Calcul des aires en ligne

Définition

L’aire d’une figure est la mesure de sa surface, dans une unité d’aire donnée

Remarques :

• Il ne faut pas confondre l’aire et le périmètre d’une figure, ce sont deux grandeurs différentes.
• On peut également additionner les parties qui composent la figure pour obtenir l’aire de toute la figure.
• Pour déterminer l’aire d’une figure, on peut couper une partie de la figure et la coller ailleurs.

Les unités de mesures d’aire

L’unité de base utilisée pour mesurer des aires est le m² (mètre carré), mais on utilise aussi ses multiples et sous-multiples :

– 1 mètre carré équivaut à la surface d’un carré dont les côtés mesurent 1 mètre.

– 1 centimètre carré équivaut à la surface d’un carré dont les côtés mesurent 1 centimètre :

Les multiples du mètre carré :

• Le décamètre carré : 1 dam² est l’aire d’un carré de 1 dam de côté.
• L’hectomètre carré : 1 hm² est l’aire d’un carré de 1 hm de côté.
• Le kilomètre carré : 1 km² est l’aire d’un carré de 1 km de côté.

Les sous-multiples du mètre carré :

• Le décimètre carré : 1 dm² est l’aire d’un carré de 1 dm de côté.
• Le centimètre carré : 1 cm² est l’aire d’un carré de 1 cm de côté.
• Le millimètre carré : 1 mm² est l’aire d’un carré de 1 mm de côté.

Les unités agraires

Il existe également des unités d’aire agraires (c’est-à-dire relatives aux terrains, aux champs, aux bois,…)

• 1 are : 1 a = 1 dam²
• 1 hectare : 1 ha = 1 hm²
• 1 centiare : 1 ca = 1 m²

Formules et calcul des aires en ligne

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Gaz parfait – Cours et exercices corrigés

Définition

Un gaz parfait est un fluide idéal qui satisfait à l’équation d’état p.v=n.RT, ou encore c’est un gaz qui obéit rigoureusement aux trois lois. MARIOTTE, GAY .LUSSAC et CHARLES.

On désigne par ‘v’ le volume d’une unité de masse, de gaz parfait et par ‘Vm’ le volume molaire d’un gaz parfait avec :

1 mole =6,023.1023 Molécules = A (nombre d’Avogadro).

On considère une masse gazeuse occupant le volume V sous la pression P et la température T.

Loi de MARIOTTE.

Enoncé de la loi :

A température constante, le produit de la pression d’une masse gazeuse par son volume est constant (cette loi est d’origine expérimentale)

Sous faibles pressions, tous les gaz se comportent de la même manière quelque soit leur nature.

Par définition, un gaz parfait sera un gaz pour lequel,

P.V = Cte loi de MARIOTTE.

Pour un gaz parfait, le produit P.V ne dépend que de la température P.V = f(T). La relation précédente à température constante peut s’écrit P = Cte/ V , ce qui conduit à un second énoncé de la loi de MARIOTTE

Seconde forme de la loi de MARIOTTE.

A température constante, la pression d’une masse gazeuse est inversement proportionnelle au volume qu’elle occupe.

Si on considère deux états différents d’une même masse gazeuse à la même température avec :

• P₁ et V₁ pression et volume à l’état (1).
• P₂ et V₂ pression et volume à l’état (2), la loi de MARIOTTE sera alors :

P₁V₁ = P₂V₂

Loi de GAY-LUSSAC.

Enoncé de la loi :

A pression constante, l’augmentation de volume d’un gaz parfait (dilatation ou détente) est proportionnelle à la température absolue.

V/T = Cte  Ou V=Cte.T loi de GAY-LUSSAC.

Si on considère deux états différents d’une même masse gazeuse à la même pression avec :

• T₁ et V₁ température et volume à l’état (1).
• T₂ et V₂ température et volume à l’état (2).

On a la relation :

\frac{V_{1}}{T_{1}+273}=\frac{V_{2}}{T_{2}+273} \quad \Rightarrow  \quad\frac{V_{1}}{T_{1}}=\frac{V_{2}}{T_{2}}

Seconde forme de la relation.

Soit une masse gazeuse chauffée à pression constante,

• V₀ est le volume à 0°c = 273°k
• V est le volume à t°c = (273+t)°k

D’après GAY-LUSSAC on à :

\frac{V}{t+273}=\frac{V_{0}}{273} \quad \Rightarrow  \quad V=V_{0}\frac{t+273}{273}=V_{0}\left ( 1+\frac{t}{273} \right )

D’où V =V₀(1+αt) avec α=1/273 coefficient de dilatation du gaz.

Loi de CHARLES (ou 2eme loi de GAY-LUSSAC).

Enoncé de la loi :

A volume constant, l’augmentation de pression d’un gaz parfait est proportionnelle à l’élévation de la température. On a :

P/T = Cte

Si on considère deux états différents d’une même masse gazeuse dans lesquelles elle occupe le même volume. La pression et la température sont :

• P₁ et T₁ pression et température à l’état (1).
• P₂ et T₂ pression et température à l’état (2).

On a la relation

Seconde forme de la relation.

Soit P₀ et P les pressions à 0°c et t°c d’une même masse gazeuse dont le volume est invariant (constant) on a :

\frac{P}{t+273}=\frac{P_{0}}{273} \quad \Rightarrow  \quad P=P_{0}\left ( 1+\frac{t}{273} \right )

Où P = P₀(1+ βt) avec β=1/273 Coefficient d’augmentation de pression.

Caractéristiques d’un gaz parfait :

Equation d’état.

On recherche l’équation qui lie les paramètres d’état (p, v,T). On considère une (U.D.M) d’un gaz parfait dans deux états différents :

• Etat (1) : (P, V, T)
• Etat (2) : (P’, V’, T’)

Imaginons un 3^ème état où la pression est P, la température est T’. Etat (3) : (P, V’’, T’).

On passe à pression constante de l’état (1) à l’état (3), on a donc en vertu de la loi de GAY-LUSSAC.

\frac{V}{T}=\frac{V^{''}}{T^{'}} \quad(1)

On passe de l’état (3) à l’état (2), la température étant constante, on a donc en vertu de la loi de MARIOTTE :

P′′.V ′′ = P′.V ′ (2)

En multipliant membre à membre les deux équations (1) et (2) on obtient :

\frac{P.V.V^{''}}{T}=\frac{P^{'}.V^{'}.V^{''}}{T^{'}} \Rightarrow \frac{P.V}{T}=\frac{P^{'}.V^{'}}{T^{'}} = Cte

Pour un gaz parfait on à

\frac{P.V}{T} = Cte

Pour l’unité de masse (UDM) cette constante est appelée (r), l’équation d’état devient :

P.v = rT

Ici, v : est le volume massique tel que v = 1/ ρ et r : dépend du gaz considéré.

Pour une masse m de gaz parfait, occupant le volume V sous la pression P et à température T, l’équation d’état devient :

PV = mrT

Pour l’air, qui est considéré comme un gaz parfait, r vaut : 287 J/kg°K.

Si on considère une masse molaire M de gaz parfait, elle occupe le volume V, on peut écrire :

P.V = MrT = RT

Avec : R=M.r tel que R : constante universelle des gaz parfait indépendante du gaz considéré. Donc pour 1Mole de gaz parfait, l’équation d’état devient :

P.v = RT

Ici, v : représente le volume molaire = 22,4 L

Pour n moles de gaz parfait occupant un volume V, sous la pression P et la température T, l’équation d’état devient :

P.V = nRT

Avec R=8.32J/Mole °K pour tous les gaz

Mélange des gaz parfaits

On considère un mélange de gaz chimiquement inerte (mélange qui ne donne pas lieu à une réaction chimique).

Loi de DALTON –GIBBS

Soit V, le volume occupé par le mélange. Chaque gaz occupe le volume V comme s’il été seul sous une pression P_i appelée pression partielle.

La pression du mélange est égale à la somme des pressions partielles des gaz composants.

P=\sum_{1}^{n}P_{i}

Exemple

Mélange de 2 gaz (1) et (2)

• P₁V = n₁RT (n₁ moles gaz (1))
• P₂V = n₂RT (n₂ moles gaz (2))

(P₁+P₂).V = (n₁+n₂).RT ou P.V = n.R.T tels que n : nombre de moles du mélange et P la pression du mélange.

De plus, les gaz étant chimiquement inertes, l’énergie interne du mélange est égale à la somme des énergies des 2 gaz et ne dépend donc, que de la température de n gaz.

Conclusion 

Un mélange de gaz parfaits chimiquement inertes est un gaz parfait.

Exercices corrigés sur les gaz parfaits

Exercice 1

On donne R = 8,31 SI.

1) Quelle est l’équation d’état de n moles d’un gaz parfait dans l’état P, V, T ? En déduire l’unité de R.

2) Calculer numériquement la valeur du volume molaire d’un gaz parfait à une pression de 1 bar et une température de 0°C. On donne 1 bar = 10⁵ Pa.

Solution de l’exercice 1:

1 – L’équation d’état d’un gaz parfait est : PV = nRT. On en déduit que R=PV/nT et que par suite, R est en J.mol^-1.K^-1.

2 – D’après la formule précédente :

V=\frac{R.T}{P} = \frac{8,31\times 273}{101300}

Donc V = 22,4.10⁻³ m³.mol⁻¹ = 22,4 L.mol⁻¹

Exercice 2

On note v le volume massique en m³.kg^-1 d’un gaz parfait de masse molaire M.

1) Montrer que l’équation d’état de ce gaz peut s’écrire Pv = rT. Préciser l’expression de r et son unité.

2) On donne : M(O) = 16 g.mol^-1 ; R = 8,31 SI ; 1 bar = 10⁵ Pa.

Calculer la valeur de r pour le dioxygène.

3) En déduire le volume massique du dioxygène à 300 K et 1 bar.

Solution de l’exercice 2

1 –  L’équation d’état du gaz est : Pv = nRT, n désignant le nombre de moles de gaz contenu dans une masse m = 1 kg.

Nous avons donc :

Pv=\frac{R}{M}T=rT

D’où :

r=R/M ==> Unité de r: J.kg –¹.K –¹

2 – Calcule de la valeur de r pour le dioxygène.

r=\frac{R}{M}=\frac{8,31}{32\times 10^{-3}}=260J.Kg^{-1}.K^{-1}

3 – Volume massique du dioxygène à 300 K et 1 bar.

D’après Pv = rT, on tire :

v = 0,772 m³.kg ⁻¹

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Liens de téléchargement des cours sur les Gaz parfaits

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Électronégativité : Définition, Echelles et variation dans le tableau périodique

Définition d’électronégativité

L’électronégativité d’un élément est la grandeur représentant la capacité d’un atome à attirer à lui les électrons de liaison dans une molécule. Les notions de potentiel d’ionisation et d’affinité électronique sont relatives à un atome seul.

Par contre, la notion d’électronégativité sera d’avantage utilisée par la suite car elle intervient quand l’atome se trouve associé à d’autres atomes. Il s’agit contrairement au potentiel d’ionisation et à l’affinité électronique qui sont des concepts physiquement bien définis, d’un concept qualitatif.

Elle intervient donc dans la formation des ions, mais aussi dans la compétition entre atomes liés pour attirer les électrons de la liaison. Cela sous-entend donc une notion de polarité.

Exemple : Dans une molécule, composée d’un atome A lié chimiquement à un atome B, l’atome le plus électronégatif portera un supplément de charge négative et l’autre un déficit égal. La liaison est alors dite polarisée, et résulte d’une probabilité de présence des électrons plus grande sur l ‘atome le plus électronégatif.

Les échelles d’électronégativité

L’électronégativité est une valeur définie empiriquement, dans une échelle numérique arbitraire. Il en existe plusieurs dont les plus connues sont l’échelle de Pauling et l’échelle de Mulliken.

Selon Mulliken, elle est égale à la moyenne arithmétique de l’énergie d’ionisation et de l’affinité électronique.

La définition de Pauling, encore utilisée aujourd’hui comme référence, est basée sur la valeur expérimentale des énergies de liaison et est comprise entre 0,7 et 4,0.

Bien que les méthodes utilisées soient différentes, les classements auxquels elles conduisent sont sensiblement identiques avec des valeurs numériquement voisines et respectant toutes la même tendance dans le tableau périodique.

Variation de l’électronégativité dans le tableau périodique :

L’électronégativité augmente avec Z dans une période avec quelques exceptions pour les éléments de transition. Elle diminue dans un même groupe lorsque Z augmente.

Les éléments se situant en bas à gauche du tableau sont dits électropositifs (métaux) et cèdent facilement des électrons de valence lors de la formation d ‘une liaison chimique ; tandis que les éléments se situant en haut à droite sont dits électronégatifs (non métaux) et captent facilement des électrons de valence de leur partenaire lors de la formation d’une liaison chimique.

L’élément le plus électronégatif est le fluor.

Les éléments d’électronégativité intermédiaires, séparant les métaux des non-métaux, sont encore appelés semi-métaux.

Cette notion permet de prévoir le caractère de la liaison chimique que 2 éléments peuvent contracter :

• Si les électronégativités sont voisines, la liaison sera covalente,
• Si les électronégativités sont très différentes, la liaison prend un caractère ionique.

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Masse volumique – Cours et exercices corrigés

Définition de la masse volumique

La masse volumique d’une espèce chimique correspond à la masse par une unité de volume de cette espèce. Par exemple, suivant l’unité choisie, la masse volumique de l’eau correspond à la masse d’eau dans un litre d’eau, un mètre cube d’eau, un centimètre cube d’eau etc.

Variations de la masse volumique

La masse volumique d’une substance dépend des conditions dans lesquelles elle se trouve, elle varie en fonction de la température et de la pression, surtout pour les gaz, mais c’est aussi vrai pour les liquides et les solides.

Calcul de la masse volumique

La masse volumique (ρ) d’une espèce chimique peut être calculée en divisant la masse (m) de cette espèce chimique par le volume (V) qu’elle occupe ce qui peut se traduire par la formule :

ρ = m/V

Exemple :

Nous avons une substance avec une masse m = 4kg et un volume de V = 500 dm³. Quelle est sa masse volumique ?

Conversion du volume en m³

V = 500 dm3 = 0,5 m3

Calcul de la masse_volumique ρ

On sait que : ρ = m/V

Ainsi, ici, ρ = = 8 kg.m^-3

Unités de la masse_volumique

Pour les liquides et les gaz la masse volumique est souvent exprimée en gramme par litre (unité notée g/L ou g.L^-1). Pour les solides les unités utilisées sont souvent le gramme par décimètre cube (g/dm³ ou g.dm^-3) ou le kilogramme par mètre cube (kg/m³ ou kg.m^-3)

Conversion de la masse_volumique

La masse volumique est une grandeur composée, elle définit comme le rapport de deux autres grandeurs, et elle ne peut donc par être convertie directement comme on pourrait le faire pour des unités de bas telles que le mètre, le gramme ou le litre pour lesquelles on peut utiliser un tableau de conversion.

La méthode universelle de conversion consiste à décomposer la masse volumique comme un rapport d’une masse et d’un volume (même si aucune valeur n’est donnée et même si l’on ne se réfère à aucun échantillon de matière en particulier). Une fois ceci fait on convertit la masse dans sa nouvelle unité (en suivant la méthode habituelle de conversion de masse) puis le volume. Il ne reste plus qu’à calculer à nouveau la masse volumique avec les nouvelles valeurs de masse et de volume, le résultat correspond à l’expression de la masse volumique dans sa nouvelle unité.

Calculer la masse (m) d’une substance à partir de sa masse_volumique (ρ)

Si l’on modifie la relation précédente qui exprimait donc la masse volumique en fonction du volume et de la masse, on peut alors calculer la masse :

ρ = m/V ⬄ m = ρ x V

• m en kilogramme (kg)
• V en mètre cube (m3)
• ρ en kilogramme par mètre cube (kg.m-3)

Exemple :

Un récipient contient V = 200 mL d’éthanol dont la masse volumique de

ρ = 789 kg.m-3 . Quelle est la masse de l’éthanol ?

• Conversion du volume en m3

V = 200 mL = 0,2 L

Or 1 L = 1 dm3 Donc V = 0,2 L = 0,2 dm3 = 0,0002 m3

• Calcul de la masse m

On sait que : m = ρ x V

Ainsi, ici, on peut écrire :

• m = 789 x 0,0002
• m = 0,1578 kg
• m = 157,8 g

Le récipient contient donc 157,8 g d’éthanol.

Calculer le volume d’une substance à partir de sa masse_volumique

Pour calculer le volume d’une substance à partir de sa masse volumique, il suffit de reprendre la relation précédente et par un simple rapport de proportionnalité on obtient :

Exemple

Un morceau d’aluminium a une masse de 972 g et une masse volumique de 2700 kg/m3. Quelle est alors le volume du morceau d’aluminium ?

On a donc m = 972 g et ρ = 2700 kg.m3

La masse donnée doit être convertie en kg : m = 972 g = 0,972 kg

On utilise la relation V = m/ρ

Ainsi, on peut écrire :

• V = 0,972/27000
• V = 3,6 x 10-4 m3
• V = 0,36 m3

Table des masses volumiques

Masse volumique de quelques matériaux à 20°C sous la pression atmosphérique normale

Exercices corrigés

Exercice N°1

Calculer en g/cm3 la masse volumique d’un objet sachant qu’il pèse 52 dag et que son volume vaut 0,28 dL.

Solution:

• m = 52 dag = 520 g
• V = 0,28 dL = 28 cm³
• ρ = m / V = 520 / 28 = 18,57 g/cm³

Exercice N°2

1. Calculer en g/cm³ la masse volumique d’un morceau de bois de 9,7 grammes sachant que son volume vaut 10 cm³.
2. La masse volumique du morceau de bois est-elle plus petite que celle du pétrole sachant que la masse volumique du pétrole est égale à 0.8 kg/L ? Où le morceau de bois va-t-il se placer par rapport au pétrole ?

Solution :

• Calcul de la masse volumique d’un morceau de bois
  • m = 9,7 g
  • V = 10 cm³
  • ρ = m / V = 9,7 / 10 = 0,97 g/cm³

• La masse volumique du morceau de bois = 0,97 g/cm³

Masse volumique du pétrole = 0,8 kg/L

Conversion d’unités :

Convertissons l’unité de la masse volumique du bois en celle du pétrole.

0,97 g pour 1 cm³ donc 970 g pour 1 L

970 g = 0,97 kg

• Bois : ρ = 0,97 kg/L
• Pétrole : ρ = 0,8 kg/L

Conclusion : la masse volumique du bois est plus grande que celle du pétrole donc le bois va couler.

Exercice N°3

Lors d’une enquête, les inspecteurs ont recueilli un échantillon de 5 cm3 d’un liquide. Après l’avoir pesé (40 dg), ils savent dire de quel liquide il s’agit.

Quel calcul ont-ils dû réaliser ? Quelle est la substance de l’échantillon ?

Solution :

• V = 5 cm³
• m = 40 dg
• ρ = m / V = 40 / 5 = 8 dg / cm³

Conversion en kg/m³ : 800 kg / m³

La substance est du pétrole.

Exercice N°4

J’ai deux ballons de baudruche, un que j’ai gonflé moi-même et un que j’ai gonflé avec de l’hélium.

Que va-t-il se produire lorsque je vais lâcher les deux ballons ? Justifie tes propos.

Solution :

Le ballon gonflé à l’air va rester au sol car il a la même masse volumique que le gaz qui l’entoure (l’air).

Le ballon gonflé à l’hélium va monter car il a une masse volumique plus petite que le gaz qui l’entoure (l’air).

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Masse molaire atomique – moléculaire – Cours chimie

La mole c’est l’unité de quantité de matière. Elle correspond à un ensemble de 6,02.1023 espèces. Elle est définie à partie de la quantité d’atomes présente dans 12 g de carbone 12.

I- Masse molaire atomique

Par définition, la masse d’1 mole de carbone 12 est de 12 grammes. Le carbone 12 possède 12 nucléons, donc une mole de noyaux contenant 12 nucléons pèse 12 grammes. Si on connaît le nombre de nucléons d’un atome, on peut savoir sa masse molaire (1 nucléon dans le noyau → 1g/mol, 4 nucléons dans le noyau → 4 g/mol, 16 nucléons dans le noyau → 16 g/mol, etc.).

Remarque : pour connaître la masse molaire d’un élément il faut tenir compte de ses isotopes.

La masse molaire d’un élément est la masse d’une mole de cet élément à l’état naturel (en tenant compte des isotopes). Elle s’exprime en g.mol-1.

II- Masse molaire moléculaire

La masse molaire moléculaire d’une molécule est la masse d’une mole de cette molécule. Elle se calcule en faisant la somme des masses molaires atomiques des éléments qui la composent. Elle s’exprime en g.mol-1.

Exemple : la masse molaire du dioxyde de carbone (CO₂) est :

M_CO2= M_C + 2.M_O M_CO2= 12.01 + 2×16

D’où M_CO2= 44.01 g.mol-1

Remarque : pour les masses molaires ioniques on ne tient pas compte des électrons en plus ou en moins

II- Masse molaire atomique en g.mol^-1

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La liaison ionique résulte d’interactions électrostatiques entre ions de charges opposées.

Les ions les plus simples sont formés à partir d’un seul atome dont le numéro atomique Z est proche de celui d’un gaz rare. Dans ce cas, la perte ou le gain d’électrons permet d’atteindre la configuration électronique de ce gaz rare, caractérisée par une distribution sphérique des électrons très stable chimiquement. Prenons l’exemple des ions sodium et chlorure, Na+ et Cl-. La configuration des atomes neutres est, d’après la classification périodique, Na : 1s² 2s² 2p⁶ 3s et Cl : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Les ions ont les configurations Na+ : 1s² 2s² 2p⁶ et Cl- : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, qui sont respectivement celles du néon et de l’argon.

Dans un composé à liaisons purement ioniques, la symétrie sphérique de la distribution électronique de chaque ion est préservée. Les électrons restent localisés sur les ions et ne sont pas partagés comme c’est le cas dans une liaison covalente.

La liaison ionique n’est pas directionnelle par nature. La structure des composés ioniques correspond à une configuration des ions pour laquelle l’énergie d’interaction électrostatique est minimale. Ces composés prennent généralement la forme de grands réseaux cristallins dans lesquels chaque ion est entouré d’ions de charge opposée.

A l’instar des liaisons covalentes, les liaisons ioniques sont des liaisons fortes : le gain en énergie des électrons est de l’ordre de 5 eV par paire liée.

I- Exemples de structures basées sur des liaisons ioniques

Les liaisons purement ioniques peuvent être observées dans les composés halogénures alcalins, liant les éléments des première et avant-dernière colonnes du tableau périodique.

Les structures types de ces composés sont les structures NaCl et CsCl.

La maille cubique de NaCl contient (8 × 1/8 + 6 × 1/2) = 4 cations Na+, répartis aux sommets et au centre des faces. Le réseau formé par les anions Cl- est identique et décalé du réseau cationique par une translation de vecteur (1/2 0 0). Les cations comme les anions se trouvent en coordinence octaédrique : on compte six premiers voisins équidistants, formant une bipyramide à base carrée.

La maille cubique de CsCl contient seulement (8 × 1/8 + 1) = 2 ions. Les cations occupent les sommets de la maille tandis que l’anion occupe son centre. On peut remarquer que les réseaux formés par les cations et les anions sont à nouveau identiques, mais sont cette fois décalés par la translation (1/2 1/2 1/2). La coordinence des cations et des anions est égale à 8.

II- Étude expérimentale : réaction entre le sodium et le dichlore

Dans un tube à essai à trou latéral, un petit morceau de sodium est chauffé dans la flamme du brûleur Bunsen. Ensuite, le tube contenant le sodium enflammé est introduit dans un récipient rempli de dichlore.

Il y a une réaction vive entre le sodium et le dichlore qui s’accompagne d’un fort dégagement de chaleur et d’une émission de lumière jaune éblouissante.

Comme produit de la réaction des deux réactifs dangereux, on obtient un sel blanc non toxique : le chlorure de sodium (NaCl), qui est utilisé comme sel de cuisine.

II-1. Interprétation

Lors de la réaction chimique, il y a un changement au niveau du cortège électronique des atomes de sodium et de chlore : ils acquièrent la configuration électronique de l’argonide le plus proche dans le T.P.E. qui comporte un octet électronique sur la couche de valence.

II-2. Formation d’ions

Analysons de plus près la configuration électronique des réactifs de la réaction précédente :

a- Configuration électronique des atomes de sodium et de chlore (avant la réaction)

Le néon (Ne ; 10 électrons) est le gaz rare dont la configuration électronique est la plus proche de celle de Na (11 électrons).

L’argon (Ar ; 18 électrons) est le gaz rare dont la configuration électronique est la plus proche de celle de Cl (17 électrons).

Pour acquérir la configuration électronique de ces gaz rares, tous les atomes de sodium (Na) doivent perdre un électron, tandis que tous les atomes de chlore (Cl)doivent en accepter un.

b- Configuration électronique des ions sodium et chlorure (après la réaction)

En perdant un électron, la couche M du sodium disparaît et l’avant-dernière couche devient dernière couche ; elle présente un octet électronique.

Analysons la charge des deux particules après cette transformation :

c- Équations ioniques

• Un atome chargé électriquement est appelé ion.
• Des ions chargés positivement (p.ex. Na⁺) sont appelés cations.
• Des ions chargés négativement (p.ex. Cl^–) sont appelés anions.

II-3. Tableau récapitulatif

II-4. Écriture de la réaction à l’aide des symboles de Lewis

II-5. Réseaux ioniques

Lors de la réaction entre le dichlore et le sodium, il y a formation de cations (chargés positivement) et d’anions (chargés négativement).

Deux charges de même signe se repoussent, deux charges de signe contraire s’attirent.

Par conséquent, les cations se repoussent entre eux, de même que les anions se repoussent entre eux. Les anions et les cations s’attirent mutuellement ; la force électrostatique responsable de cette attraction est à l’origine de la liaison ionique. À cause des forces d’attraction et de répulsion entre les ions, il se forme un réseau tridimensionnel qu’on appelle réseau ionique. Le nombre d’ions dans un réseau ionique est extrêmement élevé.

Des composés, qui (comme le chlorure de sodium) sont constitués de cations métalliques et d’anions non-métalliques assemblés dans un réseau ionique, sont appelés sels.

II-6. Formules chimiques

D’une part, un atome de chlore peut accepter autant d’électrons qu’un atome de sodium peut en céder (à savoir un seul).

D’autre part, le réseau ionique du chlorure de sodium est constitué du même nombre d’ions chlorure que d’ions sodium. Le réseau ionique est donc globalement neutre.

Dans le réseau ionique de NaCl, nombre de cations Na+ = nombre d’anions Cl Comme le réseau est constitué d’un très grand nombre d’ions, la formule chimique correspondante ne peut rendre compte que du rapport entre les deux types d’ions. La formule chimique du chlorure de sodium s’écrit donc :

NaCl

Ou Na⁺Cl^– si on veut rendre compte de la charge des ions.

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La liaison covalente c’est la mise en commun de deux électrons (doublet de liaison) : les atomes qui s’associent fournissent chacun un électron de valence et la liaison est localisé entre les deux atomes.

Les atomes forment des liaisons pour acquérir la configuration électronique des gaz rares (règle de l’octet).

Pour acquérir la configuration d’un gaz rare, le chlore par exemple, a deux solutions: soit il arrache un électron à un autre atome (par exemple le Na), soit il met en commun son électron avec celui d’un autre atome de chlore.

Selon l’atome auquel il est lié, l’atome de chlore peut former soit une liaison ionique soit une liaison covalente. Il doit cette propriété à sa position sur le tableau périodique.

Le carbone, par contre, n’a pas le choix : perdre 4 électrons pour ressembler à l’hélium ou gagner 4 pour ressembler au néon lui coûte trop d’énergie, seules les liaisons covalentes lui sont autorisées.

Exemple : CH3-CH3 (éthane)

I- Exemples de structures basées sur les liaisons covalentes

La majorité des molécules de petite taille présente des liaisons covalentes. Les exemples les plus simples sont les molécules diatomiques homonucléaires telles H2, O2, N2… Des constructions moléculaires de géométrie plus complexe peuvent également être obtenues à partir d’orbitales atomiques hybrides, au sein de molécules de petite taille ou de macromolécules (chaines carbonées dans les cristaux liquides et polymères).

Le diamant, le silicium et le germanium sont les archétypes des cristaux covalents.

Ils cristallisent dans une maille cubique contenant (8 × 1 /8 + 6 × 1 /2 + 4) = 8 atomes. Ceux-ci occupent les sommets et centres des faces, ainsi que les positions (1 /4 1/ 4 1 /4), (3/ 4 3/ 4 1 /4), (3 /4 1/4 3 /4), et (1 /4 3 /4 3 /4).

Les atomes sont en coordinence tétraédrique : ils possèdent 4 premiers voisins situés à égale distance, les axes de liaison faisant des angles de 109.5° deux à deux. Cet arrangement structural reflète l’établissement des liaisons covalentes entre orbitales hybrides de type sp³

II- Liaison covalente selon LEWIS (Forte énergie)

LEWIS considère que les atomes cherchent à acquérir la configuration électronique ns² np⁶ (octet). Considérons les atomes de la ligne n=2 (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne). Seul le néon Ne à la configuration requise.

Il manque au Fluor un électron pour l’obtention de la configuration, alors le fluor établira une liaison covalente. Il manque 2 électrons à l’oxygène pour avoir la configuration ns² np⁶, l’oxygène établira deux liaisons covalentes. En faisant le même raisonnement pour l’azote et le carbone, on trouve qu’ils établiront respectivement 3 et 4 liaisons covalentes. Notons que la valence d’un atome est le nombre de liaisons que l’atome pourra former avec d’autres éléments, il sera fréquent de trouver dans la littérature que la valence des halogènes est 1, celle des oxygènes est 2, celle des azotées est 3 et enfin celle du carbone 4. Signalons que les atomes lourds peuvent réagir différemment.

Si on considère les premiers atomes (Li, Be, B), il sera facile de trouver que la valence du lithium est 1, celle du Béryllium est 2 et celle du Bore est 3.

Dans cette classification périodique simplifiée ci-dessous les écritures de LEWIS de certains atomes.

II-1 Notion de Valence

C’est le nombre de liaisons que fait un atome dans une molécule, Elle correspond en général au nombre d’électrons célibataires de l’atome considéré. La valence normale d’un élément se déduit du schéma de Lewis atomique et donc de sa configuration électronique.

II-2 Excitation d’un atome

La valence d’un atome peut être augmentée ou diminuée par excitation de l’atome :

• Si le nombre d’électrons célibataires augmente la valence augmente.
• Si le nombre d’électrons célibataires diminue la valence diminue.

Exemples d’augmentation de Valence

Exemples de Diminution de Valence

Remarque :

L’excitation d’un atome pour augmenter sa valence n’est possible que si celui-ci possède simultanément des doublets électroniques et des cases quantiques vides accessibles sur sa couche de valence. Cela n’est pas toujours le cas, et il ne sera donc pas toujours possible d’augmenter la valence d’un atome.

Les éléments de la deuxième période ne possédant pas de sous niveaux d.

Exemple : Atome de fluor (F)

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Distillation cours et exercices corrigés

La distillation est un procédé permettant la séparation de différentes
substances liquides à partir d’un mélange.

Les applications usuelles de la distillation sont :

• L’élimination d’un produit en cours de réaction chimique ou d’un solvant,
• L’isolation d’un composé naturel ou de plusieurs composés, obtenus après une réaction chimique,
• La purification d’un composé.

I- Principe de la distillation

La distillation consiste à porter le mélange à ébullition et à recueillir, après une succession de vaporisations et de condensations, une fraction dite légère appelée le distillat. Celui-ci correspond au produit le plus volatil qui a le point d’ébullition le plus bas et qui distille en premier.

Dans le ballon, il reste la fraction dite lourde appelée le résidu.

La différence entre les compositions du distillat (vapeur émise) et du liquide en ébullition est le principe exploité pendant la distillation.

Le principe des différentes techniques de distillation fait appel aux lois qui régissent l’équilibre liquide – vapeur des corps purs et des mélanges.

II- Distillation simple

L’appareillage de distillation simple se compose des éléments suivants :

• Un bouilleur : c’est un réservoir chargé au départ du mélange à distiller ;
• un dispositif de chauffage du bouilleur
• un condenseur pour condenser les vapeurs émises ; le condensat est ensuite dirigé vers une recette. Le condensat constitue intégralement le distillat.

Les vapeurs émises sont aussitôt séparées le mélange. Elles sont condensées et éliminées de l’appareil sans retour au bouilleur. Il n’y a en fait qu’un seul contact entre le liquide et la vapeur, à la surface du bouilleur

Montage :

Le montage se fait en partant du support élévateur puis du ballon de réaction et en déposant successivement la tête de distillation, le réfrigérant, l’allonge puis le récipient. Le démontage se fera dans l’ordre inverse.

III- Distillation fractionnée

III-1 Objectifs de la distillation fractionnée

La distillation fractionnée a pour but de séparer des liquides miscibles ne formant pas d’azéotrope. C’est un procédé de purification qui intervient soit lors de la séparation de composés naturels (pétrole), soit à l’issue d’une synthèse.

L’avantage de la distillation fractionnée par rapport à la distillation simple est qu’elle permet une réelle séparation quand la distillation simple n’autorise qu’un enrichissement d’une solution.

Si le mélange forme un azéotrope, à minimum de température, on récupère un distillat à la composition de cet azéotrope, sinon, la nature du distillat dépend de la composition initiale.

III-2 Dispositif expérimental & protocole de la distillation fractionnée

Le mélange à séparer est placé un ballon (bouilleur) surmonté d’une colonne de distillation (Vigreux par exemple). En tête de colonne, on place un réfrigérant droit en position inclinée de façon à permettre l’écoulement des liquides qui se condensent vers une allonge de recette. Un thermomètre est placé en tête de colonne de sorte que son réservoir soit placé au niveau de la jonction avec le réfrigérant (on mesure ainsi la température de l’équilibre liquide-vapeur du composé qui est récupéré dans le distillat).

On place quelques grains de pierre ponce dans le bouilleur de façon à assurer une agitation du milieu et à réguler l’ébullition (formation de petites bulles sur la surface poreuse de la pierre ponce).

On chauffe de façon à obtenir l’ébullition et que les vapeurs atteignent le haut de la colonne de Vigreux. Un premier récipient “poubelle” recueille le distillat tant que la température n’est pas stabilisée en tête de colonne. Lorsque la température est stable, on place un récipient propre pour recueillir le distillat qui est alors constitué d’un composé pur. Puis la température en tête de colonne chute à la fin de la distillation. On peut augmenter la puissance de chauffe si on souhaite obtenir un autre composé présent dans le mélange : on procède alors comme précédemment (récipient “poubelle” dans un premier temps, puis récipient propre pour collecter le distillat quand la température est stable).

III-3 Principe physique de la distillation fractionnée

On considère un mélange M de composition initiale x_M = x_A. Dans la zone  1 du dispositif, on a ébullition commençante (points A et A’) : la vapeur a la composition y_A’. Elle se recondense sur les pointes froides en bas de la colonne 2 avec la même composition y_A’ = x_B > x_A. L’apport de chaleur par les vapeurs montantes vaporise le liquide de composition x_B : on obtient une vapeur de composition y_B’ qui monte dans la colonne et le phénomène se reproduit tout le long de la colonne 3. Si la colonne est suffisamment haute, on a en 4 une vapeur de composé le plus volatil (ici l’azéotrope). Cette vapeur se condense en 5 et on récupère l’azéotrope liquide.

Comme en 1 la vapeur est plus riche en composé II qu’en composé I, le point A se décale petit à petit au court de la distillation : le mélange liquide dans le bouilleur s’enrichit en composé I et en fin de distillation, on a I pur dans le bouilleur, c’est le résidu (sauf si le chauffage crée une dégradation des produits).

On note que la température s’abaisse quand on monte dans la colonne.

Dans le cas où il n’y a pas d’azéotrope, un raisonnement analogue montre qu’on récupère dans le distillat le composé le plus volatil, pur s’il y a suffisamment de paliers de type AA’ ou BB’ qui peuvent s’établir dans la colonne (colonne suffisamment grande).

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Electrolyse : Cours et Exercices corrigés PDF

L’électrolyse (une transformation forcée) est un phénomène chimique lié au passage du courant électrique dans une solution ionique.

I. Principe d’Electrolyse

L’électrolyse d’un liquide conducteur consiste à faire circuler un courant entre deux électrodes :

• l’anode (reliée) à la borne +
• la cathode reliée à la borne –

Le passage du courant provoque la rupture de liaisons et de nouveaux produits apparaissent aux électrodes.

I-1. La cuve à électrolyse : récepteur électrique

La cuve à électrolyse se comporte comme un récepteur électrique. C’est-à-dire que c’est un dipôle qui absorbe de l’énergie électrique.

Le bilan énergétique est une transformation d’énergie électrique en énergie chimique.

Du point de vue électrique la tension aux bornes de la cuve varie avec l’intensité qui la traverse selon l’équation :

U = E’ + r’.I

I-2. Réactions chimiques

Les réactions chimiques qui se produisent aux électrodes sont des réactions d’oxydoréduction. On a une réduction à la cathode et une oxydation à l’anode. Les produits obtenus aux électrodes dépendent des espèces chimiques présentes dans l’électrolyte.

Dans l’eau les couples oxydant / réducteur existants sont : H⁺ / H₂ et H₂O /O₂

I-3. Identification des gaz

• dihydrogène : petite explosion lors de la présentation d’une flamme.
• dioxygène : rallume une bûchette incandescente
• dioxyde de carbone : éteint une flamme

II. . Applications

II.1 Galvanometrie :

Elle consiste en la reproduction d’objets à partir d’une moule celui-ci sert de cathode. On prend une empreinte de cet objet pour que ce moule puisse servir de cathode on le rend conducteur en métallisant sa surface. Le moule se recouvre ainsi d’un dépôt peu adhérent qu’on détache par la suite. Dans ce cas c’est généralement du cuivre qui est déposé.

Un procédé de ce genre est utilisé pour fabriquer des clichés d’imprimerie permettant la reproduction de figure, et pour fabriquer des médailles ou des disques.

II.2 Affinage :

De nombreux métaux (argent, or, étain, nickel, chrome, cuivre …) peuvent être déposés par électrolyse sur un support métallique.

Le principe est celui d’une électrolyse à anode soluble ; l’anode est constituée par le métal à déposer et l’électrolyte est un sel de ce métal auquel on adjoint divers produits destinés à améliorer la qualité de l’adhérence du dépôt.

II.3. Galvanostegie :

Elle est l’opérateur qui consiste à former une couche métallique mince sur un objet soit pour le protéger de la corrosion, soit pour améliorer son esthétique.

II-4. La recharge de l’accumulateur

Une application très courante de l’électrolyse est la recharge de l’accumulateur.

Un accumulateur est capable de fonctionner en pile (décharge) ou en électrolyseur (charge). Dans un accumulateur, les réactions aux électrodes sont inversables : les réactions traduisant la charge et la décharge sont inverses l’une de l’autre.

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Le tableau périodique ou tableau de Mendeleïev classe les éléments chimiques en fonction de leur masse et numéro atomique, configuration électronique et propriétés chimiques.

Le tableau périodique est la référence ultime des éléments présents sur Terre, dans les étoiles ou les accélérateurs.

I- Notion d’élément chimique

I-1. Lavoisier :

• La matière est constituée d’un nombre limité de constituants de base: les éléments chimique (H, C, N ….).
• Conservation de la quantité de ces éléments de ces éléments au cours d’une réaction chimique quelconque.

I-2. Dalton :

• La matière est constituée d’atomes.
• Les éléments chimiques diffèrent par la structure des atomes associés à ces éléments. en fait c’est le nombre de protons Z, numéro atomique, qui définit la nature de l’élément.
• Différents atomes associés à un même élément sont des isotopes.

I-3. Mendeleïev

Mendeleïev réalise une classification pour un numéro atomique croissant en faisant apparaitre sur une même ligne des éléments qui ont les mêmes propriétés chimique.

Ci-dessous le tableau périodique des éléments chimiques de Mendeleïev :

II- Caractéristiques générales du tableau periodique

• Classification en 18 colonnes ( groupes), 7 lignes ( période) par numéro atomique croissant ( nombre de protons dans le noyau atomique).
• Dans une même colonne, on trouve les éléments d’une même famille chimique.
• Moyen mnémotechnique pour les éléments :
  • 2^ème période : ” Lili Bêche Bien Comme Notre Oncle François Nestor”

• Classification en 18 colonnes ( groupes), 7 lignes ( période) par numéro atomique croissant ( nombre de protons dans le noyau atomique).
• Dans une même colonne, on trouve les éléments d’une même famille chimique.
• Moyen mnémotechnique pour les éléments :
  • 2^ème période : ” Lili Bêche Bien Comme Notre Oncle François Nestor”
  • 3^ème période : ” Napoléon Mangea Allègrement Six Poulets Sans Claquer d’Argent”
  • A connaitre : les trois premières lignes et la dernière colonne.

III- Familles du tableau périodique

III-1. Alcalins

1^ère colonne : Li, Na, K …

Métaux Réducteurs, cations très stables, forment des cristaux ioniques avec les halogènes.

III-2. Alcalino-terreux

2^ème colonne : Be, Mg, Ca, …

Métaux réducteurs. Composés ioniques calcaires.

III-3. Halogènes

Avant-dernière colonne : F, Cl, Br, I …

Oxydants très puissants, anions très stables. Composés ioniques avec les éléments de la première et deuxième colonne, liaisons de covalence.

III-4. Gaz rares

Dernière colonne : He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn …

Chimiquement inertes, Existent sous forme atomique. Pour les plus gros, liaisons possibles avec les halogènes.

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Réaction acido-basique : Cours, résumés et exercices corrigés

Une réaction acide-base est une réaction d’échange d’ion H⁺ entre un donneur de H⁺ (acide) et un accepteur d’ion H⁺ (base).

I- Acide et base : définitions selon la théorie de Brönsted et Lowry

• Un acide est un donneur de proton (ou une espèce capable d’en faire céder un par le solvant).

Un acide, au sens de Brönsted, est une espèce chimique capable de céder (perdre) un ion hydrogène H+.

• Une base est un accepteur de proton

Une base, au sens de Brönsted, est une espèce chimique capable de capter (gagner) un ion hydrogène H+

Remarque :

Selon les cas, les acides et les bases peuvent être des espèces ioniques ou non. Lorsqu’elles sont ioniques, elles n’existent pas seules en solution, elles sont toujours accompagnées d’un ion spectateur qui permet d’assurer l’électroneutralité.

Par exemple, l’acide chlorhydrique HCL se dissout dans l’eau en ions oxonium H3O⁺ et chlorure Cl^–. Seuls les ions H3O⁺ sont porteurs du caractère acide, les ions Cl^– sont spectateurs.

II- Structure d’un acide et d’une base

II-1. Structure d’un acide

Lorsqu’une molécule présente une liaison polarisée entre un hydrogène et un atome plus électronégatif, on dit que la molécule est acide. La liaison est fragilisée par cette polarité et la molécule peut ainsi céder plus ou moins facilement l’ion H⁺.

II-2. Structure d’une base

Lorsqu’une molécule présente un atome portant un ou plusieurs doublets non-liant, comme l’atome d’azote par exemple, alors cette molécule est une base. Ces doublets non-liant sont des réserves d’électrons susceptibles de venir combler la lacune électronique d’un ion H⁺ pour le capter.

II-3. Exemple

La photo ci-dessous présente le schéma de Lewis de l’acide éthanoïque et de l’ammoniac, respectivement un acide et une base.

III- Réactions acido-basiques

III-1. Couple acide-base

Lorsqu’un acide noté AH cède un proton H⁺, il se transforme en sa base conjuguée notée A^– selon la demi-équation suivante :

AH = A^– + H⁺

On dit que le couple AH/A^– est un couple acide-base.

Remarque :

Certaines espèces peuvent à la fois jouer le rôle de base et d’acide. Elles sont appelées espèces amphotères, ou ampholytes.

L’eau H₂O est une espèce amphotère, elle est la base conjuguée de l’ion oxonium H₃O⁺ et l’acide conjugué de l’ion hydroxyde HO^–. Les deux couples acide-base associés sont H3O⁺/H₂O et H₂O/HO^–.

III-2. Réaction acido-basique

Soient deux couples acide-base A₁H/A₁^– et A₂H/A₂^–. Une réaction acido-basique (aussi appelée réaction par transfert de proton) est la transformation chimique qui a lieu lorsque l’acide d’un couple échange un proton avec la base d’un autre couple pour former leurs base et acide conjugués. L’équation bilan de la réaction est la suivante :

A₁H + A₂^– ==> A₁^– + A₂H

Exemples :

• Réaction entre l’acide éthanoïque, acide du couple CH₃COOH/CH₃COO^–, et l’ammoniac, base du couple NH₄⁺/NH₃ :

CH₃COOH + NH₃ ==> CH₃COO^– + NH₄⁺

• Du fait de son caractère amphotère dans les couples H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO^–, l’eau peut réagir avec elle-même. Cette réaction est appelée autoprotolyse de l’eau :

2 H₂O ==> H₃O⁺ + HO^–

 IV- PH d’une solution aqueuse

Les réactions acido-basiques font intervenir un transfert d’ions H⁺. Lorsqu’on est en solution aqueuse (donc où le solvant est l’eau), on va définir le caractère acide ou basique de la solution en fonction de la quantité d’ions H⁺ présents en solution. Or dans l’eau l’ion H⁺ n’existe pas en tant que tel, il est associé à une molécule d’eau pour former l’ion oxonium selon la demi-équation suivante : H₂O + H⁺ = H3O⁺.

IV-1. Définition du pH

Le potentiel hydrogène, ou pH, d’une solution aqueuse, est lié à la concentration en ion oxonium H₃O⁺ par la formule suivante :

pH=-\log { \frac { ([{ H }_{ 3 }{ O }^{ + }]) }{ { C }_{ 0 } }  } \Longleftrightarrow \quad [{ H }_{ 3 }{ O }^{ + }]={ C }_{ 0 }{ 10 }^{ -pH }

Avec C₀ = 1 mol.L⁻¹ la concentration de référence.

IV-2. Échelle de pH dans l’eau

Dans l’eau, la valeur du pH est comprise entre 0 et 14. Le pH central est donc 7, on l’appelle le pH neutre.

• Si 7 < pH < 14, on dit que la solution est basique (il y a davantage d’ions HO^– que d’ions H₃O⁺ en solution).
• Si 0 < pH < 7, on dit que la solution est acide (il y a davantage d’ions H₃O⁺ que d’ions HO^– en solution)

IV-3. Mesure du pH

Pour mesurer le pH d’une solution aqueuse, on peut utiliser deux méthodes:

• Du papier pH que l’on trempe dans la solution et qui indique de manière approximative son pH grâce à un code couleur.
• Un pH-mètre, appareil muni d’une sonde pH-métrique que l’on immerge dans la solution et qui indique une valeur plus précise du pH.

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Oxydoréduction : Cours et Exercices corrigés

Les réactions d’oxydoréduction sont des réactions dans lesquelles des électrons sont transférés entre réactifs. Par exemple, la rouille du fer, le blanchiment des cheveux, la production d’électricité dans les batteries résultent de réactions d’oxydoréduction.

Beaucoup de ces réactions mettent en jeu le dioxygène :

La plupart des réactions d’oxydoréduction ne nécessitent pas la présence de dioxygène. Par exemple, dans la réaction suivante :

un métal (qui a tendance à perdre un électron) réagit avec un non métal (qui a tendance à gagner un électron) . L’élément métallique (le sodium) cède un électron au non métal (le dichlore).

Par définition, une oxydation est une perte d’électrons et une réduction est un gain d’électrons.

I- Couple oxydant-réducteur

• On appelle oxydant une entité (atome, molécule ou ion) capable de capter au moins un électron (noté e‒) au cours d’une réaction chimique :
  • Oxydant = capteur d’électrons
• On appelle réducteur une entité (atome, molécule ou ion) capable de céder au moins un électron au cours d’une réaction chimique :
  • Réducteur = donneur d’électrons
• Un oxydant et un réducteur sont dits conjuguées et forment un couple redox (noté Oxydant/Réducteur) si on peut les relier par une demi-équation d’oxydoréduction :

Exemples :

II- L’état d’oxydation, le nombre d’oxydation

Dans une réaction d’oxydoréduction entre un métal et un non métal, il est facile de « suivre » le transfert d’électrons entre le réducteur et l’oxydant. Cela est plus difficile lorsque la réaction met en jeu deux non métaux. Pour « suivre » le transfert d’électrons, les chimistes ont construit un outil commode qui fait appel au nombre (ou degré) d’oxydation . Ce dernier permet de savoir si un élément chimique peut être réduit (il a gagné un ou des électrons) ou oxydé (il a perdu ou gagné un électron) qu’il soit seul ou engagé dans un édifice moléculaire ou ionique.

Nous allons donc attribuer à chaque élément chimique un nombre d’oxydation en suivant les règles suivantes :

Règle 1: Le nombre d’oxydation d’un élément dans un corps pur simple atomique ou moléculaire est égal à 0.

Règle 2: Le nombre d’oxydation d’un élément dans un ion monoatomique est égal à la charge de cet ion.

Règle 3: La somme de tous les n.o des éléments dans :

• une molécule neutre est égal à 0.

• un ion est égal à la charge de cet ion.

Règle 4: Dans des composés, les éléments métalliques ont des n.o positifs :

• Les éléments du groupe 1A (alcalins) ont toujours un n.o de +I.

• Les éléments du groupe 2A (alcalino-terreux) ont toujours un n.o de +II.

Règle 5 : Dans des composés, les éléments non métalliques suivants ont les n.o indiqués dans le tableau suivant:

Ces résultats peuvent s’expliquer en étudiant la structure de Lewis des molécules et à partir de l’électronégativité des éléments. Il faut noter des exceptions : pour l’élément oxygène, dans le peroxyde d’hydrogène H2O2 (eau oxygéné),n.o(O) = -I , pour l’élément hydrogène, dans les hydrures métalliques tels que LiH et NaH , n.o(H) = -I .

Quand on cherche à déterminer le n.o d’un élément, il faut retenir les points suivants :

• Le n.o d’un élément dépend des autres éléments présents dans le composé à l’exception des alcalins et alcalino-terreux dont les n.o sont toujours les mêmes.
• La règle 3 est toujours vérifiée.
• Quand on veut déterminer le n.o d’un élément qui n’est pas couvert par les règles 4 et 5 (comme le carbone), il faut utiliser la règle 3.

III- Pile électrochimique

Une pile est un générateur électrochimique (conversion d’énergie chimique en énergie électrique) dans lequel se déroule une réaction d’oxydoréduction entre deux couples redox. Il est constitué de deux parties (appelées demi-piles), reliées par un pont salin, comportant chacune un conducteur métallique (appelés électrode) en contact avec un milieu ionique (conducteur) appelé électrolyte.

• L’électrode où se produit une réduction est appelée la cathode ;
• L’électrode où se produit une oxydation est appelée l’anode.

Fonctionnement d’une pile :

• À l’intérieur de la pile, le passage du courant électrique est assuré par des ions (porteurs de charges) : les cations se déplacent dans le sens du courant (vers la borne + ) et les anions se déplacent en sens inverse (vers la borne – ) ;
• À l’extérieur de la pile, le passage du courant électrique est assuré par des électrons (porteurs de charge) : ils se déplacent de la borne – vers la borne + (sens inverse du sens conventionnel du courant) ;
• Le pont salin assure la continuité électrique et la neutralité électrique entres les deux demi-piles.

Réactions aux électrodes :

Les réactions aux électrodes se déduisent du sens de déplacement des électrons :

• Au pôle négatif de la pile, des électrons sont libérés selon la demi-réaction suivante (oxydation) :

(Le métal est consommé et des ions métalliques sont formés)

• Au pôle positif de la pile, les électrons qui arrivent sont captés selon la demi-réaction suivante (réduction) :

(Des ions métalliques sont consommés et des atomes métalliques sont formés)

Réaction de fonctionnement :

Lorsque la pile fonctionne, une réaction chimique à lieu dont l’équation correspond au bilan des réactions électrochimiques qui se déroulent à chacune des électrodes de la pile :

La pile transforme donc de l’énergie chimique en énergie électrique qu’elle transfère au circuit extérieur : c’est un générateur électrochimique. Une partie de l’énergie libérée est dissipée par effet Joule.

Lorsqu’on recharge un accumulateur, les espèces chimiques qui ont été consommées aux électrodes sont régénérées : le sens de la réaction d’oxydoréduction est inversé grâce à un apport d’énergie.

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Cinétique chimique : Cours-Résumés-TD-Exercices-Examens-Corrigés

La cinétique chimique est la science qui s’occupe de la façon dont les réactions chimiques procèdent (mécanisme) et de leur vitesse Deux motivations principales pour étudier la cinétique :

• Prédire les facteurs qui peuvent influer sur la vitesse : température, pression, concentrations, présence d’un catalyseur.
• Relier la vitesse au mécanisme : une réaction dont nous écrivons l’équation stœchiométrique de manière globale, est en fait une succession de réactions élémentaires.
• Ces deux motivations relèvent de la cinétique proprement dite. on peut aussi s’intéresser au rôle de la vibration a la rotation cette description relève de la dynamique chimique.

Une réaction chimique est la modification de l’assemblage des atomes constituants les molécules de réactifs pour conduire à de nouvelles molécules produits.

Etudier une réaction consiste à envisager deux problèmes dont elle dépend :

• La thermodynamique étudie l’énergie de l’état initial.
• La cinétique met en évidence les intermédiaires.

La vitesse des réactions :

• D’un point de vue pratique, la vitesse d’une réaction est une grandeur observable et mesurable au niveau macroscopique et qu’il est intéressant de pouvoir moduler.
• D’un point de vue théorique, l’étude de la vitesse d’une réaction constitue un moyen d’obtenir des informations sur un mécanisme, c’est-à-dire sur tout ce qui se passe au niveau microscopique pendant la réaction et qui n’est pas observable directement.

Vitesse de réaction. Définition et mesure :

Une réaction n’est pas un phénomène instantané, c’est un processus qui se déroule dans le temps et qui a une durée. A tout moment de son déroulement, des molécules de réactifs disparaissent et des molécules de produits se forment. Le temps nécessaire à la réalisation d’une réaction, autrement dit la vitesse de son déroulement, varie énormément de l’une à l’autre. Ainsi, il faut plusieurs millions d’années pour former du pétrole, mais il ne faut qu’une infime fraction de seconde au TNT pour exploser.

Les facteurs déterminants de la vitesse d’une réaction :

• La température : une élévation de température accélère habituellement les réactions.
• La concentration, ou la pression partielle, des réactifs : une réaction est généralement d’autant plus rapide qu’elles sont importantes.
• Le contact entre les réactifs : si les réactifs ne sont pas miscibles, la vitesse de réaction dépend de leurs possibilités de contact, ainsi, de petites particules réagiront en général plus rapidement qu’une masse importante.
• La nature du solvant : dont nous avons déjà parlé précédemment.
• La catalyse : la présence de certains corps accélère parfois les réactions, sans qu’ils interviennent dans leur bilan. Ainsi, vous vous souviendrez certainement qu’en chimie organique, l’éthène ne réagit avec le dihydrogène pour former l’éthane, qu’en présence d’un catalyseur.
• La lumière : certaines réactions ne se produisent avec une vitesse appréciable qu’en présence de lumière comme, par exemple, nombre de réactions radicalaires en chimie organique.

Il est évident que des facteurs, tel que la surface de contact entre les réactifs, ont un rôle extrêmement difficile à analyser de manière quantitative. Seuls seront donc étudiés, dans le cadre de ce cours, les effets de la concentration des réactifs, de la température, de la catalyse et de la lumière. Mais essayons dans un premier temps de définir précisément ce qu’est la vitesse de réaction.

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Les Hydrocarbures : Cours et exercices corrigés

Les molécules organiques les plus simples sont formées de carbone et d’hydrogène uniquement, d’où leur ancien nom d’hydrocarbures. Les hydrocarbures sont insolubles dans l’eau, mais 1mL d’hydrocarbure pollue environ 100 litres d’eau.

Les hydrocarbures sont des espèces chimiques qui ne contiennent que les éléments hydrogène et carbone. On distingue deux catégories :

1-Hydrocarbure saturé :

Les atomes de carbone sont reliés par des liaisons simples uniquement. Ils portent donc autant d’atomes d’hydrogène que possible. C’est pour cette raison que ces composés sont appelés hydrocarbure saturés.

2-Hydrocarbure Insaturé :

Les atomes de carbone d’une chaîne d’hydrocarbure peuvent aussi être reliés par des liaisons doubles ou triples. Ces chaînes sont dites insaturées car elles ne portent pas autant d’atomes d’hydrogène que possible. Les hydrocarbures insaturés sont, comme les alcanes, des molécules apolaires et qui réagissent bien avec l’oxygène. En revanche, les hydrocarbures insaturés sont très réactifs, et sont à la base de nombreuses réactions organiques : addition, hydrogénation, halogénation (bromation), polymérisation, ozonolyse … .

Les alcènes sont des hydrocarbures à chaîne ouverte possédant une double liaison C = C. Leur formule brute est de la forme CnH2n (n entier naturel supérieur ou égal à 2). Par extension, on appelle dérivé éthylénique toute espèce chimique contenant au moins une double liaison C = C.

Pour nommer les hydrocarbures ramifiés, on reprend la règle valable pour les hydrocarbures linéaires, mais on lui rajoute les points suivants :

1- Repérer la chaîne principale, c’est à dire la plus longue

2- Précéder ce nom de la description (emplacement, longueur, saturation) de la ramification :

– La position de la ramification est obtenue en numérotant les atomes de la chaîne principale, dans le sens fournissant à la ramification le plus petit chiffre possible

– La longueur de la ramification est décrite par les racines habituelles

– Une ramification saturée est décrite par le suffixe –yl au lieu du –ane habituel.

3- Les restes alkyles sont indiqués par ordre alphabétique.

4- Lorsqu’une même ramification est présente plusieurs fois, le montrer par le multiplicateur « di », « tri », « tétra », « penta », « hexa », etc.

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Liaison chimique : Cours – Résumés – Exercices et Examens corrigés

L’atome est le constituant fondamental de la matière. Il est constitué de différentes particules élémentaires, dont les trois principales : l’électron, le proton et le neutron. Ces derniers forment le noyau.

La matière est généralement formée par des molécules et parfois par des assemblages ioniques. La présence d’atomes libres est souvent due à des conditions expérimentales exceptionnelles telles que le vide interstellaire, les champs magnétique et électrique intenses.

Il existe trois types de liaisons fortes qui unissent les atomes : la liaison covalente, ionique et métallique.

La liaison covalente est obtenue grâce à la mise en commun d’électrons apportés par deux atomes. Une liaison covalente entre deux atomes résulte de la mise en commun d’une paire d’électrons. Seuls les électrons de valence d’un atome, c’est-à-dire les électrons en excès par rapport à la configuration du gaz rare qui précède l’élément, peuvent être impliqués dans la formation des liaisons. Pour les éléments des trois premières périodes il s’agit des électrons de la couche externe.

La liaison ionique résulte de l’attraction mutuelle des charges des anions et des cations. La liaison ionique est une force d’attraction, ce n’est pas de la matière. Un composé ionique possède nécessairement un composé fortement électropositif et électronégatif. La liaison est d’autant plus forte que l’enthalpie réticulaire est élevée, donc que les espèces sont plus petites et chargées.

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Chimie des Solutions : Cours -Résumés-Exercices corrigés-Examens corrigés

Une solution est constituée d’une espèce chimique majoritaire appelée solvant et d’espèces chimiques minoritaires appelées solutés. Dans le cas d’une solution aqueuse l’eau joue le rôle de solvant. La molécule H2O est polaire, elle présente de ce fait, un pouvoir dissolvant important vis-à-vis des composés ioniques et les composés polaires.

Un électrolyte est une substance chimique qui, en solution aqueuse, se dissocie en ions et permet de ce fait la conduction de courant électrique. Les ions formés sont solvatés c’est-à-dire entourés de molécules de solvant (H2O)

Tables des matières du cours Chimie des Solutions

CHAPITRE I – EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES

I- Généralités

I-1-Solution aqueuse

I-2-Electrolyte

I-3-Equilibre ionique

II- Acide, base, couple acido-basique

II-1-Définitions

II-2-Acides, bases et structure

II-3-Composé amphotère

II-4-Couple acido-basique

II-5- Equilibre ionique de l’eau : Autoprotolyse de l’eau

II-6 -Force des acides et des bases

II-6-1-Equilibre de dissociation d’un acide faible

II-6-2-Equilibre de dissociation d’une base faible

II-6-3- Relation entre Ka et Kb

II-6-4- Nivellement des acides forts et des bases fortes par le solvant.

II-6-5- Loi de dilution d’OSTWALD

II-6-6- Force relative de deux couples

III- pH de solutions aqueuse

III-1-pH d’une solution acide

III-1-a- Solution d’acide fort:

III-1-b-acide faible

III-2-pH de solution basique

III-2-a-base forte

III-2-b-base faible

III-2-c-Domaines de prédominance

III-3- Les sels

III-4- Mélange d’acides ou de bases

III-4-a-Mélange de deux acides forts

III-4-b-Mélange d’un acide fort et un acide faible

III-4-c-Mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée

III-4-d- Pouvoir tampon

III-4-e- pH d’une solution d’ampholyte

IV- Indicateurs colorés

V-Dosage acido-basique

V-2-Salification d’un acide faible par une base fort

V-3-Salification d’une base faible par un acide fort

CHAPITRE II – EQUILIBRES DE SOLUBILITE – PRECIPITATION ET DE COMPLEXATION

I-Equilibre de solubilité-Précipitation

I-1-Solubilité

I-2-Expression du produit de solubilité Ks – solubilité dans l’eau pure

I-3- Condition thermodynamique de précipitation

I-4-Effet d’ions communs

I-5-Précipitations successives

I-6-Influence du pH sur la solubilité

I-6-1- cas de sels d’acides faibles

I-6-2- Cas d’hydroxydes métalliques

I-7-Effet de la température sur la solubilité

II-Equilibres de complexation

II-1-Définition d’un complexe

II-2-Constante de formation et de dissociation d’un complexe

II-3-Equilibres successifs de complexation

II-4- Complexations compétitives : prévision de réactions

II-5- Solubilité et complexation

II-6- Diagramme de prédominance complexe – ion central libre

CHAPITRE III – EQUILIBRES D’OXYDO-REDUCTION

I- Réaction d’oxydoréduction

I-1-Nombre d’oxydation

I-2-Equilibrage de réactions d’oxydo-réduction

I-3-Réaction de dismutation

II- Potentiel d’électrode

II-1-Demi-pile

II-2-Electrode

II-3-Potentiel d’électrode

II-4-Prévision du sens de la réaction d’oxydo-réduction dans les conditions standard

II-5-Loi de NERNST

III- Types d’électrodes

IV-Pile ou cellule galvanique

Enthalpie libre et constante d’équilibre d’oxydo-réduction

V- Notation conventionnelle d’une pile

VI- Pile de concentration

VII- Détermination indirecte de potentiel standard

VIII- Détermination de constantes d’équilibre

Exercice

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Diagrammes de phases – Chimie Descriptive : Cours, TD et Examens corrigés

Partie 1 : Chimie Descriptive

Cours N°1 de Chimie Descriptive

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Cours N°2 de Chimie Descriptive

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Partie 2 : Diagrammes de phases

Un diagramme de phases permet de résumer les constitutions d’équilibre d’un système d’alliage. Un diagramme de phases permet de prédire, pour un mélange donné, la constitution des phases en présence, en équilibre les unes avec les autres. Deux facteurs physiques ont une influence sur la nature et la composition des phases présentes :

• La température qui joue un rôle particulièrement important lors de la coulée et dans les modifications des propriétés mécaniques des alliages dentaires
• La pression qui est habituellement négligée car elle n’a d’influence qu’à des niveaux extrêmement élevés.

Deux types de transformations peuvent être retrouvés dans les diagrammes de phases.

• L’étude des transformations liquide-solide donne les diagrammes de solidification.
• L’étude des transformations solide-solide permet de prédire les propriétés d’un alliage après traitement thermique.

Plan du cours Diagrammes de phases

I   ENC :

II   Introduction et définitions

III   Construction d’un diagramme de phases

IV   Diagrammes de phases avec miscibilité totale à l’état solide

IV.1 Détermination de la composition des phases

IV.2 Détermination de la proportion (en masse) de chacune des phases

V   Diagrammes de phases avec miscibilité partielle à l’état solide

V.1 Diagrammes avec point eutectique

V.2 Aspect micrographique de la phase a ou de la phase b

V.2.1 Aspect micrographique de l’alliage eutectique

V.2.2 Aspect micrographique d’un alliage hypoeutectique ou d’un alliage hypereutectique

V.2.3 Cas particuliers

V.3 Diagrammes avec point eutectoïde

V.4 Diagrammes avec point péritectique

V.5 Diagrammes avec point péritectoïde

VI   Annexes

Cours de Diagrammes de phases

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Liens de téléchargement des examens corrigés Chimie Descriptive et Diagrammes de phases

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Chimie des électrolytes : Cours – Exercices et Examens corrigés

Electrolyte : Milieu (liquide, parfois solide) pouvant manifester une conductibilité ionique c’est à dire que les charges sont transportées par les ions.

La molécule d’eau peut être considérée comme un dipôle électrostatique du fait de la polarisation de la liaison O-H (différence d’électronégativité des atomes liés) et par la présence de 2 doublets non liants.

Electrode : Matériau pouvant manifester une conductibilité électronique c’est à dire que les charges sont transportées par les électrons

Circulation d’un courant électrique.

Lorsque l’on relie par un galvanomètre deux électrodes de nature différente plongées dans une solution aqueuse, on constate une déviation du galvanomètre. Cela constitue la preuve du passage d’un courant dans le circuit.

Dans le circuit extérieur, le courant électrique est dû à un déplacement d’électrons. Au niveau de la solution, le courant se traduit par un déplacement d’ions. Ainsi, la conductivité d’une solution représentera la capacité avec laquelle se déplaceront les ions.

Mesures de conductivités.

Elles sont réalisées grâce à un conductimètre. C’est un appareillage muni de deux plaques en platine platiné conductrices parallèles de section s, séparées par une distance l dont le principe est basé sur celui du pont de Wheastone. Le rapport k =l/s dépend de la cellule. Un courant alternatif entre les deux électrodes est appliqué afin d’éviter leur polarisation. La tension appliquée aux électrodes et le courant circulant dans la solution sont proportionnels. Les solutions ioniques se comportent comme des conducteurs ohmiques.

Conductivité équivalente

La conductivité spécifique n’est pas une grandeur pratique pour évaluer correctement les phénomènes de conduction dans les solutions. En effet, la même solution à diverses concentrations aura des conductivités différentes uniquement parce qu’un volume donné de ces solutions ne contiendra pas les mêmes quantités d’ions

La conductivité équivalente traduit l’aptitude d’un ion à transporter des charges électriques parmi les molécules d’eau de la solution.

Loi empirique de Kohlrausch

Lorsque la concentration ceq tend vers zéro, la conductivité équivalente devient indéterminée. Kohlrausch et ses collaborateurs, après avoir essayé de la déterminer expérimentalement, ont constaté deux comportements distincts des électrolytes à température donnée. En effet, la conductivité équivalente variait linéairement ou non en fonction de la racine carrée de la concentration suivant les solutions.

Plan du cours CHIMIE DES ELECTROLYTES  

CHAPITRE 1 : DEFINITIONS

CHAPITRE 2 : CONDUCTIVITE 

CHAPITRE 3 : REACTIONS D’OXYDO-REDUCTION                                      

CHAPITRE 4 : CONDUCTEURS ELECTRONIQUES

CHAPITRE 5 : ELECTROLYSE ET PILES

CHAPITRE 6 : DOSAGE OXYDO-REDUCTEUR 

Lien de téléchargement du cours CHIMIE DES ELECTROLYTES

Liens de téléchargement des exercices et TD corrigés CHIMIE DES ELECTROLYTES

Liens de téléchargement des Examens corrigés CHIMIE DES ELECTROLYTE

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Chimie Expérimentale – TP- Examens- Consignes, Présentation – Manipulations et Recommandations pour préparer l’examen

Les manipulations de ces travaux pratiques permettent un approfondissement des réflexes nécessaires à tout analyste pour pratiquer correctement lors de la mise en œuvre de techniques plus sophistiquées à savoir la sensibilisation aux bonnes pratiques de laboratoire et aux problèmes de sécurité.

Les solutions

sont des systèmes homogènes dont les substances (constituants) sont divisées et dispersés l’un dans l’autre au niveau moléculaire (molécules, atomes, ions, associations moléculaires). La substance majoritaire est appelée solvant (dissolvant) et les substances minoritaires sont les solutés.

Solvant :

 Un solvant est un liquide qui a la propriété de dissoudre et de diluer d’autres substances sans les modifier chimiquement et sans lui-même se modifier ; l’eau, par exemple, est le solvant le plus courant.

Les processus de dissolution ne sont pas une simple répartition des molécules ou des ions d’une substance parmi les molécules ou les ions d’une autre ; il est plus souvent lié à diverses interactions de nature physique ou chimique.

La manière dont un solide (gaz ou liquide) se dissout dans un solvant dépend de la température, de la pression, mais aussi de la nature des deux substances : solvant et corps dissout que l’on nomme soluté (dans le cas de deux liquides, le solvant est le liquide le plus abondant et le soluté le moins abondant).

Pour qu’elles puissent établir entre elles des liaisons, il faut qu’elles présentent une certaine analogie structurale. En général, les ions ou les molécules polaires sont solvatés de préférence par le solvant, qui présente le moment dipolaire et la constante diélectrique les plus élevés. Les liaisons formées peuvent être des forces de van der Waals, mais également des liaisons dirigées : liaisons hydrogène ou liaison de transfert de charges, dans lesquelles un électron tend à passer d’une molécule à une autre. Par exemple, l’eau dissoudra le glucose, substance possédant de nombreux groupements alcooliques, donc polaire, ou le NaCl – substance ionique.

Plan des TP de la Chimie Expérimentale

• Consignes générales
• Présentation générale des travaux pratiques
• Manipulation I : Préparation des solutions
• Manipulation II : Dosage d’un acide par une base : Suivi par pHmétrie
• Manipulation III : Dosage d’une eau oxygénée par manganimétrie
• Manipulation IV : Conductimétrie
• Manipulation V : Dosage des ions chlorure par titrimétrie et gravimétrie
• Manipulation VI : Modèle Moléculaire

Ci-dessous les liens de téléchargement :

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CRISTALLOCHIMIE II ET RADIOCRISTALLOGRAPHIE

Cristallographie est une science des cristaux, créée par les minéralogistes

CRISTAL est une matière à l’état solide, où l’atome ou le groupement d’atomes qui le constitue se reproduise de façon périodique dans les trois dimensions de l’espace

Il existe deux types de solides cristallisés :

a- les cristaux moléculaires

b- les cristaux macromoléculaires: sont formés par des empilements réguliers de molécules ; c’est le cas par exemple du diode I2, du dioxyde de carbone CO2, de l’eau H2O….

Plan du cours N°1 RADIOCRISTALLOGRAPHIE ET CRISTALLOCHIMIE II

PARTIE I : Radiocristallographie

I – Les rayons X

– Généralités sur les Rayons X

– Production des Rayons X

– Interactions Rayons X / Matière

– Méthodes d’investigation utilisant les Rayons X

II- Diffraction des rayons x par la matière cristallisée

 – loi de Bragg : 2dhklsinθ = nλ

 – Amplitude diffractée

 – Facteur de structure

– Extinctions systématiques

 – Interprétation géométrique dans l’espace réciproque

III- Diffractogrammes de poudres expérimentaux

– Poudres cristallines

– Identification de phases et autres applications

– Chambre de Debye-Scherrer

IV- Diffractogrammes sur cristaux expérimentaux – Monocristaux

– Technique de  résolution de structure

– Analyse chimique par  fluorescence X

PARTIE II : CRISTALLOCHIMIE II

I- Structures complexes

a- Composés de type MO3

b- Composés de type Pérovskite AMO3

 c- Composés de type Corindon M2O3

 d- Composés de type AM2O4 Spinelle

I- Non stœchiométrie

– cristal parfait,

– cristal réel,

– défauts

III- Solutions solides

– solutions solides de substitution,

– solutions solides d’insertion,

– loi de Vegard

Plan du cours N°2 Radiocristallographie

Chapitre_1 : Notion de cristallographie

A. Généralité sur l’état cristallin

1. Réseaux cristallins

2. Rangées dans les cristaux

3. Plans réticulaires

B. Généralités sur la symétrie

1. Éléments de symétrie

2. Groupes ponctuels de symétrie

3. Familles cristallines

4. Groupes d’espace

Chapitre_2 : Les rayons X

A. Introduction

B. Production et utilisation des RX en cristallographie

1. Tubes à rayons X

2. Détection

C. Interactions rayons X – matière

1. Absorption

2. Diffusion

Chapitre_3 : La diffraction des rayons X

A. Le réseau réciproque

B. Le caractère géométrique du phénomène de diffraction

1. Conditions de Laue

2. Construction d’Ewald

3. Relation de Bragg

C. Intensité des rayons diffractés

1. Facteur de structure

2. Loi de Friedel

Plan du cours N°3 Cristallochimie II

• Rappel Cristallochimie I
• Structures complexes – Composés_de type MO3 – Composés_de type AMO3 :   Corindon M2O3; Pérovskite AMO3 – Composés_de type AM2O4 Spinelle
• Non stœchiométrie : cristal parfait, cristal réel, défauts
• Solutions solides : solutions solides de substitution, solutions solides d’insertion, loi de Vegard

Liens de téléchargement des cours RADIOCRISTALLOGRAPHIE ET CRISTALLOCHIMIE II

Liens de téléchargement des TD corrigés RADIOCRISTALLOGRAPHIE ET CRISTALLOCHIMIE II

Liens de téléchargement des examens corrigés RADIOCRISTALLOGRAPHIE ET CRISTALLOCHIMIE II

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Chimie théorique a un rôle de prédiction, d’explication et de rationalisation (modélisation) de la chimie.

Avec les méthodes quantiques, on a accès à un ensemble de grandeurs qui aide à élucider la structure électronique de systèmes chimiques.

Les concepts d’énergie orbitalaire, de recouvrement, de charges atomiques, d’ordre de liaison et de valence permettent d’interpréter et de comparer la solution SCF en termes d’idées bien connues de tous les chimistes.

Il ne faut, cependant, pas oublier qu’en chimie quantique, certains de ces concepts sont définis à l’aide de formules arbitraires non vérifiables expérimentalement.

Ils peuvent être utilisés pour étudier l’évolution d’une propriété dans une série de composés mais leurs valeurs absolues doivent être interprétées avec circonspection.

Plan du Cours N°1 de la Chimie théorique

Ce cours présentera :

–Les fondements et les méthodes de la chimie quantiques,

–Les fondements et les méthodes de la chimie quantiques,

–L’étude de l’atome et de l’interaction rayonnement atome,

–Les premières notions de spectroscopie théorique,

–L’étude de la molécule : Théorie des orbitales moléculaire ; méthodes empiriques de Hückel, théorie des orbitales frontières.

Plan du Cours N°2 de la Chimie théorique

I- Définitions et théorèmes

II- Eléments et opérations de symétrie

III- Molécules et groupes ponctuels de symétrie

 IV- Dénombrement des opérations de symétrie et des classes d’opérations de symétrie dans les groupes ponctuels

V- Représentation matricielle des groupes d’opérations de symétrie et tables de caractères

Liens de téléchargement des cours de de la Chimie théorique

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Chimie Organique Fonctionnelle : Cours-TD- Examens-corrigés

Plan du cours de Chimie Organique Fonctionnelle

Chapitre 1 : Mécanismes Réactionnels

1. CLASSIFICATION DES RÉACTIONS
2. ASPECT ÉNERGÉTIQUE des RÉACTIONS
3. ASPECT ELECTRONIQUE. INTERMÉDIAIRES RÉACTIONNELS

Chapitre 2 : Réaction d’addition électrophile

1. INTRODUCTION
2. RÉACTIONS D’HYDRATATION sur les ALCÈNES
3. RÉACTIONS D’HYDROHALOGÉNATION sur les ALCÈNES.
4. RÉACTIONS de DIHALOGÉNATION sur les ALCÈNES
5. ADDITION D’ACIDES HYPOHALOGÉNEUX sur les ALCÈNE

Chapitre 3 : Réactions d’addition nucléophile sur le groupement carbonyle

1. INTRODUCTION
2. MÉCANISME GÉNÉRAL d’une ADDITION NUCLÉOPHILE

Chapitre 4 : Réactions de substitution Nucléophile

1. INTRODUCTION
2. SUBSTITUTION NUCLÉOPHILE MONOMOLÉCULAIRE (SN1)

Chapitre 5 : Réactions de substitution Electrophile

1. INTRODUCTION
2. SUBSTITUTION ÉLECTROPHILE 
3. POLYSUBSITUTION ELECTROPHILE

Chapitre 6 : Réactions d’Elimination

1. INTRODUCTION
2. ÉLIMINATION UNIMOLÉCULAIRE (E1)
3. ÉLIMINATION BIMOLÉCULAIRE (E2)
4. TABLEAU COMPARATIF DES MÉCANISMES SN1, E1, SN2 et E2

Liens de téléchargement des Cours de Chimie Organique Fonctionnelle

Cours N°1 de Chimie Organique Fonctionnelle

Liens de téléchargement des TD corrigés de Chimie Organique Fonctionnelle

Liens de téléchargement des Examens corrigés de Chimie Organique Fonctionnelle

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Chimie Organique Générale : Cours-Résumés- TD et Exercices corrigés-Examens corrigés

La chimie organique, aussi appelée chimie du carbone, est une branche de la science pour le chimiste ou pour le médecin, le dentiste, le vétérinaire, le pharmacien, l’infirmière ou l’agriculteur. Elle fait partie de notre culture technologique.

Le carbone est l’élément majeur de cette chimie, mais il n’est pas le seul. A côté de cet atome, on retrouve de l’hydrogène, de l’oxygène, de l’azote et bien d’autres. De façon générale, un composé organique a pour formule brute C_xH_yO_zN_t… avec x, y, z, t des valeurs entières

Plan du cours Chimie Organique Générale

CHAPITRE 1 : Nomenclature organique

I- les alcanes

1) Groupes univalents dérivant d’un alcane linéaire (notion de radical)

2) Alcanes ramifies

3) Cycloalkanes

4) Composes avec groupement fonctionnel monovalent

1. a) Groupes à Préfixes : Les halogénoalcanes
2. b) Les Ethers – Oxydes

II- Hydrocarbures insaturés linéaires

1) Les alcènes.

2) Les alcynes.

3) Composes comportant des doubles et des triples liaisons :

III) Composes comportant une ou plusieurs fonctions (polyfonctionnels)

a)Amines : Dans la famille des amines on distingue trois types

-Les amines primaires

-Amines secondaires

-Amines tertiaires

b) Les alcools

c) Les Cétones

d) Les Aldéhydes

e) Les Amides

f) Les acides carboxyliques

g) Les esters

IV- Composes aromatiques (benzène) :

– Dérives du benzène monosubstitués :

Chapitre 2 : Stéréo-Isomérie Et Analyse conformationnelle

I- Isomérie

1) Définition

2) Isomérie de constitution

a) Isomérie de fonction

b) Isomérie de position

c) Isomères de chaîne

II- Représentation des molécules dans l’espace

1) Représentation en perspective

2) Representation de NEWMAN

III- Stereoisomerie

1) Définition

2) Notion d’isomères de conformation

3) Etude conformationnelle des composes acycliques (ethane, butane)

a) Conformations de l’éthane.

b) Conformations du butane.

4) Etude conformationnelle des composes cycliques (cas du cyclohexane)

Chapitre 3 : Configuration

I) Règles séquentielles de cahn, ingold et prelog

II) Applications de la règle cip

1) Détermination des configurations (E/Z)

2) Détermination de la configuration r/s du carbone asymétrique)

Chapitre 4 : Isomérie optique

I) Activité optique

II) Chiralité et énantiomère

1) Chiralité

a) Définition :

b) Condition pratique

2) Enantiomerie

a) Définition :

b) Types de composés optiquement actifs

c) Représentation plane. Projection de Fischer

d) Molécules contenant plusieurs atomes de carbones asymétriques

e) Cas de molécules symétriquement substituées

f) Configurations absolues D, L

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Thermochimie : Cours-Résumés – Exercices corrigés – Examens corrigés

L’objet de la thermodynamique en général consiste en l’étude d’un système et son évolution énergétique. Cette discipline est d’autant plus intéressante que les propriétés grossières de la matière, telles que la température, la pression, le volume et la concentration sont mesurables avec les appareils les plus simples et les plus accessibles. Ces propriétés de la matière dans son ensemble sont appelées les propriétés macroscopiques.

La thermodynamique chimique est divisée en trois parties principales:

a- La thermochimie: c’est la théorie des effets énergétiques des réactions chimiques. Le premier prince de la thermodynamique représente la base théorique de cette partie.

 b- Les fonctions thermodynamiques: qui déterminent la direction de l’évolution spontanée de la réaction et l’état d’équilibre. C’est le second principe qui est la base théorique de cette partie. 

c- La troisième partie quant à elle, étude des méthodes de calcul des constantes d’équilibre des réactions et des concentrations de produits au niveau de l’équilibre. Les deuxième et troisième principes sont la base théorique de cette partie.

La thermodynamique chimique susceptible de résoudre les problèmes suivants:

a- La détermination des conditions dans lesquelles une réaction chimique sera possible sans aucune influence extérieure.

b- La détermination de la stabilité d’un corps sans conditions.

c-La détermination des conditions dans lesquelles on peut éliminer les
réactions inutiles

d- La détermination de la température et de la pression pour que la réaction se réalise aux conditions optimales.

Plan du cours Thermochimie

Préface

Introduction

Chapitre I : Rappels des notions fondamentales et premier principe

I.1 Définitions de base

I.2 Premier principe de la thermodynamique

I-3 Conclusion

Chapitre II : Capacité calorifique des systèmes homogènes

II-1. Définition

II-2. Variation de la capacité calorifique d’un système en fonction de la température

II-2. Variation de la capacité calorifique d’un système en fonction de la température

II-3 Conclusion

Chapitre III : Les transformations spontanées et les non spontanées. Second principe de la thermodynamique

III-1. Introduction

III-2. Notion de l’équilibre

III-3. Énonces historiques du second principe de la thermodynamique

III-4. Méthodes de calcul d’entropie

III-5. Les fonctions thermodynamiques de Helmholtz et de Gibbs

III-6. Les fonctions caractéristiques en thermodynamique et équations de Maxwell

III-7. Méthodes de calcul de l’enthalpie libre

III-8. Conclusion

Chapitre IV : Systèmes hétérogènes unitaires et équilibres de phases

IV-1. Coexistence des phases

IV-2. Stabilité des phases

IV-3. Equation de Clausius-Clapeyron appliquée aux équilibres de phases

IV-4. Résolution de l’équation de Clausius-Clapeyron

IV-5. Première connaissance avec la règle des phases

IV-6. Conclusion

Chapitre V : Introduction aux équilibres chimiques

V-1. Introduction

V-2. Variation de G avec la température (G = f(T))

V-3. Variation de G avec la pression (G = f(P))

V-4. Enthalpie libre et constante d’équilibre

V-5. Conclusion

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