Fiche de révision : Révisions de chimie et acido-basique

📋 Plan du Cours

1. Quantité de matière et concentrations
2. Formules et nomenclature organiques
3. Préparations et dilutions
4. Gaz, liquides et densité
5. Tableau d’avancement et titrage
6. Acides, bases et couples
7. Réactions acido-basiques
8. pH et mesures expérimentales

📖 1. Quantité de matière et concentrations

★ À maîtriser

📐 Formule — La concentration molaire vérifie $C=\frac{n}{V}$, avec n en mol et V en L.

📐 Formule — La quantité de matière vérifie $n=\frac{m}{M}$, avec m en g et M en g·mol⁻¹.

📐 Formule — La concentration massique vérifie $C_m=\frac{m}{V}=C\times M$ et s’exprime en g·L⁻¹.

📐 Formule — Pour un gaz, la quantité de matière vérifie $n=\frac{V}{V_m}$, où V_m est le volume molaire en L·mol⁻¹.

Compléments

• Les conversions utiles sont:
  • 1 cm³ = 1 mL
  • 1 dm³ = 1 L
  • 1 m³ = 1000 L

📖 2. Formules et nomenclature organiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Groupe carboxyle : le groupe caractéristique des acides carboxyliques, noté –C(=O)OH

★ À maîtriser

• Les trois premiers acides carboxyliques sont:
  • l’acide méthanoïque
  • l’acide éthanoïque
  • l’acide propanoïque

Compléments

• L’acide éthanoïque a pour formule semi-développée CH₃–C(=O)–OH et pour formule brute C₂H₄O₂.

• L’acide propanoïque a pour formule semi-développée CH₃–CH₂–C(=O)–OH et pour formule brute C₃H₆O₂.

• Dans les représentations de Lewis:

  • le carbone forme 4 liaisons
  • l’oxygène forme 2 liaisons
  • l’hydrogène forme 1 liaison
  • l’azote forme 3 liaisons

💡 Astuce mémo

Brute → semi-développée → développée

📖 3. Préparations et dilutions

★ À maîtriser

• Pour préparer une solution, on pèse le soluté, on l’introduit dans une fiole jaugée, on ajoute le solvant jusqu’au trait de jauge, puis on mélange.

📐 Formule — Lors d’une dilution, la quantité de matière de soluté se conserve selon $C_{mère}V_{prélevé}=C_{fille}V_{fille}$.

📐 Formule — Le facteur de dilution vérifie $f=\frac{C_{mère}}{C_{fille}}=\frac{V_{fille}}{V_{prélevé}}$ et est supérieur à 1.

Compléments

• Une dilution par 10 d’une solution de concentration 1,0×10⁻¹ mol·L⁻¹ donne une solution de concentration 1,0×10⁻² mol·L⁻¹.

• Pour préparer 100 mL d’une solution fille par dilution d’un facteur 10, il faut prélever 10 mL de solution mère avec une pipette jaugée et compléter dans une fiole jaugée de 100 mL.

💡 Astuce mémo

Dilution → quantité de soluté conservée

📖 4. Gaz, liquides et densité

★ À maîtriser

📐 Formule — La masse volumique vérifie $\rho=\frac{m}{V}$ et concerne la masse totale d’un corps par unité de volume.

📐 Formule — La densité vérifie $d=\frac{\rho_{corps}}{\rho_{eau}}$ et est sans unité.

Compléments

• La masse volumique de l’eau vaut 1,0 g·mL⁻¹, soit 1000 kg·m⁻³ ou 1,0 kg·L⁻¹.

• Pour une solution de 100 mL contenant 0,010 mol de chlorure de sodium de masse molaire 58,5 g·mol⁻¹, la concentration massique vaut 5,85 g·L⁻¹ et la densité vaut 1,04.

• Pour prélever 0,19 mol d’hexane de masse molaire 86 g·mol⁻¹ et de masse volumique 0,66 g·cm⁻³, il faut mesurer environ 25 cm³.

💡 Astuce mémo

Masse volumique de la solution ≠ concentration massique du soluté

📖 5. Tableau d’avancement et titrage

★ À maîtriser

• 🔄 L’étude quantitative d’une réaction suit les étapes suivantes:
  1. Écrire l’équation
  2. Calculer les quantités initiales
  3. Déterminer le réactif limitant
  4. Calculer l’avancement maximal
  5. Établir l’état final

📐 Formule — Pour la réaction entre les ions aluminium et hydroxyde, l’équation est $Al^{3+}(aq)+3HO^-(aq)\rightarrow Al(OH)_3(s)$.

• Lors d’un titrage, on prélève l’espèce à doser, on ajoute progressivement le réactif titrant avec une burette et on repère l’équivalence grâce à un indicateur ou une mesure adaptée.

Compléments

📐 Formule — La réaction entre le zinc et l’acide chlorhydrique s’écrit $Zn(s)+2H^+(aq)\rightarrow Zn^{2+}(aq)+H_2(g)$.

📐 Formule — La réaction entre l’aluminium et les ions hydrogène s’écrit $2Al(s)+6H^+(aq)\rightarrow 2Al^{3+}(aq)+3H_2(g)$.

• À pression atmosphérique, le volume molaire des gaz utilisé dans les exercices vaut 24,0 L·mol⁻¹.

💡 Astuce mémo

Équation → réactif limitant → état final

📖 6. Acides, bases et couples

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Brønsted — une espèce chimique capable de céder un proton H⁺
• Base de Brønsted : Brønsted — une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons H⁺
• Couple acide/base : Un couple acide/base regroupe deux espèces conjuguées qui se transforment l’une en l’autre par gain ou perte d’un proton, selon $AH=A^-+H^+$.
• Amphotère : une espèce qui peut se comporter soit comme un acide, soit comme une base

★ À maîtriser

• Les couples de l’eau sont H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻.

Compléments

• Les couples de l’acide carbonique sont H₂CO₃/HCO₃⁻ et HCO₃⁻/CO₃²⁻.

• Les amines sont des bases ; l’ammoniac NH₃ appartient au couple NH₄⁺/NH₃.

💡 Astuce mémo

Acide cède H+ ; base capte H+

📖 7. Réactions acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction acido-basique : la réaction de l’acide d’un couple avec la base d’un autre couple, avec transfert d’un ou plusieurs protons

★ À maîtriser

📐 Formule — La réaction entre l’ion oxonium et l’ion hydroxyde s’écrit $H_3O^+(aq)+HO^-(aq)\rightleftharpoons 2H_2O(l)$.

📐 Formule — La réaction entre l’acide éthanoïque et l’ion hydroxyde s’écrit $CH_3COOH(aq)+HO^-(aq)\rightarrow CH_3COO^-(aq)+H_2O(l)$.

Compléments

📐 Formule — Avec le BBT et l’acide éthanoïque, la réaction s’écrit $In^-(aq)+CH_3COOH(aq)\rightarrow InH(aq)+CH_3COO^-(aq)$.

• Le BBT est jaune en milieu acide et bleu en milieu basique ; sa transformation observée est In⁻ → InH.

💡 Astuce mémo

Transfert de H+ → formation des bases et acides conjugués

📖 8. pH et mesures expérimentales

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution tampon : une solution dont le pH varie peu lorsqu’on ajoute une petite quantité d’acide, de base ou lorsqu’on la dilue modérément

★ À maîtriser

📐 Formule — Le pH d’une solution aqueuse diluée vérifie $pH=-\log\left(\frac{[H_3O^+]}{c^°}\right)$ avec c° = 1 mol·L⁻¹.

📐 Formule — La concentration effective en ions oxonium se déduit du pH par $[H_3O^+]=c^°\times10^{-pH}$.

• Le papier pH permet une détermination approximative à l’unité près, tandis qu’un pH-mètre mesure le pH avec une incertitude de l’ordre de 0,05 unité de pH.

Compléments

• À 25 °C, le pH d’une solution aqueuse est compris entre 0 et 14.

• Les principales sources d’imprécision sont: une électrode mal rincée, des mesures de volumes imprécises, un mauvais réglage, un étalonnage imparfait avec les solutions tampons

📊 Tableaux de synthèse

Grandeurs de concentration et de masse