Équilibres Chimiques et Thermodynamique

UNITÉS ET MESURES

Ce chapitre couvre les fondations des mesureset des unités en chimie.

Connaître les unités du SI

• Les unités du Système International (SI) sont essentielles pour la cohérence scientifique.

• Exemples: mètre (m) pour la longueur, kilogramme (kg) pour la masse, seconde (s) pour le temps, ampère (A) pour lecourant électrique, kelvin (K) pour la température, mole (mol) pour la quantité de matière, et candela (cd) pour l'intensité lumineuse.

Distinguer la masse de la quantité de matière

• Masse (m): Mesure de la quantité de matière contenue dans un corps, exprimée en kilogrammes (kg).

• Quantité de matière(n): Nombre de particules (atomes, molécules, ions) dans un échantillon, exprimée en moles (mol).

• Une mole de n'importe quelle substance contient entités (nombre d'Avogadro).

Connaître les préfixes du SI

• Les préfixes modifient les unités de base pour exprimer des multiples ou sous-multiples.

• Tableau des préfixes courants:

  Préfixe	Symbole	Facteur
  Giga	G
  Méga	M
  Kilo	k
  Hecto	h
  Déca	da
  Déci	d
  Centi	c
  Milli	m
  Micro	μ
  Nano	n

Convertir des unités

• La conversion d'unités est cruciale pour résoudre des problèmes.Utiliser des facteurs de conversion appropriés.

• Exemple: Convertir 1,5 kg en grammes.

Utiliser la notation scientifique

• La notation scientifique est utilisée pour exprimer des nombres très grands ou très petits.

• Format: , où et est un entier.

• Exemple: est (masse d'un nucléonen g).

L'ATOME

Ce chapitre explore la structure fondamentale de l'atome et ses propriétés.

Décrire l'atome et les particules qui le composent

• Un atome est la plus petite unité de matière quiconserve les propriétés chimiques d'un élément. Il est principalement constitué de vide.

• Il est composé d'un noyau central et d'un nuage électronique qui l'entoure.

• Les particules subatomiques:

  • Protons (p⁺):Situés dans le noyau, charge positive (+1), masse d'environ 1 unité de masse atomique (u). Leur nombre détermine le numéro atomique (Z).

  • Neutrons (n⁰): Situés dans le noyau, charge neutre (0), masse d'environ1 u. Contribuent à la masse atomique (A).

  • Électrons (e⁻): Orbitent autour du noyau dans le nuage électronique, charge négative (-1), masse négligeable (environ 1/1836 de la masse d'un proton). Leur nombre est égal à celui des protons dans un atome neutre.

Définir le nombre de masse et le numéro atomique

• Numéro atomique (Z): Nombre de protons dans le noyau d'un atome. Il définit l'identité chimique de l'élément.

• Nombre de masse (A): Somme du nombre de protons et de neutrons dans le noyau. Il représente la masse totale des nucléons.

• Notation: , où X est le symbole del'élément.

• Exemple: signifie un atome de carbone avec 6 protons et (12-6)=6 neutrons.

Décrire la structure électronique des atomes de l'hydrogène au calcium

Lastructure électronique est l'arrangement des électrons dans les couches et sous-couches autour du noyau.

• Modèle de Bohr: Les électrons résident dans des couches d'énergie discrètes (K, L, M, N...).

• Règles de remplissage:

  • La couche K (n=1) peut contenir jusqu'à 2 électrons.

  • La couche L (n=2) peut contenir jusqu'à 8 électrons.

  • La couche M (n=3) peut contenir jusqu'à 18 électrons.

  • Lesélectrons remplissent les couches de l'intérieur vers l'extérieur.

• Exemple du Lithium (Li, Z=3): 2 électrons sur la couche K, 1 électron sur la couche L.

• Exemple du Calcium (Ca, Z=20): 2(K), 8(L), 8(M), 2(N).

• Exceptions pour les éléments plus lourds que le calcium (métaux de transition) existent.

Comparer les structures électroniques de deux ions pour dire s'ils sont isoélectroniques ounon

• Des ions ou atomes sont isoélectroniques s'ils possèdent le même nombre total d'électrons et donc la même configuration électronique.

• Exemple: (11 protons, 10 électrons) et (10 protons, 10 électrons) sont isoélectroniques.

• Exemple: (17 protons, 18 électrons) et (18 protons, 18 électrons) sont isoélectroniques.

Reconnaître des isotopes et calculer une masse atomique relative

• Isotopes: Atomes du même élément (même Z) mais ayant un nombre de neutrons différent (donc un A différent).

• Exemple: (hydrogène), (deutérium), (tritium).

• Masse atomique relative (Ar): Moyenne pondérée des masses des isotopes d'un élément, tenant compte de leur abondance naturelle.

• Formule:

• Exemple pour le Cuivre:

  • (69,09%) et (30,91%).

  • .

Connaître et décrire les 3 isotopes de l'hydrogène

• Hydrogène (Protium): (1 proton, 0 neutron). C'est l'isotope le plus courant.

• Deutérium: (1 proton, 1 neutron). Souvent représenté par . Utilisation dans l'eau lourde.

• Tritium: (1 proton, 2 neutrons). Souvent représenté par . Radioactif.

Expliquer la disposition en familles et en périodes du tableau périodique et être capable d'y classer un élémenten fonction de son numéro atomique

• Le tableau périodique classe les éléments selon leurs propriétés chimiques.

• Périodes (lignes): Les éléments d'une même période ont le même nombre de couches électroniques. Le numéro de la période correspond au nombre de couches occupées par les électrons. En se déplaçant de gauche à droite, chaque élément a un proton et un électron supplémentaires.

• Familles (colonnes): Les éléments d'une même famille ont le même nombre d'électrons de valence (électrons sur la couche la plus externe)et donc des propriétés chimiques similaires.

• Pour classer un élément à partir de Z:

  • Déterminer sa configuration électronique pour trouver le nombre de couches (période) et le nombre d'électrons de valence (famille principale).

Connaître les noms des principales familles d'éléments et les propriétés des éléments qui s'y trouvent

• Famille IA (Alcalins): Li, Na, K, etc. Très réactifs avec l'eau, métaux mous, forte tendance à perdre 1 électron (cation +1).

• Famille IIA (Alcalino-terreux): Be, Mg, Ca, etc. Réactifs avec l'eau (moins que les alcalins), métaux assez durs, tendance à perdre 2 électrons (cation +2).

• Famille VIIA (Halogènes): F, Cl, Br, I. Formes diatomiques , oxydants forts, très réactifs, tendance à gagner 1 électron (anion -1).

• Famille VIIIA (Gaz nobles): He, Ne, Ar, etc. Inertes, couche de valence pleine (octet ou duet), ne réagissent pas (ou très peu).

Utiliser la classification périodique pour déterminer la valence des ions

• La valence d'un ion est sacharge électrique.

• Les éléments des familles principales tendent à acquérir une configuration électronique stable (octet ou duet) en perdant ou gagnant des électrons.

• Métaux (Groupes IA, IIA, IIIA): Tendances à perdre des électrons pour former des cations.Valence = numéro de groupe (ex: Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺).

• Non-métaux (Groupes VA, VIA, VIIA): Tendances à gagner des électrons pour former des anions. Valence = (8 - numéro de groupe) avec un signe négatif (ex: N³⁻, O²⁻, F⁻).

Connaître la valence des principaux métaux de transition

• Les métaux de transition (Groupes IIIB à IIB) peuvent avoir plusieurs valences possibles.

• Exemples courants:

  • Fer(Fe): ,

  • Cuivre (Cu): ,

  • Manganèse (Mn): , , , ,

  • Zinc (Zn): (unique)

  • Argent (Ag): (unique)

Classer les éléments selon leur électronégativité en fonctionde leur positionnement dans le tableau périodique

• L'électronégativité () est la capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison chimique vers lui.

• Tendances dans le tableau périodique:

  • Augmente de gauche à droite le long d'une période: Le nombre de protons augmente, le rayon atomique diminue, et les électrons de valence sont plus fortement attirés.

  • Diminue de haut en bas le long d'une famille: Le nombre de couches électroniques augmente, le rayon atomique augmente, et les électrons de valence sont moins fortement attirés.

• Le Fluor (F) est l'élément le plus électronégatif. Le Césium (Cs) est l'un des moins électronégatifs.

Classer leséléments selon leur rayon atomique/ionique en fonction de leur positionnement dans le tableau périodique

• Rayon atomique:

• Tendances dans le tableau périodique:

  • Diminue de gauche à droite le long d'une période:Le nombre de protons augmente, augmentant l'attraction du noyau sur les électrons périphériques, les tirant plus près du centre.

  • Augmente de haut en bas le long d'une famille: Chaque nouvelle période ajoute une couche électronique, ce qui augmente la taille de l'atome.

• Rayon ionique:

• Cations: Le rayon est plus petit que celui de l'atome neutre correspondant car la perte d'électrons réduit la répulsion électron-électron et expose davantage la charge nucléaire.

• Anions: Le rayon est plus grand que celui de l'atome neutre correspondant car le gain d'électrons augmente la répulsion électron-électron et éloigne les électrons du noyau.

MOLÉCULES et LIAISONS

Cechapitre explore les différents types de liaisons chimiques et la géométrie des molécules.

Déterminer le type de liaison en fonction de la différence d'électronégativité entre les deux éléments impliqués dans la liaison

• La différence d'électronégativité () entre deux atomes détermine le type de liaison.

• Liaison covalente pure (non polaire): . Les électrons sont partagés équitablement (ex: considérée comme pure).

• Liaison covalente polarisée: . Les électrons sont partagés inégalement, créant des charges partielles ( et ) (ex: ).

• Liaison ionique: . Transfert complet d'électrons, formant des ions qui s'attirent (ex: ).

• Ces valeurs sont des limites arbitraires; le caractère ionique/covalent est un continuum.

Calculer le nombre d'électrons total ou de valence pour une molécule donnée

• Électrons de valence: Les électrons sur la couche la plus externe d'un atome, impliqués dans les liaisons. Leur nombre correspond au numéro de groupe (pour les groupes principaux).

• Nombre total d'électrons de valence d'une molécule: Somme des électrons de valence de tous les atomes constituant la molécule.

  • Pourles ions, ajouter un électron par charge négative, soustraire un électron par charge positive.

• Exemple: : Carbone (4 e⁻), Hydrogène (1 e⁻ chacun). Total = électrons de valence.

Connaître la structure d'un réseau cristallin ionique

• Un réseau cristallin ionique est une structure ordonnée et répétitive d'ions (cations et anions) maintenus ensemble par des forces électrostatiques.

• Chaque ion est entouré d'ions de charge opposée, maximisant les attractions et minimisant les répulsions.

• Exemple: Le sel de table (NaCl) forme un réseau cubique où chaque est entouré de 6 et vice-versa.

• Ce type de structure confère aux composés ioniques des points de fusion et d'ébullition élevés, et sont souvent des solides cassants.

Dessiner la structure de Lewis de composés simples

• La structure de Lewis représente la connectivité des atomes dans une molécule et la répartition des électrons de valence (sous forme de paires liantes et non-liantes).

• Étapes:

  1. Calculer le nombre total d'électrons de valence.

  2. Identifierl'atome central (souvent le moins électronégatif, jamais H).

  3. Placer les électrons pour former des liaisons simples.

  4. Distribuer les électrons restants sous forme de doublets non-liants pour satisfaire l'octet (ou duet pour H).

  5. Sil'octet n'est pas atteint pour l'atome central, former des liaisons multiples.

• Exemple: : O (6 e⁻), H (1 e⁻). Total = e⁻. O est l'atome central, lié à 2 H. O a 2 doublets non-liants.

Déterminer si une molécule respecte ou non la règle de l'octet

• La règle de l'octet stipule que les atomes tendent à avoir 8 électrons de valence pour atteindre une configuration stable (comme les gaz nobles). Hydrogène suit la règle du "duet" (2 électrons).

• Exceptions:

  • Octet incomplet:Atomes ayant moins de 8 électrons de valence, typiquement le béryllium (Be, 4 e⁻) et le bore (B, 6 e⁻). Ex: .

  • Octet étendu: Atomes dela troisième période et au-delà peuvent accueillir plus de 8 électrons de valence en utilisant leurs orbitales d (ex: P en (10 e⁻), S en (12 e⁻)).

Calculer la charge formelle d'un élément au sein d'une molécule

• La charge formelle (CF) est une charge attribuée à un atome dans une molécule, en supposant que les électrons de liaison sont partagés également entre les atomes, indépendammentde leur électronégativité.

• Formule:

• Exemple: Pour l'azote dans l'ammoniac (): .

• Exemple: Pour l'azote dans l'ionammonium (): .

NOMENCLATURE

Ce chapitre aborde les règles dedénomination des substances chimiques.

Distinguer les corps purs des mélanges et les corps simples des corps composés

• Corps pur: Substance ayant une composition constante et des propriétés physiques et chimiques définies et fixes (point de fusion, d'ébullition, densité...).

  • Corps simple (élémentaire): Composé d'un seul type d'atome. Ex: .

  • Corps composé: Composé de deux ou plusieurs types d'atomes liés chimiquement. Ex: .

• Mélange: Combinaison physique de deux ou plusieurs substances pures (simples ou composées) qui conservent leurs propriétés individuelles. Pas d'interaction chimique.

  • Homogène: Composition uniforme partout, on ne distingue pas les constituants à l'œil nu. Ex: air, eau salée.

  • Hétérogène: Composition non uniforme, on distingue les constituants à l'œil nu. Ex: huile et eau, sable et sucre.

Utiliser correctement les conventions d'écriture chimiques

• Indice: Nombre d'atomes d'un élément au sein d'une molécule, placé en bas àdroite de l'élément. Ne se modifie pas. Ex: (2 atomes d'hydrogène).

• Coefficient stœchiométrique: Nombre de molécules (ou moles) impliquées dans une réaction, placé devant la formule moléculaire. Porte sur toute la formule. Ex: (2 molécules d'eau).

• Exposant: Charge d'un ion, placé en haut à droite. Ex: .

• Parenthèses: Utilisées pour les ions polyatomiques présents plusieurs fois. Ex: (un ion Ba et deux ions OH).

Connaître et utiliser les règles de nomenclature IUPAC pour les substances chimiques minérales et organiquescourantes

• La nomenclature IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) est un système systématique pour nommer les composés chimiques sans ambiguïté.

• Hydroxydes (MOH): Hydroxyde de M (valence du métal en chiffres romains simultiple). Ex: (hydroxyde de calcium), (hydroxyde de fer(III)).

• Acides binaires (HX): X-ure d'hydrogène (IUPAC) ou Acide X-hydrique (usuelle). Ex: (iodure d'hydrogène / acide iodhydrique), (sulfure d'hydrogène / acide sulfhydrique).

• Acides ternaires (HXO): Anion-ite d'hydrogène (ou ic / eux). Ex: (hypochlorite d'hydrogène / acide hypochloreux), (sulfate d'hydrogène / acide sulfurique).

• Sels binaires (MX): X-ure de M (valence si multiple). Ex: (sulfure d'aluminium), (chlorure de fer(III)).

• Sels ternaires (MXO):Anion-ite/-ate de M (valence si multiple). Ex: (nitrite de potassium), (sulfate de sodium).

• Oxydes métalliques (MO): Oxyde deM (valence si multiple). Ex: (oxyde de magnésium), (oxyde de fer(III)).

• Oxydes non métalliques (XO): Préfixe-oxyde de préfixe-X(ex: tétraoxyde de diazote, monoxyde de carbone).

• Sels quaternaires (MHXO): Mono-/Dihydrogéno- anio-ite/-ate de M (valence simultiple). Ex: (dihydrogénophosphate de sodium).

Connaître et utiliser la nomenclature usuelle de certains composés courants

• Certains composés ont des noms communs bien établis:

  • :Sel de cuisine, chlorure de sodium

  • : Soude caustique, hydroxyde de sodium

  • : Chaux éteinte (en poudre) ou eau de chaux (en solution)

  • : Ammoniac

  • : Vinaigre, acide acétique

  • : Peroxyde d'hydrogène, eau oxygénée

  • : Bicarbonatede soude

  • : Gaz carbonique

  • : Rouille, oxyde de fer rouge

Pouvoir associer dans les bonnes proportions un cation et anion afin de former un sel neutre (méthode du chiasme ou autre)

• La méthode du chiasme permet de déterminer la formule chimique d'un composé ionique neutre.

• Étapes:

  1. Déterminer les valences (charges) ducation et de l'anion.

  2. Croiser les valeurs absolues des valences pour obtenir les indices stœchiométriques.

  3. Simplifier les indices s'ils sont des multiples l'un de l'autre.

• Exemple: et -> .

• Exemple: et -> (les "2" sesimplifient).

CHIMIE QUANTITATIVE

Ce chapitre traite des aspects quantitatifs des réactions chimiques.

Savoir que dans une réaction chimique, la masse et la charge se conservent

• Loi de conservation de la masse(Lavoisier): La masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits. "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme."

• Conservation des atomes: Le nombre et la nature des atomes se conservent dans une réaction chimique. Ilssont simplement réarrangés.

• Conservation de la charge: La somme des charges électriques des réactifs est égale à la somme des charges électriques des produits.

Écrire l'équation de dissociation d'un sel dans l'eau

• Lorsqu'un sel ioniquese dissout dans l'eau, il se dissocie en ses ions constitutifs.

• Exemple: .

• Exemple:.

• Les indices stœchiométriques de la formule du sel deviennent les coefficients des ions dans lasolution.

Calculer la masse molaire d'un composé et l'utiliser pour transformer une masse en quantité de matière

• La masse molaire (M) est la masse d'une mole d'une substance, exprimée en g/mol.

• Pourun atome, la masse molaire est numériquement égale à sa masse atomique relative (en u).

• Pour une molécule, la masse molaire est la somme des masses molaires de tous les atomes qui la composent.

• Formule: et .

• Exemple: .

• Si on a 22,00 g de , alors .

Convertir un nombre de moles en nombre d'atomes, d'ions, d'atomes... en utilisant la constante d'Avogadro

• Le nombre d'Avogadro () est le nombre d'entités (atomes, molécules, ions, etc.) dans une mole: .

• Formule: Nombre d'entités = .

• Exemple: Dans 0,50 mol de , il y a molécules de .

• Pour les atomes dans la molécule: atomes de C et atomes de O.

« Se balader » dans une équation chimique

• Les coefficients stœchiométriques d'une équation chimique équilibrée représentent les rapports molaires entre les réactifs et les produits.

• Pour passer d'une quantité (en moles) d'unesubstance à une quantité d'une autre substance dans la même réaction:

  • Diviser la quantité connue par son propre coefficient stœchiométrique.

  • Multiplier par le coefficient stœchiométrique de la substance désirée.

• Exemple: . Si 4 mol de réagissent, combien de mol d'?

  • .

Identifier un éventuel réactif limitant/ en excès

• Le réactif limitant est leréactif qui est entièrement consommé et qui arrête la réaction. Il détermine la quantité maximale de produit(s) qui peut être formé.

• Le réactif en excès est le réactif dont il reste une partie après que la réaction se soit arrêtée.

• Pour identifier le réactif limitant:

  1. Calculer le nombre de moles de chaque réactif.

  2. Pour chaque réactif, diviser le nombre de moles par son coefficient stœchiométrique.

  3. Le réactif ayant le plus petit rapport est le réactif limitant.

Calculer le rendement d'une réaction

• Le rendement théorique est la quantité maximale de produit pouvant être formée à partir d'une quantité donnée de réactifs (déterminée par le réactif limitant).

• Le rendement réel (expérimental) est la quantité de produit effectivement obtenue en laboratoire.

• Le rendement réactionnel (ou pourcentage de rendement) est un rapport:

  • Formule: Rendement (%) = .

  • Le rendement est généralement exprimé en moles ou en masse.

Transformer une concentration massique en concentration molaire

• Concentration massique (Cm): Masse de soluté par litre desolution (g/L).

• Concentration molaire (C): Nombre de moles de soluté par litre de solution (mol/L ou M).

• Pour convertir Cm en C: , où M est la masse molaire dusoluté.

• Exemple: Une solution de à 4 g/L. .

• .

Calculer une fraction molaire

• La fraction molaire () d'un composant est le nombre de moles de ce composant divisé par le nombre total de moles de tous les composants dans le mélange.

• Formule: .

• La somme des fractions molaires de tous les composants est égale à 1.

• La fractionmolaire n'a pas d'unité.

• Exemple: Dans un mélange de 0,1 mol de et 0,9 mol d':

  • .

  • .

Calculer la variation de masse d'un composé si on lui ajoute/retire certaines choses (ex: un sel hydraté qu'on déshydrate, un oxyde auquel on retire ses oxygènes, un oxyde auquel on substitue les oxygènes par un autre ion...)

• Cela implique d'utiliser les masses molaires et les rapports stœchiométriques.

• Sel hydraté à déshydrater:

  • Exemple: (sulfate de cuivre(II) pentahydraté) a une masse molaire de 249,69 g/mol.

  • Pour obtenir anhydre (159,61 g/mol) à partir de 10 g de sel hydraté:

  • Masse de .

Calculer une masse volumique

• La masse volumique () est la masse d'une substance par unité de volume.

• Formule: .

• Unités courantes: g/mL, g/cm³, kg/L.

• Exemple: Si 10 mL d'une solution pèsent 18 g, alors .

• La masse volumique est sensible à la température et à la concentration.

Différencier une masse volumique d'une densité

• Masse volumique (): Propriété intrinsèque d'une substance,masse par unité de volume (ex: g/mL).

• Densité (d): Rapport de la masse volumique d'une substance à la masse volumique d'une substance de référence (généralement l'eau à 4°C, soit 1 g/mL). Ladensité est une quantité sans dimension (pas d'unité).

• Formule: .

• Exemple: Si et , alors .

Résoudre un exercice type : « déterminez si la solution présentée avec les concentrations en sels suivante a pu être préparée à partir des sels xy et z. »

• Ce type de problème implique la conservation de la matière et les équilibres de charge.

• Étapes:

  1. Convertir toutes les concentrations de sels et d'ions en moles.

  2. Vérifier la balance des charges:La somme des charges positives doit être égale à la somme des charges négatives.

  3. Analyser les sources possibles des ions: Chaque sel d'origine apporte des ions spécifiques.

  4. Déterminer si les quantités d'ions peuvent être formées à partir de la combinaison des sels de départ proposés.

Calculer la concentration d'une solution après dilution

• La dilution est le processus de réduction de la concentration d'une solution en ajoutant du solvant.

• La quantité de soluté se conserve pendant la dilution.

• Formule de dilution: .

  • : Concentration initiale, : Volume initial.

  • : Concentration finale, : Volume final.

• Exemple: Diluer 10 mL d'une solution 10 M d'HCl par un facteur 4. Le volume final sera . La concentration finale sera .

Résoudre un problème de posologie

• La posologie indique la dose et la fréquence d'administration d'un médicament.

• Les problèmes de posologie impliquent souvent des calculs de masse, de volume, et desconversions d'unités pour adapter la dose à un patient (ex: mg/kg/jour).

• Exemple: Antibiotique de 90 mg/kg/jour en 3 prises pour un enfant de 10 kg.

  • Dose journalière: .

  • Dose par prise: .

GAZ PARFAITS

Ce chapitre se concentre sur le comportement des gaz idéaux et les lois qui les régissent.

Connaître les noms des processus de changement de phase entre tous les états de la matière

• Solide Liquide: Fusion (solide liquide), Solidification (liquide solide).

• Liquide Gaz: Vaporisation (liquide gaz), Condensation liquide (gaz liquide).

• Solide Gaz: Sublimation (solide gaz), Condensation solide (gaz solide).

Connaître les proportions approximatives des gaz les plus présents dans l'atmosphère

• L'atmosphère terrestre est un mélange de gaz.

• Azote (): Environ 78%.

• Oxygène (): Environ 21%.

• Argon (Ar): Environ 0,9%.

• Dioxyde de carbone (): Environ 0,04%.

• Autres gaz (néon, hélium, méthane, etc.) en traces.

Connaître les valeurs de pression de l'atmosphère standard, exprimées dans les unités de pression les plus fréquentes

• La pression atmosphérique standard au niveau de la mer est:

  • 1 atmosphère (atm).

  • 101325 Pascals (Pa) ou 1013,25 hectopascals (hPa).

  • 760 millimètres de mercure (mmHg) ou 760 Torr.

  • 1,01325 bar.

Connaître et être capable d'utiliser la loi des gaz parfaits pV=nRT

• La loi des gaz parfaits décrit le comportement d'un gaz idéal.

• Formule: .

  • : Pression (en Pa ou atm).

  • : Volume (en ou L).

  • : Nombre de moles(en mol).

  • : Constante des gaz parfaits (valeur dépend des unités: ou ).

  • : Température absolue (en Kelvin).

• Un "gaz parfait" est un gaz hypothétique dont les particules n'ont pas de volume propre et n'interagissent pas entre elles. Les gaz réels s'en rapprochent à bassepression et haute température.

Connaître le volume molaire d'un gaz dans les CNTP et CSTP

• Le volume molaire est le volume occupé par une mole de gaz.

• CNTP (Conditions Normales de Température et de Pression):

  • Température: (273,15 K).

  • Pression: 1 atm (101325 Pa).

  • Volume molaire: 22,4 L/mol.

• CSTP (Conditions Standard de Température et de Pression):

  • Température: (298,15 K).

  • Pression: 1 atm.

  • Volume molaire: 24,4 L/mol.

Connaître et utiliser la loi générale des gaz parfaits

• La loi générale des gaz permet de comparer l'état d'un gaz dans deux conditions différentes (état initial 1 et état final 2).

• Formule: .

• Attention: La température () doit toujours être en Kelvin.

• Elle englobe les lois spécifiques (Boyle-Mariotte, Charles, Gay-Lussac, Avogadro) en fixant certaines variables.

Connaître et utiliser la loi de Dalton faisant le lien entre la pression totale, la pression partielle d'un gaz et sa fraction molaire

• La loi des pressions partielles de Dalton: La pression totale d'un mélange de gaz est la somme des pressions partielles de chaque gaz composant le mélange.

• Formule: .

• La pression partielle () d'un gaz () dans un mélange est la pression que ce gaz exercerait s'il était seul dans le même volume et à la même température.

• Lien avec la fraction molaire: .

  • : fraction molaire du gaz .

Calculer la masse molaire d'un gaz pour un exercice de type « on a entièrement vaporisé une masse x d'un échantillon. Àtelle T, sa pression est de autant pour un volume machin, calculez sa masse molaire. »

• Ce type d'exercice utilise la loi des gaz parfaits pour trouver le nombre de moles, puis la masse molaire.

• Étapes:

  1. Utiliser pour calculer (nombre de moles) à partir de .

  2. La masse de l'échantillon () est donnée.

  3. Calculer la masse molaire: .

THERMODYNAMIQUE

Ce chapitre aborde les concepts d'énergie, de chaleur et de leurs transferts dans les systèmes chimiques.

Comprendre comment la température est reliée à l'agitation des particules

• La températureest une mesure du degré d'agitation cinétique moyen des particules (atomes ou molécules) d'une substance.

• Plus la température est élevée, plus les particules sont agitées et plus leur énergie cinétique moyenne est grande.

• À (zéro absolu),l'agitation des particules est minimale (mais pas nulle pour des raisons quantiques).

Relier le signe d'une variation d'enthalpie à une réaction exothermique ou endothermique

• L'enthalpie (H) est l'énergie totale d'unsystème à pression constante.

• La variation d'enthalpie () représente la quantité de chaleur échangée lors d'une réaction à pression constante.

• Réaction exothermique: Échange qui libére de la chaleur vers l'environnement. . .

• Réaction endothermique: Échange qui absorbe de la chaleur du l'environnement. . .

• On ne peut mesurer que les variations d'enthalpie, pas l'enthalpie absolue.

Définir une réaction endothermique ou exothermique

• Une réaction exothermique est une réaction chimique qui dégage de l'énergie (généralement sous forme de chaleur) vers son environnement. Les produits ont une énergie potentielle plus basse que les réactifs. (Ex: combustion).

• Une réaction endothermique est une réaction chimique qui absorbe de l'énergie (généralement sous forme de chaleur) de son environnement. Lesproduits ont une énergie potentielle plus élevée que les réactifs. (Ex: fonte de la glace, photosynthèse).

ÉQUILIBRES CHIMIQUES

Ce chapitre explore la notion d'équilibre dans les systèmes chimiques réversibles.

Définir un étatd'équilibre et les conditions à respecter pour être à l'équilibre

• Un état d'équilibre chimique est un état dynamique où les concentrations des réactifs et des produits restent constantes dans le temps, bien que les réactions directe et inverse se produisent toujours.

• À l'équilibre, la vitessede la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction indirecte (inverse).

• Conditions pour atteindre l'équilibre:

  1. Le système doit être fermé (pas d'échange de matière avec l'environnement).

  2. La température doit être constante.

  3. La pressiondoit être constante (pour les réactions gazeuses).

  4. La réaction doit être réversible.

Écrire une constante d'équilibre en fonction des concentrations molaires ou des pressions partielles

• La constante d'équilibre (K) est le rapport des concentrations (ou pressions partielles) des produits sur celles des réactifs, chacune élevée à la puissance de son coefficient stœchiométrique, à l'équilibre.

• Pour une réaction :

  • En concentrations (): .

  • En pressions partielles (): (pour les gaz).

• Les phases solides et les solvants (en solution diluée) ne sont pas inclus dans l'expression de K.

Calculer la valeur d'une constante d'équilibre sur base des concentrationsou des pressions à l'équilibre

• Pour calculer K, il faut substituer les concentrations molaires (en mol/L) ou les pressions partielles (en atm ou Pa) des réactifs et produits à l'équilibre dans l'expression de la constante.

• Exemple pour:

  1. Mesurer les concentrations à l'équilibre.

  2. .

Savoir que les solvants (en solution diluée) et les solides n'interviennent pas dans une constante d'équilibre

• La concentration d'un solide pur est considérée comme constante (elle dépend de sa densité, qui est fixe). Ainsi, elle est incorporée dans la valeur de K.

• La concentration d'un solvant dans une solution diluée est également considérée comme pratiquement constante (très grande par rapport aux solutés). Elle est aussi intégrée à K.

• Exemple: , l'expression de est simplement.

Déterminer sur base de la valeur d'une constante d'équilibre si une réaction est complète (K>10^3), équilibrée (10^-3 < K < 10^3), ou impossible (K<10^-3)

• La valeur de K indique l'extension de la réaction à l'équilibre.

  • Si : L'équilibre favorise fortement les produits. La réaction est considérée comme complète ou presque.

  • Si : L'équilibre contient des quantités significatives de réactifs et de produits. La réaction est équilibrée.

  • Si : L'équilibre favorise fortement les réactifs. La réaction estconsidérée comme impossible ou ne se déroule pas de manière significative dans le sens direct.

Manipuler la constante: savoir comment la constante est impactée si on modifie les coefficients stoechiométriques d'une réaction

• Si une réaction est inversée, la nouvelle constante est l'inverse de la constante originale: .

• Si les coefficients stœchiométriques d'une réaction sont multipliés par un facteur , la nouvelle constante est .

• Si les coefficients stœchiométriques d'une réaction sont divisés par un facteur , la nouvelle constante est (ou ).

Maîtriser les équilibres multiples que se passe-t-il quand deux équilibres distincts se succèdent lors d'une réaction? Les constantes se multiplient.

• Si une réaction globale peut être décomposée en une série de réactions élémentaires (multiples équilibres), la constante d'équilibre globaleest le produit des constantes d'équilibre de chaque étape.

• Exemple: Si () et (), alors a une constante .

Calculer le coefficient réactionnel Q

• Le quotient réactionnel (Q) a la même forme mathématique que la constante d'équilibre K, mais il est calculé avec des concentrations ou pressions à n'importe quel moment de la réaction, pas nécessairement àl'équilibre.

• Pour : .

Interpréter, pour une réaction donnée, la valeur du quotient réactionnel Qen le comparant avec la constante d'équilibre

• La comparaison entre Q et K permet de prédire le sens dans lequel la réaction nette va évoluer pour atteindre l'équilibre.

  • Si : La réaction nette se déplace vers la droite (sens direct),en faveur des produits, pour atteindre l'équilibre.

  • Si : La reaction nette se déplace vers la gauche (sens inverse), en faveur des réactifs, pour atteindre l'équilibre.

  • Si : La réaction est à l'équilibre et il n'y a pas dechangement net.

Appliquer le principe de Le Chatelier

• Le principe de Le Chatelier: "Si on tend à modifier les conditions d'un système en équilibre, il réagit de façon à s'opposer partiellement auxchangements qu'on lui impose jusqu'à l'établissement d'un nouvel état d'équilibre."

• Facteurs affectant l'équilibre:

  • Changement de concentration:

    • Ajout de réactifs/retrait de produits: déplace l'équilibre vers lesproduits.

    • Ajout de produits/retrait de réactifs: déplace l'équilibre vers les réactifs.

  • Changement de température:

    • Augmentation de T (ajout de chaleur): Favorise la réaction endothermique.

    • Diminutionde T (retrait de chaleur): Favorise la réaction exothermique.

  • Changement de pression/volume (affecte généralement les gaz):

    • Augmentation de P (diminution de V): Déplace l'équilibre vers le côté avec le moins de moles de gaz.

    • Diminution de P (augmentation de V): Déplace l'équilibre vers le côté avec le plus de moles de gaz.

    • L'ajout d'un gaz inerte n'affecte pas l'équilibre si le volume nechange pas.