Cours de chimie 2ème année discipline fondamentale et option spécifique

Quantitative - Gravimétrie (DF/OS)

La gravimétrie est une méthode d'analyse qui utilise la masse. Elle peut permettre de trouver soit la nature d'un composé (par la quantité de l'un de ses ions), soit la quantité d'une substance dans un mélange. Le principe est de faire réagir chimiquement l'ion, l'élément ou le composé dont on veut connaître la teneur dans l'échantillon. Selon le cas, ce peut être la masse du produit ou la différence de masse de l'échantillon qui permettront de déterminer la teneur ou la nature du produit.

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	Théorie (révision prof.) "Le biscuit au chocolat" Exercices Ex. supplémentaires (9.1 à 9.36) Solutions Solutions détaillées (9.1 à 9.36)	La mole (lecture) Réactif limitant (animation) Calculatrice de masse molaire (Site) Gaz parfait (video)

Oxydoréduction (DF/OS)

Une réaction d'oxydo-réduction est une réaction chimique au cours de laquelle se produit un transfert d'électrons. L'espèce chimique qui capte les électrons est appelé « oxydant » ; celle qui les cède, « réducteur ». Les réactions d'oxydo-réductions constituent une grande famille comprenant de nombreuses réactions chimiques, puisqu'elles interviennent dans les combustions, certains dosages métallurgiques, la corrosion des métaux, l'électrochimie ou la respiration cellulaire. Ces réactions jouent en particulier un rôle fondamental en biologie, dans la transformation de l'oxygène au sein des corps vivants.

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	Théorie (prof.) Exercices Ex. supplémentaires (8.1 à 8.3) Solutions Solutions détaillées (8.1 à 8.3)	Piles et accumulateurs (lecture) Animation 1. (PC) (Mac) Animation 2. (PC) (Mac) Calculateur du nombre d'oxydation "Equilibreur" d'équation d'oxydoréduction Images Zn + CuSO4 Oxydo-réduction d'un bonbon "Haribo®" (film)

Concentration (DF/OS)

La concentration molaire, ou molarité, est la quantité de matière de soluté par unité de volume de solution. Son symbole est C ; cependant, la plupart du temps, quand on parle successivement de la concentration de plusieurs espèces chimiques différentes, on utilise plutôt la notation [symbole de l'espèce] (ex: [Cu²⁺] : concentration en ion cuivre II). Son unité usuelle est la mole par litre (mol/L) et ses sous-multiples. Elle ne peut être définie que si le milieu est homogène ; sa valeur étant identique en chaque lieu de la solution.

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	Théorie (prof.) Exercices Ex. supplémentaires (10.1 à 10.14) Solutions Solutions détaillées (10.1 à 10.14)	Comment préparer une solution ? (swf), (html) (animation) Conversion d'unités de concentrations (UNIGE)

Volumétrie (DF/OS)

La volumétrie est une technique de l’analyse quantitative simple à mettre en œuvre. Elle est basée sur la stoechiométrie d’une réaction chimique. Plus particulièrement sur la mesure des volumes des réactifs.

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	Théorie (prof.) Exercices Ex. supplémentaires (10.15 à 10.37) Solutions Solutions détaillées (10.15 à 10.37)

pH (DF)

Le potentiel hydrogène (ou pH) mesure l'activité chimique des ions hydrogènes (H⁺) (appelés aussi couramment protons) en solution. Plus couramment, le pH mesure l’acidité ou la basicité d’une solution. Ainsi, dans un milieu aqueux à 25 °C, une solution avec un pH :

inférieur à 7 est acide ;
supérieur à 7 est basique ;
égal à 7 est neutre.

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	Théorie (prof.) Exercices Ex. supplémentaires (15.1 à 16.17) Solutions Solutions détaillées (15.1 à 16.17)	Le chaulage (lecture) Dosage acide-base (swf) (html) (animation) Courbes de titrage (visualisation et calcul du pH)

Energétique (OS)

On sait aujourd'hui que ce qu'on appelle l'énergie de réaction dans une réaction chimique est due à la nature quantique de la structure électronique de la matière.

Cette nature quantique limite les configurations électroniques possibles et définit l'énergie qui leur correspond. Une réaction chimique correspond à la transition d'une configuration à une autre (passage d'un niveau d'énergie à un autre).

Si le niveau d'énergie d'arrivée est plus élevé que celui de départ, il faut fournir de l'énergie. La réaction est dite endo-énergétique (l'énergie étant fournie par le milieu, la température de celui-ci diminue).

Si le niveau d'énergie d'arrivée est plus bas que celui de départ, il y a dégagement d'énergie. La réaction est dite exo-énergétique (l'énergie libérée est capturée par le milieu dont la température augmente).

Dans le cas d'une réaction nucléaire (fission ou fusion), la masse des noyaux des constituants de départ et d'arrivée est différente. Cette différence se traduit sous forme d'énergie par la célèbre relation de la relativité d'Einstein E = mc², où E est l'énergie libérée lors de la réaction et m l'écart de masse entre l'état initial et l'état final et où "c" est la célérité qui est la vitesse de la lumière dans le vide d'environ 300 000 km/s.

L'énergie libérée lors d'une réaction nucléaire est bien plus importante que celle impliquée lors d'une réaction chimique. Par exemple, la fusion d'un proton et d'un neutron pour former un noyau de deutérium libère 3,36×10^-13 J ; alors que la combustion de l'hydrogène et de l'oxygène ne libère que 4,75×10^-19 J par molécule d'eau, soit environ 700 000 fois moins d'énergie.

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	Théorie (prof.)	Energie d'activation (animation, swf) Enthalpie, exo, endo (animation, swf)

Thermochimie (OS)

La thermochimie est une partie de la chimie qui étudie les phénomènes thermiques qui accompagnent les réactions chimiques. Certaines réactions peuvent dégager de la chaleur, elles sont exothermiques et d’autres en absorbent, elles sont endothermiques. Marcellin Berthelot est considéré comme le fondateur de la thermochimie. Il créa la bombe calorimétrique et participa au perfectionnement du calorimètre. La bombe calorimétrique, qui est une très grande invention, permet de mesurer le pouvoir calorifique d’un combustible; la capacité d’un combustible à produire de l’énergie. Mise au point en 1881, elle est encore en usage aujourd’hui. Au cours du xx^e siècle, la thermochimie s’est beaucoup développée. L’application du second principe de la thermodynamique aux systèmes chimiques a permis de prévoir le sens des réactions, le positionnement des équilibres chimiques et donc de définir le rendement et la composition du système après réaction.

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	Théorie (prof.) Exercices Ex. supplémentaires (12.1 à 12.25) Solutions Solutions détaillées (12.1 à 12.25)	Energie et liaisons (animation, mov) Chaleur (vidéo) Calorimétrie (vidéo) La loi de Hess (vidéo-anglais) Les lois de la thermodynamique (vidéo) Le principe "zéro" de la thermodynamique (vidéo) Le 1er principe de la thermodynamique (vidéo) Le 2e principe de la thermodynamique (vidéo)

Electrolyse (OS)

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	Théorie (prof.) Démo. électrolyse Exercices Ex. supplémentaires (11.1 à 11.11) Solutions Solutions détaillées (11.1 à 11.11)	Voltamètre d'Hoffmann (Wikipédia)

Cinétique et équilibre (OS)

Le principe de Le Chatelier, ou loi générale de modération, déduite d'observations expérimentales, a été énoncé par Henry Le Chatelier en 1884. Ce principe est applicable dans le cadre d'un déplacement d'équilibre, et non pas d'une rupture d'équilibre.

Énoncé : « Lorsque les modifications extérieures apportées à un système physico-chimique en équilibre provoquent une évolution vers un nouvel état d'équilibre, l'évolution s'oppose aux perturbations qui l'ont engendrée et en modère l'effet. »

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	Théorie (prof.) Exercices Ex. supplémentaires (13.1 à 13.17) Solutions	Le Châtelier (animation, swf) Equilibre entre NO₂ et N₂O₄ (swf), (html) (animation)

Chimie organique (DF)

La chimie organique est une branche de la chimie concernant l'étude scientifique de molécules contenant du carbone et de l'hydrogène, en particulier leur structure, leurs propriétés, leur composition, leurs réactions et leur préparation (par synthèse ou autres moyens). Ces composés peuvent comprendre d'autres éléments, comme l'azote, l'oxygène, certains halogènes (fluor, chlore, brome, iode) ainsi que le phosphore, le soufre ; plus rarement, le sodium, le magnésium, le potassium, le fer, lecobalt, le zinc et le plomb.

La première définition de la chimie « organique » par Nicolas Lémery dans son Cours de chymie publié en 1690, était due à la conception erronée selon laquelle lescomposés organiques seraient les seuls entrant en jeu dans les processus du vivant. Cependant, les molécules organiques peuvent être produites par des processus sans rapport avec le vivant et le vivant dépend aussi de la chimie inorganique. Par exemple, de nombreuses enzymes n'existeraient pas sans des métaux de transition comme le fer ou le cuivre ; et des matériaux comme les coquillages, les dents ou les os sont constitués en partie de composés organiques et en partie de composés inorganiques.

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	Théorie HC 1-5 (prof.) Théorie HC 6-16 (prof.) Théorie HC 17-20 (prof.) Exercices HC Solutions HC Théorie Fonctions (prof.) Résumé - Fonctions Exercices Fonctions Solutions Fonctions	La chimie organique au quotidien (lecture) Les groupes fonctionnels (film) Les hydrocarbures (lecture) Le monde des plastiques (lecture) Les fonctions chimiques (lecture) C'est pas sorcier "La chimie verte" (film) C'est pas sorcier "Les gaz" (film) Nomenclature organique simple (vidéo) C'est pas sorcier "Le pétrole" (film)

Les gaz (OC)

Le gaz parfait est un modèle thermodynamique décrivant le comportement de tous les gaz réels à basse pression. Ce modèle a été développé au xix^e siècle en constatant que tous les gaz tendent vers ce même comportement à pression suffisamment basse, quelle que soit la nature chimique du gaz ce qu'exprime la loi d'Avogadro, découverte en 1811 : la relation entre la pression, le volume et la température est, dans ces conditions, indépendante de la nature du gaz. Cette propriété s'explique par le fait que lorsque la pression est faible, les molécules de gaz sont suffisamment éloignées les unes des autres pour pouvoir négliger les interactions d'ordre électrostatique qui dépendent, elles, de la nature physico-chimique du gaz (molécules plus ou moinspolaires). De nombreux gaz réels vérifient avec une excellente approximation le modèle du gaz parfait, dans les conditions normales. C'est le cas des gaz principaux de l'air, le diazote et le dioxygène.

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	Théorie Exercices Solutions	Lois des gaz parfaits (animation, swf)

Les forces intermoléculaires (OC)

es forces intermoléculaires correspondent à des interactions entre molécules à courtes distances (0.3-0.8 nm) qui ne modifient pas la nature des molécules, mais qui produisent, en moyenne, une force totale d'attraction intermoléculaire responsable de la cohésion de la matière dans les milieux condensés. A très courte distance (< 0.3 nm), ces interactions deviennent répulsives et elles empêchent les molécules de se rassembler pour atteindre des densités atteignant celles des noyaux. Il existe donc une distance optimale de qui correspond au maximum d'attraction entre deux molécules M1 et M2.

Par exemple, les forces de dispersion de London sont des forces faibles intermoléculaires créées par des dipôles induits. Elles représentent en général la composante la plus importante des forces de Van der Waals. Elles tirent leur nom du physicien germano-américain Fritz London qui formula mathématiquement ces forces pour deux molécules identiques en 1937.

Les forces de London existent du fait que la densité électronique des molécules est probabiliste : il y a une forte chance à tout moment pour que celle-ci ne soit pas équitablement répartie à travers la molécule, ce qui crée un léger moment dipolaire. Les moments dipolaires vont varier très rapidement au cours du temps. Ainsi à chaque distribution inhomogène se crée un moment dipolaire induit qui peut interagir avec les moments dipolaires induits des molécules voisines et une force s'exerce entre les molécules. Naturellement, ces dipôles induits peuvent également réagir avec un dipôle permanent (molécule polaire) mais les forces qui en résultent prennent alors le nom de forces de Debye. L'effet apparaît également dans les molécules polaires, mais c'est alors les forces de Keesom qui prennent le dessus le plus souvent et les forces de London jouent alors un rôle souvent minime dans les interactions entre dipôles permanents.

De manière générale, pour des molécules polaires, les forces de London sont très faibles devant les autres forces intermoléculaires, par exemple les interactions ioniques ou les liaisons hydrogène ou les forces de Keesom entre dipôles permanents. Néanmoins, pour des molécules neutres (comme l'hélium), les forces de London sont la seule force attractive intermoléculaire à grande distance. Elles sont aussi prépondérantes dans les forces d'attraction entre molécules non polaires comme le diazote ou le méthane ou même les gaz rares. Sans l'effet des forces de London, il serait impossible de liquéfier ces gaz.

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	Théorie Exercices Solutions	La polarité des molécules (animation) Les moments de dipôle (animation)

Bibliographie

Chimie de base et avancée	Exercices de chimie, brochure "officielle"