Fiche de révision : Chimie générale

Les notions de cette fiche

• Solvants, solvatation et miscibilité — Grandeurs qui caractérisent un solvant : moment dipolaire, permittivité relative, aptitude à donner une liaison hydrogène ; classement des solvants en apolaires, polaires aprotiques et polaires protiques ; mécanisme de la dissolution d'un solide ionique (dissociation puis solvatation des ions, rôle de la permittivité) et d'un soluté moléculaire ; miscibilité de deux liquides et prévision qualitative de la solubilité d'un soluté dans un solvant donné ; conséquences pratiques : extraction liquide-liquide, recristallisation, choix d'un solvant de réaction.
• Diagrammes de prédominance et solutions tampons — Constante d'acidité et pKa ; diagramme de prédominance d'un couple et d'un polyacide ; recherche de la réaction prépondérante ; calcul du pH d'une solution d'acide faible, de base faible et d'ampholyte, avec vérification des approximations faites ; relation d'Henderson-Hasselbalch et solution tampon (préparation, pouvoir tampon, effet d'une dilution) ; exploitation d'un titrage suivi par pH-métrie (équivalence, demi-équivalence, choix d'un indicateur coloré).
• Bilan thermique d'une transformation chimique — Application du premier principe à un système siège d'une transformation chimique : transfert thermique à pression constante égal à la variation d'enthalpie, transfert thermique à volume constant égal à la variation d'énergie interne ; avancement de la réaction et transfert thermique effectivement échangé ; calorimétrie (capacité thermique d'un calorimètre, méthode des mélanges, détermination expérimentale d'une enthalpie de réaction) ; transformation adiabatique et température de flamme, obtenue en faisant porter la chaleur de réaction au système lui-même ; influence de la température sur une enthalpie standard de réaction (loi de Kirchhoff).
• Complexes en solution : constantes de formation et prédominance — Complexe, ion central et ligands, indice de coordination ; constantes de formation et de dissociation successives, constantes globales et leurs logarithmes ; diagramme de prédominance d'un couple donneur-accepteur de ligand, tracé en fonction du logarithme de la concentration en ligand libre ; recherche de la réaction prépondérante et calcul de la composition d'une solution contenant un complexe ; compétition entre complexation, précipitation et acido-basicité, et dissolution d'un précipité par ajout d'un ligand ; applications au dosage complexométrique et au masquage d'un ion gênant.
• Schéma de Lewis, mésomérie et géométrie VSEPR — Construction raisonnée du schéma de Lewis d'une molécule ou d'un ion polyatomique : décompte des électrons de valence, doublets liants et non liants, charges formelles et choix de la représentation la plus probable ; hypervalence des éléments de la troisième période ; formes mésomères d'un système délocalisé et notion d'hybride de résonance ; géométrie autour d'un atome central par la méthode VSEPR (répulsion des doublets, figures de répulsion, effet des doublets non liants sur les angles) ; moment dipolaire d'une molécule déduit de l'électronégativité et de la géométrie, molécules polaires et apolaires.
• Lois de vitesse et détermination d'un ordre — Vitesse volumique de réaction rapportée aux nombres stœchiométriques ; loi de vitesse, ordres partiels et ordre global, constante de vitesse et son unité ; intégration des lois d'ordre 0, 1 et 2 et temps de demi-réaction associés ; méthodes expérimentales de détermination d'un ordre (méthode intégrale, méthode différentielle, temps de demi-réaction, dégénérescence de l'ordre) ; loi d'Arrhenius et énergie d'activation.
• Orbitales atomiques et nombres quantiques — Quantification de l'énergie d'un électron dans un atome ; les quatre nombres quantiques (n, l, ml, ms) et leurs valeurs permises ; orbitales s et p, dégénérescence d'une sous-couche ; principe d'exclusion de Pauli, règle de Klechkowski, règle de Hund ; configuration électronique d'un atome et d'un ion monoatomique, électrons de cœur et de valence ; lecture des périodes et des blocs de la classification, évolution du rayon atomique, de l'énergie de première ionisation et de l'électronégativité.
• Orbitales moléculaires des molécules diatomiques de la deuxième période — Décrire une liaison là où le modèle de Lewis échoue. Recouvrement de deux orbitales atomiques de valence et construction d'une orbitale moléculaire liante et d'une orbitale antiliante ; recouvrement axial (orbitales de type sigma) et recouvrement latéral (orbitales de type pi, doublement dégénérées) ; diagramme d'énergie des diatomiques de la deuxième période et remplissage par les électrons de VALENCE seuls, selon le principe d'exclusion et la règle de Hund. Ordre de liaison défini comme la demi-différence entre le nombre d'électrons occupant des orbitales liantes et celui des électrons occupant des orbitales antiliantes ; lecture de la stabilité, de la longueur et de l'énergie de liaison sur cet ordre. Prévision du caractère magnétique : une espèce est paramagnétique si son diagramme laisse au moins un électron célibataire, diamagnétique sinon — c'est le paramagnétisme du dioxygène, que Lewis ne prévoit pas. Raisonnement par espèces ISOÉLECTRONIQUES : deux espèces qui comptent le même nombre d'électrons de valence ont le même ordre de liaison et le même comportement magnétique, ce qui permet de traiter un ion à partir de la molécule neutre correspondante.
• Produit de solubilité et condition de précipitation — Équilibre de dissolution d'un solide ionique peu soluble, produit de solubilité et pKs ; solubilité en eau pure pour une stœchiométrie quelconque, et pourquoi deux sels de stœchiométries différentes ne se comparent pas par leurs seuls produits de solubilité ; effet d'ion commun ; condition d'apparition d'un précipité par comparaison du quotient de réaction au produit de solubilité, et concentration seuil de précipitation ; domaine d'existence du solide et lecture d'une courbe de solubilité ; influence du pH et d'une complexation sur la solubilité d'un hydroxyde ou d'un sel d'acide faible ; précipitations sélectives et dosages par précipitation.
• Réseaux cubiques et compacité — Description d'un solide cristallin : réseau, motif, maille conventionnelle ; les trois réseaux cubiques (simple, centré, à faces centrées) ; population d'une maille, coordinence, condition de tangence entre plus proches voisins, relation entre le rayon métallique et le paramètre de maille ; compacité ; masse volumique d'un cristal métallique ; sites interstitiels octaédriques et tétraédriques d'un réseau cubique à faces centrées, leur nombre et la taille maximale de l'atome inséré.
• Grandeurs standard de réaction et enthalpie libre — État standard et grandeurs standard de réaction ; enthalpie standard de réaction obtenue par la loi de Hess à partir des enthalpies standard de formation ; entropie standard de réaction et signe prévisible d'après le désordre ; enthalpie libre standard reliant enthalpie, entropie et température ; relation entre enthalpie libre standard et constante d'équilibre ; enthalpie libre de réaction, quotient de réaction et critère d'évolution spontanée ; influence de la température sur la constante d'équilibre (relation de van 't Hoff).
• Mécanismes réactionnels et approximations de la cinétique — Acte élémentaire, molécularité et loi de van 't Hoff (pour un acte élémentaire, et pour lui seul, les ordres partiels sont les nombres stœchiométriques) ; intermédiaire de réaction et profil énergétique d'un mécanisme ; approximation de l'état quasi stationnaire appliquée à un intermédiaire très réactif ; approximation de l'étape cinétiquement déterminante ; établissement de la loi de vitesse d'un mécanisme par étapes et confrontation à la loi expérimentale ; mécanismes en séquence ouverte et en séquence fermée (initiation, propagation, terminaison) ; effet d'un catalyseur sur le chemin réactionnel et sur l'énergie d'activation apparente.
• Potentiel d'électrode et relation de Nernst — Couple oxydant/réducteur et potentiel standard rapporté à l'électrode standard à hydrogène ; relation de Nernst pour un couple en solution ; prévision du sens d'évolution d'une réaction d'oxydoréduction et calcul de sa constante d'équilibre à partir des potentiels standard ; force électromotrice d'une pile et lien avec l'enthalpie libre de réaction ; influence du pH et d'une précipitation sur un potentiel ; lecture d'un diagramme potentiel-pH (domaines de prédominance et d'existence, frontières).

À maîtriser avant de commencer

Ces notions sont utilisées ici. Relisez-les si l’une d’elles vous échappe.

• Cohésion de la matière et interactions intermoléculaires — Interactions de Van der Waals, liaison hydrogène, cohésion des solides ioniques et moléculaires, solubilité et miscibilité expliquées par la polarité.
• Dissolution d'un solide ionique — Équation de dissolution, concentration effective des ions, électroneutralité, solvatation des ions par l'eau polaire.
• Dissolution et solubilité — Soluté, solvant, solution ; solution saturée ; solubilité et influence de la température ; conservation de la masse à la dissolution.
• Couples acide-base de Brønsted — Acide = donneur de proton, base = accepteur, couple acide/base, demi-équations protoniques, réaction acide-base, couples de l'eau, ion oxonium H₃O⁺.
• pH, acides forts et faibles, constante d'acidité — pH = −log[H₃O⁺], produit ionique de l'eau, acide fort / faible, K_A et pK_A, diagramme de prédominance, solutions tampons.
• Titrage — Réaction support totale et rapide, équivalence, relation à l'équivalence, repérage colorimétrique ou pH-métrique (méthode des tangentes, dérivée).
• État d'équilibre et constante d'équilibre — Transformation non totale, équilibre dynamique, quotient de réaction Q_r, constante K, taux d'avancement final, sens d'évolution spontané.
• Fonction logarithme népérien — Réciproque de l'exponentielle, ln(ab) = ln a + ln b, ln(a^n) = n ln a, variations, dérivée 1/x, résolution d'équations e^x = k.
• Aspects énergétiques des transformations chimiques — Transformation exothermique/endothermique, énergie molaire de réaction, énergie libérée par une combustion, pouvoir calorifique, bilan énergétique.
• Tableau d'avancement et réactif limitant — Avancement x, tableau d'avancement, réactif limitant, avancement maximal, mélange stœchiométrique, bilan de matière.
• Premier principe de la thermodynamique — ΔU = W + Q pour un système fermé, travail des forces de pression, transformations isotherme, isochore, isobare, adiabatique.
• Énergie interne, transferts thermiques — Énergie interne, capacité thermique, Q = m c ΔT, modes de transfert (conduction, convection, rayonnement), bilan d'énergie, loi phénoménologique de Newton.
• Ions — Cation et anion par perte ou gain d'électrons, ions monoatomiques et polyatomiques usuels (Na⁺, Cl⁻, SO₄²⁻…), solutions ioniques, tests d'identification.
• Schémas de Lewis des molécules — Règles du duet et de l'octet, liaisons covalentes, doublets liants et non liants, schéma de Lewis de molécules simples (H₂O, NH₃, CO₂, CH₄).
• Géométrie et polarité des molécules — Répulsion des doublets (VSEPR qualitatif), géométrie tétraédrique, pyramidale, coudée, linéaire ; électronégativité, liaison polarisée, molécule polaire.
• Vitesse de réaction et facteurs cinétiques — Transformation lente/rapide, facteurs cinétiques (température, concentration, catalyseur), vitesse volumique de disparition/apparition, temps de demi-réaction.
• Loi de vitesse d'ordre 1 — v = k [A], équation différentielle d[A]/dt = −k[A], décroissance exponentielle, lien entre k et le temps de demi-réaction t₁/₂ = ln 2 / k.
• Primitives — Définition, primitives des fonctions usuelles, linéarité, primitives de u'e^u, u'/u, u'u^n ; unicité à une constante près.
• Structure de l'atome — Noyau (protons, neutrons) et électrons, neutralité électrique, ordre de grandeur des dimensions, symbole des éléments, molécules et formules.
• Configuration électronique — Sous-couches 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, règle de remplissage, électrons de valence (Z ≤ 18), lien avec la stabilité des gaz nobles.
• Organisation du tableau périodique — Périodes et colonnes, classement par Z croissant, lien colonne / électrons de valence, position d'un élément à partir de sa configuration.
• Concentration en quantité de matière et dilution — C = n / V (mol/L), lien C_m = C × M, dilution : C₀ V₀ = C V, facteur de dilution, préparation par dilution (fiole jaugée, pipette).
• États de la matière et changements d'état — Solide, liquide, gaz ; propriétés macroscopiques ; fusion, solidification, vaporisation, liquéfaction ; palier de température lors d'un changement d'état d'un corps pur.
• Masse, volume et masse volumique — ρ = m / V, unités (kg/m³, g/cm³, g/mL), masse volumique de l'eau, identification d'une espèce, flottabilité.
• Masse molaire et quantité de matière — Masse molaire atomique (tableau périodique) et moléculaire (somme pondérée par les indices), relation n = m / M, passage masse ↔ quantité de matière ↔ nombre d'entités.
• Théorème de Pythagore — Énoncé, réciproque et contraposée ; calcul d'une longueur dans un triangle rectangle ; démontrer qu'un triangle est ou n'est pas rectangle.
• Équations différentielles y' = ay + b — Solutions de y' = ay, de y' = ay + b, solution vérifiant une condition initiale, interprétation (décroissance radioactive, charge d'un condensateur).
• Oxydants, réducteurs et réactions d'oxydoréduction — Couple Ox/Red, demi-équation électronique, transfert d'électrons, équation d'oxydoréduction en milieu acide, nombre d'oxydation (introduction).
• Pile électrochimique — Constitution d'une pile (deux demi-piles, pont salin), anode/cathode, polarité, sens du courant et des électrons, capacité électrique Q = n(e⁻) F, usure.
• Acides, bases et pH — Échelle de pH (0-14), solutions acides, basiques, neutres, ions H⁺ et HO⁻, effet de la dilution, sécurité.

S’entraîner sur ces notions

• S’entraîner : Solvatation et partage entre deux solvants
• S’entraîner : Acides faibles, prédominance et solutions tampons
• S’entraîner : Bilan thermique d'une transformation chimique
• S’entraîner : Équilibres de complexation et fraction complexée
• S’entraîner : Lewis, mésomérie et géométrie VSEPR
• S’entraîner : Lois de vitesse : trouver l'ordre d'une réaction
• S’entraîner : Orbitales atomiques et nombres quantiques
• S’entraîner : Orbitales moléculaires des diatomiques de la 2e période
• S’entraîner : Produit de solubilité et précipitation
• S’entraîner : Réseaux cubiques, compacité et sites interstitiels
• S’entraîner : Grandeurs standard : de l'enthalpie libre à K
• S’entraîner : Mécanismes réactionnels et intermédiaires
• S’entraîner : Relation de Nernst : le potentiel d'une électrode

Pour aller plus loin

• Chimie générale et organique
• Chimie organique
• Chimie organique : méthodes spectroscopiques
• Toutes les fiches de révision