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2e édition Yann Verchier Anne-Laure Valette-Delahaye Frédéric Lemaître © Dunod,

2e édition Yann Verchier Anne-Laure Valette-Delahaye Frédéric Lemaître © Dunod, Paris, 2011 ISBN 978-2-10-056621-1 III Table des matières Avant-propos 1 Description des systèmes physico-chimiques 1 La quantité de matière 2 2 La concentration 4 3 La molalité 6 4 Solution, solvant et soluté 8 5 Concentration d’une solution commerciale 10 6 Le facteur de dilution 12 7 Les fractions molaire et massique 14 8 Avancement d’une transformation chimique 16 9 Le produit de solubilité 18 pHmétrie 10 Acide, base et couple acido-basique 20 11 La constante d’acidité « Ka » 22 12 Le pH et les ions oxonium 24 13 Déterminer la réaction acido-basique prépondérante 26 14 Diagramme de prédominance d’un couple (acide/base) 30 15 Le degré de dissociation d’un acide 32 16 pH d’une solution contenant un monoacide fort 34 17 pH d’une solution contenant un monoacide faible 36 18 pH d’une solution contenant une monobase forte 38 Chimie générale IV 19 pH d’une solution contenant une monobase faible 40 20 Ampholyte et pH d’un mélange amphotère 42 Oxydoréduction 21 Oxydant, réducteur et couple redox 44 22 Équilibrer le bilan d’une transformation redox 46 23 Nombre d’oxydation et état d’oxydation d’une espèce 48 24 Potentiel d’équilibre d’un couple redox 50 25 Sens d’évolution d’une transformation redox 52 26 Les piles 54 Cinétique 27 La vitesse de réaction 56 28 Facteurs cinétiques et constante de réaction 58 29 Ordre d’une réaction à un réactif 60 30 Ordre d’une réaction à deux réactifs 64 31 Dégénérescence de l’ordre 68 32 Réaction réversible 70 33 Réactions successives 74 34 Réactions compétitives 78 Atomistique 35 La structure d’un atome 82 36 Le modèle de l’atome de Bohr 84 37 Les orbitales atomiques 88 38 La configuration électronique 92 39 Le modèle de Slater 94 Table des matières V 40 La classification périodique 98 41 Évolution des propriétés au sein de la classification périodique 100 42 L’électronégativité 104 Cristallographie 43 Réseau et mailles 106 44 Structures compactes et non compactes 108 45 Nombre d’atomes par maille 112 46 Le paramètre de maille 114 47 Compacité d’une structure 118 48 Masse volumique d’un solide 120 Géométrie moléculaire 49 Le modèle de Lewis 122 50 Représentation spatiale : la théorie VSEPR 126 51 La représentation de Cram 130 52 La projection de Fischer 132 53 La projection de Newman 134 54 Isomérie de conformation 136 55 Isomérie de configuration 138 56 Les conformations « chaise » 142 57 Les règles de Cahn, Ingold et Prelog 144 58 La chiralité 148 59 Activité optique d’une molécule chirale 150 Thermochimie 60 Activité d’une espèce chimique 152 Chimie générale VI 61 La constante d’équilibre 154 62 Le quotient réactionnel 156 63 Composition à l’équilibre 158 64 Les énergies en thermodynamique 160 65 Les grandeurs standard de réaction 162 66 Influence de la température sur les grandeurs de réaction : lois de Kirchhoff 164 67 Les cycles thermodynamiques 166 68 Influence de la température et du changement d’état sur les grandeurs de réaction 168 69 L’énergie de liaison 170 70 Combinaisons linéaires de réactions chimiques 172 71 Les lois de Hess 174 72 Principe de Le Châtelier et loi de Van’t Hoff 176 73 Enthalpie libre standard et constante d’équilibre 178 Méthodes d’analyse 74 La dissolution et la dilution 180 75 Le dosage direct 182 76 Dosage d’un monoacide fort par une base forte 184 77 Dosage d’un monoacide faible par une base forte 188 78 Dosage séparé des acidités d’un polyacide 192 79 Le dosage redox potentiométrique 194 80 Les différents types d’électrodes 196 81 Le dosage par étalonnage 198 82 La conductimétrie 200 83 La spectrophotométrie 204 Table des matières VII Pour aller plus loin… 206 Annexes A Table des pKa et pKs 208 B Table des potentiels standard redox à 25 °C 210 C Les 7 systèmes cristallins et les 14 réseaux de Bravais 211 D Classification périodique des éléments 212 E Symbole et nom des éléments 213 F Masses atomiques relatives des éléments naturels 214 G Pictogrammes de sécurité des produits chimiques 215 1 Avant-propos Cet ouvrage de chimie, de la collection « Maxi Fiches », a pour objectif de faciliter le travail des étudiants de niveau L1, L2 ou équivalent. Les notions traitées couvrent les différents domaines de la chimie abordés tout au long des deux premières années d’études supérieures. Ne remplaçant pas les ouvrages de chimie de référence, ce recueil de fiches se présente comme une aide pour les étudiants désireux d’aller à l’essentiel au cours de leurs apprentissa- ges, ou comme « mémo » en période de révisions. Afin de pallier l’écart qui apparaît entre les enseignements du secondaire et du supérieur, cet ouvrage propose dans un premier temps de revoir les notions de base vues en lycée, pour ensuite s’intéresser progressivement aux contenus du programme universitaire. À travers 80 fiches synthétiques, l’étudiant se verra expliquer en quelques mots une notion précise de chimie « En quelques mots », sera informé des démonstrations ou formules princi- pales à retenir « Ce qu’il faut retenir », et pourra mettre en application ladite notion au travers d’exemples « En pratique ». Les grands domaines de la chimie traités dans cet ouvrage sont la chimie des solutions, la pH- métrie, l’oxydoréduction, la cristallographie, l’atomistique, la thermochimie, la cinétique, la géométrie moléculaire et enfin les différentes méthodes d’analyse chimique. Cet ouvrage se veut le plus complet possible, mais n’aborde volontairement pas le domaine de la chimie organique descriptive. Yann VERCHIER Anne-Laure VALETTE-DELAHAYE Frédéric LEMAÎTRE 2 1 La quantité de matière 1. EN QUELQUES MOTS… Un échantillon de matière contient un très grand nombre d’atomes, d’ions ou de molécules. Par exemple, un morceau de 1 gramme de cuivre est constitué de près de 1022 atomes de cuivre. Afin de ne pas utiliser de tels nombres, on a créé une échelle plus adaptée : la quantité de matière. 2. CE QU’IL FAUT RETENIR… a) Déﬁnition de la quantité de matière Pour compter un grand nombre d’objets, il est pratique de les regrouper. Ainsi, on compte les entités chimiques (atomes, ions ou molécules ou autres) par paquets. c Chaque paquet ne contient qu’une seule sorte d’entité chimique. c Chaque paquet contient le même nombre d’entités. Un paquet correspond à une mole d’entité chimique. Une mole, c’est un paquet qui contient 6,02.1023 entités chimiques identiques. Il faut toujours préciser l’entité chimique considérée. b) Calculs impliquant la quantité de matière * Calcul d’une quantité de matière * Calcul de la masse d’une quantité de matière On définit pour cela la masse molaire : masse d’une mole d’entités, notée M en g.mol–1. Par convention, la mole est la quantité de matière d’un système contenant autant d’entités chi- miques qu’il y a d’atomes de carbone dans 12,00 g de carbone , c’est-à-dire 6,02. 1023 entités. Ce nombre, noté NA est appelé constante d’Avogadro. Grandeur Symbole Unité Symbole de l’unité Quantité de matière n mole mol N : nombre d’entités chimiques (nombre d’atomes, d’ions, de molécu- les ou autres) n : quantité de matière correspondante (mol) NA : constante d’Avogadro = 6,02. 1023 mol–1 m : masse de l’échantillon (g) n : quantité de matière (mol) M : masse molaire (g.mol–1) C 12 6 N n NA × = m n M × = Description des systèmes physico-chimiques Fiche 1 • La quantité de matière 3 * Calcul du volume d’une quantité de matière On définit pour cela le volume molaire : volume d’une mole d’entités, notée Vm en L.mol–1. Tous les gaz ont le même volume molaire Vm . Par exemple, à T = 0 °C et P = 1,013 bar (conditions normales de température et de pression), Vm(gaz) = 22,4 L.mol–1. 3. EN PRATIQUE… c Déterminons la quantité de matière correspondant à 1,5.1024 molécules de sulfate de cuivre hydraté CuSO4, 5 H2O. n(CuSO4, 5 H2O) = c’est-à-dire : n(CuSO4, 5 H2O) = n(CuSO4, 5 H2O) = 2,5 mol Déterminons la masse de cet échantillon : m(CuSO4, 5 H2O) = n(CuSO4, 5 H2O) ¥ M(CuSO4, 5 H2O) c Maintenant, cherchons combien il y a de molécules de butane C4H10 dans un flacon de 25 mL dans les conditions normales de température et de pression (Vm(gaz) = 22,4 L.mol–1) N = n(C4H10) ¥ NA Or, n(C4H10) = donc N = ¥ NA Ainsi, N = ¥ 6,02.1023 = 6,7.1020 molécules c Enfin, calculons la quantité de matière d’acide ascorbique contenu dans un comprimé de vitamine C, contenant 500 mg d’acide ascorbique C6H8O6. n(C6H8O6) = Ainsi, n(C6H8O6) = = 2,84.10–3 mol. V : volume de l’échantillon (L) n : la quantité de matière (mol) Vm : volume molaire (L.mol–1) Ne pas oublier les 5H2O dans le calcul de la masse molaire. Ainsi, m(CuSO4, 5 H2O) = 2,5 ¥ 249,6 = 6,2.102 g. V Vm n × = N NA - - - - - - - 1,5.1024 6,02.1023 - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - V Vm - - - - - - - V Vm - - - - - uploads/Finance/ maxi-fiches-de-chimie-generale-2e-edition-83-fiches-83-fiches-yann-verchier-amp-anne-laure-valette-delahaye-amp-frederic-lemaitre-dunod-mai-2011.pdf