arracher à l’atome.

★ À maîtriser

📐 Formule — Le rayon de la n-ième orbite de Bohr de l’hydrogène vérifie $r_n=a_0n^2$, avec $a_0=0{,}5290\ \mathring{A}$.

📐 Formule — L’énergie de l’hydrogène est quantifiée selon $E_n=\frac{E_1}{n^2}=-\frac{13{,}6}{n^2}\ \mathrm{eV}$, avec $E_1=-13{,}6\ \mathrm{eV}$.

📐 Formule — Pour une transition électronique, l’énergie échangée vérifie $|\Delta E|=|E_{n_f}-E_{n_i}|=h\nu=\frac{hc}{\lambda}$.

Compléments

📐 Formule — Pour un ion hydrogénoïde de charge nucléaire Z, les relations sont $r_n=a_0\frac{n^2}{Z}$ et $E_n=-13{,}6\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}$.

💡 Astuce mémo

Rayon croît comme n², énergie décroît comme 1/n²

📖 12. Nombres quantiques et remplissage

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Le nombre quantique principal n définit le niveau d’énergie et la couche électronique de l’électron.
• Couche de valence : La couche de valence est la couche électronique de plus grand nombre quantique principal et ses électrons participent principalement aux liaisons chimiques.

★ À maîtriser

• Le nombre quantique azimutal l prend, pour une valeur donnée de n, les valeurs 0, 1, 2 jusqu’à n−1 et définit la forme de l’orbitale.

📌 Deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. — Pauli

📌 Dans une même sous-couche, les électrons occupent d’abord le maximum d’orbitales avec des spins parallèles. — Hund

Compléments

• Le nombre quantique magnétique m prend 2l+1 valeurs de −l à +l et définit l’orientation de l’orbitale.

💡 Astuce mémo

n → l → m → s

📖 13. Classification périodique et familles

★ À maîtriser

• Les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant, et les éléments d’une même colonne possèdent une structure électronique externe similaire.

• Le tableau périodique standard comporte 7 périodes et 18 groupes, dont 8 groupes du bloc A et 10 groupes du bloc B.

• Le bloc s comprend les groupes IA et IIA, le bloc p comprend les configurations ns²np¹ à ns²np⁶, le bloc d correspond aux éléments de transition et le bloc f aux lanthanides et aux actinides.

• Les alcalins possèdent un électron de valence, les alcalino-terreux en possèdent deux, les halogènes en possèdent sept et les gaz rares possèdent une couche externe saturée.

📌 La règle de l’octet indique que les atomes tendent à acquérir une configuration externe stable de type s²p⁶, analogue à celle du gaz rare le plus proche.

Compléments

• La classification périodique de Mendeleïev a été établie en 1869.

💡 Astuce mémo

Métaux : cèdent ; halogènes : gagnent

📖 14. Gaz parfaits et transformations

🔑 Notions clés & Définitions

• Gaz parfait : Un gaz parfait est un gaz dont les particules sont suffisamment éloignées pour que leurs interactions soient négligeables.

★ À maîtriser

📐 Formule — Un gaz parfait vérifie $PV=nRT$ et la température absolue est donnée par $T(\mathrm K)=T(°\mathrm C)+273$.

📐 Formule — Pour une transformation réversible, le travail élémentaire reçu par le système vérifie $\delta w=-P\,dV$.

📐 Formule — Pour une transformation adiabatique réversible, on a $PV^\gamma=\mathrm{Cste}$, $Q=0$ et $W=\Delta U$.

Compléments

• La constante des gaz parfaits vaut $R=0{,}082\ \mathrm{atm.L.K^{-1}.mol^{-1}}$ ou $R=8{,}31\ \mathrm{J.K^{-1}.mol^{-1}}$ selon les unités utilisées.

📐 Formule — Pour une transformation isotherme réversible d’un gaz parfait, le travail est $W=-nRT\ln\left(\frac{V_2}{V_1}\right)$.

💡 Astuce mémo

Isobare, isochore, isotherme, adiabatique

📖 15. Premier principe et enthalpie

🔑 Notions clés & Définitions

• Premier principe : Le premier principe affirme que la variation d’énergie d’un système fermé est égale à la chaleur et au travail échangés avec le milieu extérieur.
• Enthalpie : L’enthalpie est la fonction d’état définie par $H=U+PV$.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Pour un système fermé, la variation d’énergie s’écrit $\Delta E=\Delta U+\Delta E_c+\Delta E_p=W+Q$.

📐 Formule — La variation d’énergie interne est une fonction d’état vérifiant $\Delta U=U_f-U_i=\int dU$, tandis que le travail dépend du chemin suivi.

📌 À pression constante, la chaleur de réaction vérifie $\Delta H=Q_p$; une réaction est exothermique si $\Delta H<0$ et endothermique si $\Delta H>0$.

💡 Astuce mémo

Chaleur et travail → variation d’énergie

📖 16. Chaleur et enthalpie des réactions

🔑 Notions clés & Définitions

• Chaleur de réaction : Quantité de chaleur absorbée ou émise lors d’une réaction chimique à une température donnée.

★ À maîtriser

📌 Une chaleur de réaction négative indique que la réaction émet de la chaleur, tandis qu’une chaleur positive indique qu’elle en absorbe.

📐 Formule — À pression constante, la chaleur de réaction vérifie $Q_p=\Delta H$, tandis qu’à volume constant elle vérifie $Q_V=\Delta U$.

Compléments

• La chaleur de réaction dépend de: du nombre de moles des produits et des réactifs, de la température, de la pression, de l’état physique des réactifs et des produits

📐 Formule — Pour une transformation isotherme, $\Delta U=\Delta H=0$ et $Q=-W$.

• Pour l’oxydation du carbone en monoxyde de carbone à 298 K et 1 atm, $\Delta H=-26{,}416\ \mathrm{cal}$ et $\Delta U=-322{,}479\ \mathrm{cal}$ selon les valeurs données dans l’exemple.

💡 Astuce mémo

Q<0 libère de la chaleur, Q>0 en absorbe

📖 17. Lois de Hess et énergies chimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• État standard : Température de 298 K et permet d’utiliser les enthalpies de formation des constituants.
• Cycle de Hess : Exploite le fait que l’enthalpie est une fonction d’état indépendante du chemin suivi entre les états initial et final.

★ À maîtriser

📐 Formule — La loi de Hess donne la variation d’enthalpie d’une réaction par $\Delta H_r=\sum u_i\Delta H_i(\mathrm{produits})-\sum u_i\Delta H_i(\mathrm{réactifs})$, où $u_i$ est le coefficient stœchiométrique.

📐 Formule — Lorsque la capacité calorifique est constante, la loi de Kirchhoff s’écrit $\Delta H_r(T)=\Delta H_r(298)+\Delta(nC_p)(T-298)$, avec $\Delta(nC_p)=\sum nC_p(\mathrm{produits})-\sum nC_p(\mathrm{réactifs})$.

Compléments

📐 Formule — Dans l’exemple de formation du chlorure d’hydrogène, la variation d’enthalpie vérifie $\Delta H=E_d(\mathrm{H_2})+E_d(\mathrm{Cl_2})+2E_l(\mathrm{HCl})$.

• L’application de la combinaison fixe de Hess à la formation du méthanol donne $\Delta H_r=-216{,}6\ \mathrm{kJ}$ à partir de trois réactions connues.

💡 Astuce mémo

Réaction globale → cycle de Hess → combinaison des réactions

📖 18. Liaisons ioniques et covalentes

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison ionique : Résulte de l’attraction mutuelle entre des anions et des cations formés par transfert d’électrons entre atomes d’électronégativités très différentes.
• Représentation de Lewis : Schématise les électrons de valence avec le symbole de l’élément, des points pour les électrons célibataires et des doublets pour les électrons appariés.
• Liaison covalente : Liaison dans laquelle deux atomes partagent une paire d’électrons, chaque atome apportant un électron célibataire dans le cas d’une liaison simple.
• Liaison dative : Liaison covalente dans laquelle un atome donne seul le doublet partagé et l’autre atome joue le rôle d’accepteur.
• Cinétique chimique : Étude de l’évolution temporelle des systèmes réactionnels, de la vitesse des réactions et des mécanismes réactionnels.
• Molécularité : Nombre de particules qui participent effectivement à une réaction chimique et elle est indiquée par l’équation stœchiométrique.

📝 Points essentiels

• Lors de la formation gazeuse de KCl, le potassium transfère son électron de valence au chlore, ce qui produit un cation K⁺ et un anion Cl⁻.

• Une liaison ionique est d’autant plus forte que l’enthalpie réticulaire est élevée, ce qui correspond à des espèces plus petites et plus chargées.

• La différence d’électronégativité détermine la nature de la liaison : le cours indique une liaison covalente pour Δχ ≤ 1 et une liaison ionique pour Δχ > 2.

• Selon la règle de l’octet, les atomes tendent à acquérir la configuration électronique externe du gaz rare le plus proche, soit généralement deux ou huit électrons de valence.

📐 Formule — L’enthalpie de liaison H–H est de $\Delta H^\circ=+436\ \mathrm{kJ/mol}$ pour la dissociation de H₂ gazeux en deux atomes d’hydrogène.

📌 Plus une liaison covalente est forte, plus sa longueur est petite.

📐 Formule — Pour la réaction $aA+bB\rightarrow cC+dD$, la vitesse vérifie $V=-\frac{1}{a}\frac{d[A]}{dt}=-\frac{1}{b}\frac{d[B]}{dt}=\frac{1}{c}\frac{d[C]}{dt}=\frac{1}{d}\frac{d[D]}{dt}$.

📐 Formule — La loi de vitesse générale s’écrit $V=k[A]^\alpha[B]^\beta$, où α et β sont les ordres partiels et α+β l’ordre global.

📐 Formule — Pour une réaction d’ordre zéro, $[A_0]-[A]=Kt$ et le temps de demi-vie vaut $t_{1/2}=\frac{[A_0]}{2K}$.

📐 Formule — Pour une réaction d’ordre un, $\ln\left(\frac{[A]}{[A_0]}\right)=-Kt$ et $t_{1/2}=\frac{\ln 2}{K}=\frac{0{,}693}{K}$.

💡 Astuce mémo

Électronégativités très différentes : ionique ; voisines : covalente

📊 Tableaux de synthèse

Types de rayonnement radioactif

Principales transformations thermodynamiques