VITESSE ACCELERATION 5 Accélération centripète (a c ) ENERGIE MECANIQUE 1 Vitesse d un mobile (v) v en m.s 1 ; d en mètre ; t en seconde 2 Vitesse instantanée d un mobile a en m.s 2 ; v en m.s 1 ; R en mètre 6 Vitesse linéaire (v) v en m.s 1 ; en rad.s 1 ; R en mètre 1 Le travail d une force ; Exemple : Vitesse au point G 4 : v en m.s 1 ; (G n1 G n+1 ) en mètre ; t en seconde 3 Accélération (a) a en m.s 2 ; v en m.s 1 ; t en seconde 4 Vitesse angulaire () en rad.s 1 ; en radian ; t en seconde 1 Poids d un corps (P) POIDS FORCES P en Newton ; m en kg ; g = 10 N.kg 1 2 Vecteurs forces Les 4 caractéristiques d un vecteur : Un point d application Une direction Un sens Une intensité 3 Somme vectorielle W (F) en Joule ; F en Newton ; AB distance parcourue en mètres ; angle que fait la direction de la force avec le déplacement. 2 Energie cinétique (E c ) E c en Joule ; m en kg ; v en m.s 1 3 Théorème de l énergie cinétique 4 Energie potentielle (E P ) E P en Joule ; m en kg ; g = 10 N.kg 1 Variation d altitude : Z 1 et Z 2 en mètre
LES LOIS DE NEWTON 1 1 ère loi de Newton ou théorème de l inertie Dans un référentiel terrestre : Si un objet est immobile ou animé d un mouvement rectiligne uniforme alors les forces qui agissent sur lui se compensent. La réciproque est également vraie. Si les forces qui agissent sur un objet se compensent alors il est soit immobile ou soit il est animé d un mouvement rectiligne uniforme. 2 2 ème loi de Newton Dans un référentiel galilléen, la somme vectorielle des forces qui s exercent sur un point matériel de masse constante est égale au produit de sa masse par son vecteur accélération. 3 3 ème loi de Newton Si représente la force exercée par l objet B sur l objet A et si représente la force exercée de l objet A sur l objet B. On a toujours l égalité vectorielle : CHAÎNE ENERGETIQUE RENDEMENT 1 Chaîne énergétique Pour faire un schéma d une chaîne énergétique il faut identifier : Le convertisseur d énergie. L énergie absorbée par ce convertisseur. L énergie utile produite par ce convertisseur. L énergie perdue par ce convertisseur à l environnement. Energie Absorbée Energie absorbée : E Absorbée Energie utile : E Utile Energie perdue : E Perdue Convertisseur d énergie Energie Perdue 2 Bilan d une chaîne énergétique 3 Rendement d un convertisseur d énergie Energie Utile 4 Puissance La puissance consommée par un convertisseur d énergie est l énergie qu il consomme par unité de temps. P en Watt ; E en joule ; t en seconde MOMENT DES FORCES 1 Moment d une force (M F/ ) M F/ en N.m ; F en Newton ; d en mètre Remarque : Moment du poids 2 Moment d un couple (M c ) M C en N.m ; F en Newton ; d en mètre 3 Théorème des moments E (Energie) en joule ; pas d unité
ENERGIE THERMIQUE 1 Quantité de chaleur (Q) Q en Joule ; m en kg ; Variation de température : = ( f i ) C : Chaleur massique du corps en J.Kg 1. C 1 2 Puissance thermique (P) P en Watt ; Q en Joule ; t en seconde 3 Chaleur latente (L) Q en Joule ; m en kg L en J.kg 1 (Constante dépendant du corps) ENERGIE LUMINEUSE 1 Fréquence () et longueur d onde () en Hertz ; en mètre ; c = 3 10 8 m.s 1 2 Longueur d onde () et période (T) en mètre ; c = 3.10 8 m.s 1 ; T en seconde 3 Energie lumineuse ou en mètre ; c = 3 10 8 m.s 1 ; W en Joule h : constante de Planck = 6,62 10 34 J/s ; 1 Loi d Ohm en Hertz ENERGIE ELECTRIQUE U en Volt ; R en Ohms ; I en Ampère 2 Loi d Ohm pour une pile U PN et E en Volt ; r en Ohm ; I en Ampère 3 Intensité coupe circuit (I cc ) I CC en Ampère ; E en Volt ; r en Ohms 4 Puissance en courant continu (P) P en Watt ; U en Volt ; I en Ampère 5 Energie électrique (W E ) W E en Joule ; P en Watt ; t en seconde 6 Tension maximale (U m )et efficace(u eff ) U m en Volt ; U eff en Volt 7 Intensité maximale(i m ) et efficace(i eff ) I m en Ampère ; I eff en Ampère 8 Fréquence () et période(t) 9 Puissance active(p a ) en hertz ; T en seconde P a en Watt ; U en Volt ; I en Ampère 10 Puissance apparente(s) S en V.A ; U en Volt ; I en Ampère
GRANDEURS MOLAIRES 1 Mole et unité de quantité de matière La masse d une mole représente la masse atomique (M) d un élément. Masse que l on retrouve dans le tableau périodique. Unité de la masse atomique : gramme par mole (g/mol ou g.mol 1 ) 2 Masse molaire moléculaire (M) Elle est égale à la somme des masses atomiques de chacun des éléments constituant la molécule Unité : gramme par mole (g/mol ou g.mol 1 ) 3 Quantité de matière (n) n en moles ; m en gramme ; M en g/mol CONCENTRATIONS 1 Concentration massique (C m ) C m en g/l ; m en gramme et V en Litre 2 Concentration molaire (C) C en mol/l ; n en moles et V en Litre 1 Facteur de dilution DILUTION ou Solution mère : C I : Concentration initiale V I : Volume initiale Solution fille : C F : Concentration finale V F : Volume finale C I et C F en g/l ou mol/l ; F pas d unité CATIONS MONOATOMIQUES Cations Formule de l ion Sodium Na + Fer II Fe 2+ Magnésium Mg 2+ Aluminium Al 3+ Calcium Ca 2+ Fer III Fe 3+ Potassium K + Cuivre II Cu 2+ ANIONS MONOATOMIQUES Anions Formule de l ion Fluorure F Chlorure Cl Oxyde O 2 CATIONS POLYATOMIQUES Cations Formule de l ion Ammonium NH 4 + Oxonium H 3 O + ANIONS POLYATOMIQUES Cations Formule de l ion Phosphate PO 4 3 Nitrate NO 3 Bicarbonate HCO 3 Carbonate CO 3 2 Sulfate SO 4 2 Hydroxyde OH ou HO CONCENTRATION EN IONS 1 Equations de dissolution Les notations (s), (l),(g) et (aq) indique les états physique : solide, liquide, gaz, en solution aqueuse de l espèce considérée. NaCl(s) Na + (aq) + Cl (aq) C = [NaCl] = [Na + ] = [Cl ] FeCl 2 (s) Fe 2+ (aq) + 2 Cl (aq) C = [FeCl 2 ] = [Fe 2+ ] = 2 [Cl ]
Le ph 1 Produit ionique de l eau H 2 O + H 2 O H 3 O + + HO C est l autoprotolyse de la molécule d eau. Le produit de la concentration molaire en ions H 3 O + par la concentration molaire en ions HO est toujours constant et est égale à K e. et avec [H 3 O + ] et [HO ] sont des concentrations molaires exprimées en mol/l 2 Le ph ph = log [H 3 O + ] et [H 3 O + ] = 10 ph mol/l Si le ph < 7 alors la solution est acide et la concentration en ions [H 3 O + ] > [HO ] Si le ph = 7 alors la solution est neutre et la concentration en ions [H 3 O + ] = [HO ] Si le ph > 7 alors la solution est basique et la concentration en ions [H 3 O + ] < [HO ] REACTION ACIDOBASIQUE 1 Acide selon Brönsted Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H +. A 1 = H + + B 1 On dit que B 1 est la base conjuguée de l acide A 1. Le couple acide base s écrit A 1 /B 1. Ex : CH 3 COOH = H + + CH 3 COO Couple Acide/Base : CH 3 COOH/ CH 3 COO 2 Base selon Brönsted Une base est une espèce chimique capable d accepter un proton H +. B 2 + H + = A 2 On dit que A 2 est l acide conjugué de la base B 2. Le couple acide base s écrit A 1 /B 1. Ex : NH 3 + H + = NH 4 + Couple Acide/Base : NH 4 + / NH 3 3 Composé amphotère ou ampholite C est un composé qui peut se comporter soit comme un acide ou une base au sens de la théorie de Brönsted Ex : L eau H 2 O = H + + HO soit le couple H 2 O/HO H 2 O + H + = H 3 O + soit le couple H 3 O + /H 2 O 4 Réaction acidobasique en milieu aqueux Action d un acide sur une base (Exemple : réaction entre l acide éthanoïque sur la soude). Couple acide/base : CH 3 CO 2 H/ CH 3 COO ; H 2 O/HO CH 3 CO 2 H + HO CH 3 COO + H 2 O (Acide) (Base) Action d une base sur un acide (Exemple : réaction entre l ammoniac sur l acide chlorhydrique). Couple acide/base : NH + 4 / NH 3 ; H 3 O + /H 2 O NH 3 + H 3 O + NH 4 + (Base) (Acide) + H 2 O EXEMPLES DE COUPLES ACIDE /BASE Acide NH 4 + Base NH 3 CH 3 COOH CH 3 COO H 3 O + H 2 O H 2 O HO CO 2,H 2 O HCO 3 EXEMPLES D ACIDES ET DE BASES Acide chlorhydrique : HCl En solution aqueuse : H 3 O + + Cl Acide sulfurique : H 2 SO 4 En solution aqueuse : 2 H 3 O + + SO 4 2 Soude ou hydroxyde de sodium : NaOH En solution aqueuse : Na + + OH Potasse ou hydroxyde de potassium : KOH En solution aqueuse : K + + OH
FORCES DES ACIDES ET DES BASES ① Acide fort Acide faible Acide fort Dissociation totale avec l eau AH + H2O H3O+ + ADonc : CA = [H3O+] Acide faible Dissociation partielle avec l eau AH + H2O H3O+ + ADonc : CA > [H3O+] ② Base forte Base faible Base forte Dissociation totale avec l eau NaOH Na+ + HODonc : CB = [HO] Base faible Dissociation partielle avec l eau B + H2O HO + BH+ Donc : CB > [HO] ② L équivalence L équivalence est obtenue lorsque les ions H3O+ provenant de l acide ont été neutralisés par les ions HO provenant de la base. nacide = nbase CA : Concentration molaire de l acide. CB : Concentration molaire de la base. Exprimée en mol/l. VA : Volume d Acide et VB : Volume de Base. ③ Titrage phmétrique On suit l évolution du PH en fonction du volume de solution titrante versée. Le point d équivalence (VE ; phe) est obtenue par la méthode des tangentes. ⑤ Constante d acidité (Ka) AH + H2O H3O+ + AL expression de la constant Ka est donné par : ⑥ Notion du pka Pour comparer la force des acides, la valeur du Ka est peu commode. Pour y pallier, on définit une grandeur logarithmique : le pka : Plus le pka est faible plus l acide est fort. ⑦ Domaine de prédominance C est la forme AH (Acide) qui prédomine C est la forme A (Base) qui prédomine DOSAGES ACIDOBASIQUES ① Protocole opératoire 1 Burette 2 Support 3 Barreau aimanté 4 Erlen 5 Agitateur magnétique La solution titrante se trouve dans la burette (Sa concentration est connue) et la solution titrée se trouve dans l erlen (On doit rechercher sa concentration). ⑧ Courbe phmétrique et pka Relation d Anderson : On trace ensuite la parallèle à ces deux tangentes, équidistante de celleci. Son intersection avec la courbe détermine le point d équivalence : E. ④ Titrage par colorimétrie Le volume à l équivalence est repéré par le changement de couleur d un indicateur coloré. A la demi équivalence : [A] = [AH] ; Donc pka VE / 2
OXYDOREDUCTION 1 Oxydant réducteur Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons. Un couple oxydant /réducteur est l ensemble d un oxydant et d un réducteur succeptible de s échanger un ou plusieurs électrons selon la demi équation d oxydoréduction : Le couple s écrit : Exemple : Cu 2+ + 2 e = Cu Cu 2+ est un oxydant et Cu est un réducteur. 2 Réaction d oxydoréduction Une oxydation est une perte d électrons, une réduction est un gain d électrons Réduction Oxydation Une réaction d oxydoréduction est un transfert d électons du réducteur d un couple oxydant/réducteur à l oxydant d un autre couple oxydant/réducteur. 3 Les piles rédox Des électrons sont libérés à l électrode associée au pôle négatif, cette électrode est le siège d une oxydation. Des électrons sont captés à l électrode associée au pôle positif, cette électrode est le siège d une réduction. Couple mis en jeu : Cu 2+ /Cu E = + 0,34 V ; Ni 2+ /Ni E = 0,23 V Cu 2+ Ni 2+ Cu Ni Métal le + réducteur Equations mis en jeu : Cu 2+ + 2 e = Cu Ni = Ni 2+ + 2 e Bilan : Cu 2+ + Ni Cu + Ni 2+ Cu 2+ est l oxydant et le Ni est le réducteur. Le Ni est la borne négative car il cède des électrons. La borne positive de la pile est le cuivre. 4 Les dosages d oxydoréduction Au cours d un titrage d oxydoréduction, on dose une solution contenant un oxydant par une solution contenant un réducteur ou le contraire Généralement, lors d un titrage d oxydoréduction, l équivalence est marquée par un changement de couleur. Les solutions utilisées sont généralement colorées. Equivalence et proportions stœchiométriques Les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques si leurs quantités initiales sont proportionnelles aux nombres stœchiométriques. On considère l équation : a A + b B c C + d D A et B sont dans les proportions stœchiométriques si : 5 Equation rédox complexe 1. Conservation des éléments Equilibrer les atomes autres que celui de l oxygène (O) et de l hydrogène (H). Elément O : équilibrer avec des molécules d eau (H 2 O) {solvant}. Elément H : équilibrer avec des ions H +. {En milieu acide}. 2. Conservation de la charge Assurée grâce aux électrons : e (1 électron est compté 1) MnO 4 + 8 H + + 5 e = Mn 2+ + 4 H 2 O
FONCTIONS ORGANIQUES 1 La fonction alcool 2 La fonction aldéhyde 3 La fonction cétone Voir le cours. NOMENCLATURE EN CHIMIE ORGANIQUE ESTERIFICATION HYDROLYSE Un acide carboxylique et un alcool réagissent pour donner un ester et de l eau. C est la réaction d estérification. Inversement l ester en présence d eau s hydrolyse. LES FERMENTATIONS 1 Fermentation alcoolique C est la transformation des sucres (glucose et fructose) présents dans le vin en alcool. Lors de cette transformation, il y a production de dioxyde de carbone. 2 Fermentation acétique C est une fermentation par des bactéries, qui transforme l alcool (l éthanol) d un vin en acide éthanoïque. 4 La fonction acide carboxylique 5 La fonction amine 6 la fonction ester En fonction du temps il se forme un équilibre entre les différentes espèces chimiques. La réaction d estérification n est pas totale, c est une réaction limitée. En portant d une mole d acide et d une mole d alcool on obtient au mieux 0,66 mole d ester ( 2 / 3 ) et 0,66 mole d eau ( 2 / 3 ). Cette réaction est lente. Dans cet état final les proportions des différents constituants du mélange n évolue pas au cours du temps. Il s agit d un état d équilibre que l on traduit par l équation : Acide + alcool ester + eau 3 Fermentation lactique C est la transformation du lactose contenu dans le lait en acide lactique. Ce processus est initié par les bactéries lactiques. 4 Fermentation malolactique Cette fermentation est importante dans l élaboration des vins rouges. A la suite d une fermentation alcoolique, le vin contient de nombreux acides organiques telles que l acide malique. Cet acide se transforme en acide lactique avec production de dioxyde de carbone.
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