Table des matières. Chapitre 1- Atomistique Chapitre 2- Liaisons chimiques... 47

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1 Table des matières Chapitre 1- Atomistique Structure de l atome Modèle corpusculaire : cas de l atome H Objectif Modèle de Rutherford Modèle de Bohr Transitions entre niveaux électroniques Nombres quantiques Représentation des orbitales atomiques Description de l orbitale " s " Description des orbitales " p " Structure électronique des atomes Diagrammes d énergie Répartition des électrons ou configuration électronique La classification périodique des éléments La classification de Mendeleïev (1869) Propriétés physiques des éléments Principales familles (colonnes) Caractéristiques atomiques et périodicité QCM du chapitre Corrigé des QCM du chapitres Chapitre 2- Liaisons chimiques Introduction Liaisons chimiques Schéma de Lewis Règle de l octet Types de liaisons Moment dipolaire Les liaisons faibles Interactions de Van der Waals Liaison Hydrogène... 63

2 4. Géométrie des édifices covalents. Modèle VSEPR Principe de la méthode VSEPR : Règles de Gillespie Géométrie des Molécules de type AX m E n Théorie des orbitales moléculaires; molécule H Principe de la théorie CLOA (Combinaison Linéaire de Orbitales Atomiques) Combinaison des orbitales 1s dans H Diagramme des orbitales moléculaires de H Stéréochimie Représentation des structures organiques Les isoméries Stéréoisomérie et symétrie Energie de déformation moléculaire: rotation interne dans la molécule d éthane CH 3 -CH Facteurs déterminant l énergie des états L encombrement stérique Les effets électroniques La liaison hydrogène QCM du chapitre Corrigé des QCM du chapitre Chapitre 3- Cinétique chimique Objectifs de la cinétique Définitions et détermination des vitesses L avancement d une réaction (rappel) Définitions des vitesses Loi de vitesse : ordre d une réaction Définition Expression d une loi de vitesse Relation concentration/temps: équation cinétique Equation cinétique Réactions engageant un seul réactif Réactions engageant deux réactifs Influence de la température sur la vitesse des réactions Loi d Arrhenius Détermination de l énergie d activation Notion de mécanismes réactionnels Cinétique des réactions élémentaires Cinétique des réactions complexes Catalyse

3 7.1 Définition et mode d action des catalyseurs Types de catalyse Cinétique enzymatique Modèle de Michaelis-Menten: Réaction entre un substrat S et une enzyme E Evolution de la vitesse initiale en fonction de la concentration de substrat QCM du chapitre Corrigé des QCM du chapitre Chapitre 4- Premier principe de la thermodynamique, thermochimie Objectifs de la thermodynamique Définitions Notion de système en thermodynamique Types de système Convention de signe Etat d un système Transformation d un système Fonction d état Propriété mathématique d une fonction d état Réaction chimique Equation d état des gaz parfaits Loi d Avogadro Loi de Boyle Loi de Charles Equation d état des gaz parfaits (idéaux) Mélange de gaz, pression partielle Travail W Définitions Exemples de calcul de W : Application aux gaz parfaits Exemple de calcul de W : Application à une phase condensée Chaleur ou énergie calorifique Q Définition Expression de Q Premier principe de la thermodynamique Energie interne U d un système et énoncé 1 du premier principe : conservation de l énergie Autres énoncés du premier principe

4 6.3 Loi de Joule : à T constante, U gaz parfait = Chaleur échangée au cours de transformations à volume constant (Q v ) ou à pression constante (Q p ) Relation entre H et U (ou entre Q P et Q V ) Enthalpie de réaction r H Etat standard Définition de la grandeur de réaction r X Enthalpie standard de formation : f H 0 (kj mol -1 ) Loi de Hess Application de la loi de Hess au calcul des enthalpies standard de réaction r H 0 T à partir des enthalpies standard de formation Grandeur de réaction et variation entre 2 états Influence de la température sur les enthalpies de réaction (loi de Kirchhoff) Energie de liaison (covalente) Définition Molécules polyatomiques Applications Energie de résonance QCM du chapitre Corrigé des QCM du chapitre Chapitre 5- Second principe de la thermodynamique, et états d équilibres Evolution d un système isolé La fonction entropie S Définitions Expressions de ds ext. et ds int Le second principe de la thermodynamique : énoncé Cas d un système isolé Cas d un système non isolé Variation d entropie S d un système non isolé Interprétation moléculaire de l entropie : entropie et désordre Entropie des corps purs à zéro K :Troisième principe de la thermodynamique Troisième principe, entropie absolue Entropie molaire absolue Variation d entropie standard d une réaction se produisant à température constante : entropie standard de réaction Définition de r S

5 6.2 Calcul de l entropie de réaction standard r S à partir des entropies absolues Calcul de l entropie de réaction standard r S à partir des entropies standard de formation Fonction enthalpie libre G Définition Conditions d évolution d un système à T et P constantes Enthalpie libre de réaction Equilibres chimiques L enthalpie libre d une réaction Loi de Guldberg et Waage Enthalpie libre r G (T) d un mélange réactionnel à l équilibre chimique Relation entre le quotient de réaction et la constante d équilibre K: sens d évolution d une réaction Variation de l enthalpie libre en milieu biologique Loi de modération de Le Châtelier Influence de la température sur la constante d équilibre K (T) Transport membranaire Equilibres de solubilité Solubilité et produit de solubilité Prédire la formation d un précipité Relation solubilité produit de solubilité Principe de Le Châtelier appliqué à l équilibre dissolutionprécipitation QCM du chapitre Corrigé des QCM du chapitre Chapitre 6- Equilibres acido-basiques Les réactions acido-basiques Définitions Réaction acido-basique : transfert de protons Constantes d équilibre des réactions acido-basiques Force des acides et des bases : Mesure à partir de K a Le ph (potentiel d hydrogène) Définition du ph Domaine de prédominance Valeurs du ph dans les solutions aqueuses Calcul du ph d une solution d acide ou de base ph d une solution d acide fort ph d une monobase forte

6 3.3 ph d un monoacide faible ph d une monobase faible ph d une solution d ampholyte ph des solutions salines Solutions tampons Définition ph des solutions tampons Titrage acido-basiques Définition et principe de dosage Dosage d un monoacide fort par une monobase forte Titrage d un monoacide faible par une monobase forte QCM du chapitre Corrigé des QCM du chapitre Chapitre 7- Equilibres d oxydo-réduction Les réactions d oxydo-réduction Définitions Nombre d oxydation Potentiel d électrodes Pile Daniell : Principe de la pile Loi de Nernst Loi de Nernst généralisée Formule de Nernst, f.e.m. et potentiel d électrode E Différents types d électrodes Electrode de référence : Electrode standard à hydrogène (E 0 = 0 V) Electrode type ion métallique x+ / métal (s) Electrode type métal inerte/couple redox Electrode type sel métallique insoluble/métal (cas de l électrode au calomel) Prévision du sens des réactions Utilisation des potentiels standard des couples redox Influence du ph sur le potentiel d électrode Potentiel d électrode standard apparent Conséquences de la variation du pouvoir oxydant en fonction du ph sur la réactivité Dosages redox : titrages potentiométriques Définition Equivalence redox Exemple : titrage de Fe 2 + par Ce QCM du chapitre

7 8. Corrigé des QCM du chapitre Concours 2011 ; Pitié-Salpêtrière Chimie Générale Corrigé Concours 2011 ; Pitié-Salpêtrière Chimie Générale