UE1B-5 Chimie Générale Flashcards
(109 cards)
1
Q
Définition : Solution
A
=> Un mélange homogène d’espèces chimiques différentes constitué par un solvant et un soluté.
2
Q
Définition : Solvant
A
=> Liquide en grande quantité
3
Q
Définition : Soluté
A
=> Un ou plusieurs composés, dissous en petites quantités.
4
Q
Mécanisme de dissolution : Solvatation
A
Association moléculaire entre un solvant et un soluté.
=> Action du solvant sur le soluté.
5
Q
Mécanisme de dissolution : Solvolyse
A
=> Si énergie de Solvatation est importante : entraine la diffusion soluté
= Action du solvant
6
Q
Définition : Dissolution
A
=> mélange de 2 phases, avec formation d’une seule, par définition homogène, qui constitue la solution.
= le soluté se trouve finalement dispersé parmi les molécules de solvant à l’état des molécules solvatées ou d’ions solvatés.
7
Q
À quoi aboutit la dissolution ?
A
=> Insertion de la substance devenue soluté parmi les molécules de solvant
= conséquence d’interaction soluté-solvant
= phénomène de solvatation.
8
Q
La Contraction Molaire
A
= Molarité
=> Nombres de moles de solutés dissous dans 1L de solution.
C (mole/L) = n (mole)/ V (L)
=> symbolisée par des [ ] encadrant sa formule.
9
Q
La Concentration Massique
A
= Concentration massique d’un soluté dissous dans un solvant
=> Nombre de gramme de soluté dissous dans 1L de solution.
10
Q
La Fraction Molaire
A
=> notée Xi
Xi = ni (mol) / nt (mol)
ni : Nombre de mole d’un composé i
nt : Nombre total de mole dans le mélange
11
Q
Activité d’une espèce : Gaz
A
- leur Pression Partielle Pi (bars)
12
Q
Activité d’une espèce : Liquide
A
- Leur Fraction molaire dans leur phase
13
Q
Activité d’une espèce : Solide
A
=> pur dans leur phase
→ activité = à l’unité
14
Q
Activité d’une espèce : Solvant
A
En très grande quantité = peut être considéré comme quasiment pur
15
Q
Activité d’une espèce : Soluté
A
= la concentration des espèces
16
Q
Lavoisier : Loi de conservation de la masse
A
« Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme »
17
Q
Joseph Louis Proust : Un corps pur a une composition chimique unique et constante
A
« A un composé pur ne correspond qu’une seule formule brute»
18
Q
John Dalton relance la théorie atomique :
A
1808 : chaque corps est formé de particules en mouvement : les atomes
- différents d’un élément à un autre : de par leur masse et leurs dimensions spécifiques.
19
Q
Que va établir alors Dalton ?
A
=> La table des éléments : qualifier les différents atomes connus, certes éronnée mais très pratique à l’époque : attribue un symbole (une lettre) à chaque atomes et une formule à chaques molécules.
20
Q
Que se passe-t-il au cours d’une réaction chimique ?
A
=> La réaction suit des lois de conservation
= conservation des atomes, de la masse et des charges électriques.
A + B → C + D
Réactifs → Produits
21
Q
Qu’est-ce qui se forme au cours d’une réaction chimique ? donc les réactifs réagissent entre eux…
A
=> Les réactifs se transforment en nouveaux corps = les produits.
22
Q
Quand a lieu une transformation chimique ?
A
À chaque fois qu’une nouvelle espèce chimique apparaît ou à chaque fois qu’une nouvelle espèce chimique disparaît.
23
Q
Quelles sont les espèces chimiques qui disparaissent ?
A
- les réactifs
24
Q
Quelles sont les espèces chimiques qui apparaissent ?
A
- les produits
25
C’est quoi l’État Initial (E.I) du système chimique ?
- l’état de ce système avant la transformation chimique.
26
C’est quoi l’État Final (E.F) du système chimique ?
- l’état de ce système lorsque la transformation chimique est terminée.
27
Concernant la conservation des éléments chimique lors d’une réaction chimique…
- Les éléments présents dans les réactifs se retrouvent dans les produits.
=> Les atomes constitutifs des réactifs ne sont jamais détruits/ les atomes constitutifs des produits ne sont jamais créés.
28
La conservation des atomes :
=> Les Atomes sont « indestructibles » au point de vue de la réaction chimique.
- le nombre d’atomes de chaque élément chimique est conservé au cours de la transformation.
29
Quelle est la 1ère loi quantitative de mise en évidence par Lavoisier ?
La loi de conservation de la Masse :
La masse des réactifs initialement mis en présence est conservée et se retrouve dans l’état final.
30
Concernant la Conservation de la charge électrique…
=> Au cours d’une réaction chimique :
- Charges électriques peuvent se déplacer d’une éléments à un autre
MAIS elles ne peuvent ni être crées, ni être détruites.
31
Définition : Coefficient Stœchiométrique
= symbolisé par la lettre grecque Nu
- Coefficient Stœchiométrique ѵi = le nombre de mole du composé chimique i intervenant dans la réaction chimique.
32
Si le coefficient stoechiométrique = 1
On ne l’écris pas.
33
Que permettent les Coefficients Stœchiométriques ?
= nombres sans dimension qui permettent le calcul des quantités de réactifs consommés ou de produits formés, au cours d'une réaction complète.
ѵa A + ѵb B → ѵc C + ѵd D
Réactifs → Produits
34
Définition : Réaction Totale / Quantitative
=> Réaction possible que dans 1 sens
De RÉACTIFS à PRODUITS
→ Transformation des réactifs en produits : TOTALE et IRRÉVERSIBLE
- Il ne se passe aucune réaction si on mélange les produits entre eux.
35
Lors d’une réaction Totale / Quantitative que se passe-t-il au niveau des proportions stoechiométriques ?
Si on mélange les réactifs dans les proportions stoechiométriques : Ils réagissent TOTALEMENT et DISPARAISSENT du milieu réactionnel
=> L’État Final sera obtenu quand le réactif minoritaire aura été totalement consommé.
36
Définition : Réaction Partielle
=> Réaction PAS totale et possible dans les 2 sens
De RÉACTIFS à PRODUITS / PRODUITS à RÉACTIFS
- Si on mélange les réactifs en proportion stœchiométriques, ils ne disparaissent pas totalement.
37
Que ce passe-t-il dans le cas d’une réaction partielle si on mélange les produits de la réaction ?
=> Les produits se transforment pour donner les réactifs.
38
La Constante d’Acidité
FORMULE
- Ka dépend uniquement de la température
=> Constante thermodynamique
pKa = -Log(Ka)
→ permet de quantifier la force des acides.
39
Définition : Base
= Une espèce capable de capter des protons
40
Définition : Acide
= espèce capable de céder des protons
41
Définition : Amphtomère
Ou Ampholyte = espèce se comporte à la fois comme une base et un acide
Exemple : l’EAU
42
ACIDE FORT
pKa : < 0
43
ACIDE FAIBLE
pKa : 0-14
44
ACIDE NUL
pKa : > 14
45
BASE FORTE
pKa : > 14
46
BASE FAIBLE
pKa : < 14
47
BASE NULLE
pKa : < 0
48
Concernant les réactions Acido-Basique…
Un acide fort réagit toujours avec la base la plus forte.
49
Définition : un Acide HA (selon Arrhenius)
= substance qui s’ionise dans l’eau en libérant des protons hydratés H+(aq) et un Anion A-(aq)
50
Définition : une Base BOH (selon Arrhenius)
= une substance qui s’ionise dans l’eau en libérant des ions hydroxyde OH-(aq) et un Cation B+(aq)
51
Définition : Polyacides (selon Arrhenius)
= Libèrent plusieurs protons par molécule
52
Définition : Polybases (selon Arrhenius)
= Libèrent plusieurs ions hydroxyde
53
Définition : un Acide HA (selon Brønsted-Lowry)
= substance capable de céder un proton H+
=> Donneur de protons
54
Définition : une Base B (selon Brønsted-Lowry)
= substance capable de capter un proton
55
Théorie de Brønsted-Lowry
=> 1928, fondée sur l’échange de protons
→ s’applique aux milieux non aqueux.
56
Théorie d’Arrhenius
=> fondée sur l’ionisation de l’eau.
Cette théorie n’est pas assez générale car :
- Tous les acides ne contiennent pas d’atomes d’Hydrogène +
- Toutes les bases ne contiennent pas le groupement Hydroxyle OH.
→ n’est applicable qu’aux seules solutions aqueuses.
57
Concernant la force de l’Acide…
Acide fort = transfert total → suivant une réaction totale.
Acide faible = transfert partiel → suivant une réaction partielle.
58
La Constante d’Équilibre K
=> N’est fonction que de la température et des conventions sur les activités.
- Les valeurs des activités impliquées dans la relation sont celles à l'équilibre.
FORMULE
59
Notion de pH
= Potentiel d’Hydrogène d’une solution
pH = -log[H3O+ ]
60
Pour une solution Acide
pH < 7
61
Pour une solution Neutre
6 < pH < 8
=> Toute solution dont le pH = 7 (=l’eau pure) sera appelée Neutre.
=> Solutions très peu acides ou très peu basique pourront être considérée comme quasiment neutre.
62
Pour une solution Basique
pH > 7
63
Définition : Solution Tampon
=> Solution capable de maintenir le pH constant/fixe et proche de la valeur du pKa du couple qui constitue la solution tampon.
64
Définition : Titrage
= Dosage où l’espèce réagit avec un autre réactif selon une transformation chimique, TOTALE, RAPIDE.
But : repérer l’équivalence = point où toute l’espèce à doser a réagit avec la solution titrante
65
Par quoi l’équivalence est-elle repérée ?
Grâce à un pHmètre ou un indicateur coloré (à condition que leur pKa soit proche du pHe)
66
Définition : Doser
= Déterminer la concentration
67
Définition : Titrage
= Dosage où l’espèce à doser réagit avec un autre réactif selon une transformation chimique
68
pHe, c’est quoi ?
=> pH à Équivalence
69
Quelle est la base par excellence ?
=> NaOH : Hydroxyde de Sodium
70
Par quel effet agissent les médicaments antiacides ?
=> Par effet tampon, en neutralisant une partie de l’acidité
Exemple : Phosphate d’aluminium, Hydroxyde d’aluminium, Hydroxyde de Magnésium…
71
Concernant les indicateurs de pH ?
=> Des acides ou des bases faibles dont la couleur de la forme acide diffère de celle de la forme basique.
72
Concernant les indicateurs colorés de pH / Indicateurs de neutralisation ?
=> Substances que l’on ajoute à la solution du protolyte à titrer afin de repérer le point équivalent.
73
Définition : Oxydation
= la perte d’électrons par un corps
74
Définition : Réduction
= la fixation d’un électron par un corps
75
On dit qu’un corps qui perd des électrons est…
Oxydé
76
On dit qu’un corps qui gagne des électrons est…
Réduit
77
Concernant l’oxydant et le réducteur au cours de la réaction…
- l’Oxydant est réduit
- le Réducteur est oxydé
78
Définition : Couple Oxydo-Réducteur
= Un couple de 2 substances qui peuvent être transformées l’une dans l’autre par oxydation ou réduction.
Le passage d’une forme à l’autre implique une variation du nombre d’électrons :
- évidente quand des ions interviennent
- pas évidente quand aucune des espèces du couple n’est chargée
79
Pourquoi un métal et son cation forment un couple d’oxydoréduction ?
- Puisque l’on passe du métal au cation par arrachement d’électrons = Oxydation
- Puisque l’on passe du cation au métal par fixation d’électrons = Réduction
80
Pourquoi un non-métal et son anion forment un couple d’oxydoréduction ?
- Puisque l’on passe du non-métal à l’anion par fixation d’électrons = Réduction
- Puisque l’on passe dé l’anion au non-métal par arrachement d’électrons = Oxydation
81
Comment sont les électrons entre les réactifs ?
Ils sont échangés entre les réactifs.
=> pas créés
=> pas détruits
82
Comment est le nombre d’électron cédé par le réducteur ?
Il est obligatoirement strictement égal au nombre d’électron fixé par l’oxydant.
83
Par quoi sont caractérisés chaque couple rédox ?
=> Par une constante E° (=potentiel redox) en V.
84
Plus la valeur E° est élevée…
Meilleur est le pouvoir oxydant.
85
Plus la valeur de E° est faible…
Meilleur est le pouvoir réducteur.
86
Concernant le pouvoir oxydant…
C’est toujours l’oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort.
- Ce qui donne le réducteur le plus faible et l’oxydant le plus faible.
87
Définition : Oxydant
=> Capte des électrons
88
Définition : Réducteur
=> Cède des électrons
89
Définition : Réaction Spontanée
=> Entre l’Oxydant le plus fort et le Réducteur le plus fort des 2 couples
90
Les États physiques de la matière : GAZ
= Pas de volume, pas de forme => Compressible
°moléculaire : molécules espacées, pas d’interaction
91
Les États physiques de la matière : LIQUIDE
= Il a un volume, mais pas de forme => Incompressible
°moléculaire : interactions par liaison faibles (entre molécules)
92
Les États physiques de la matière : SOLIDE
= il a un volume et une forme => Incompressible
°moléculaire : molécules liées avec liaison forte
93
Que faut-il pour passer d’un état à l’autre ?
= Il doit y avoir des ruptures de liaisons faibles ou forte, pour cela on joue sur la température.
94
Passer de GAZ à LIQUIDE / LIQUIDE à SOLIDE…
=> Refroidissment
95
Passer de SOLIDE à LIQUIDE / LIQUIDE à GAZ…
=> Chauffage
96
Comment sont les molécules à l’état gazeux ?
= les molécules sont indépendantes les unes des autres
=> pas d’interactions entre elles.
Les molécules : parfaitement indépendantes, pourront se déplacer librement et occuperont tout le volume qui leur sera offert et le gaz occupera totalement la forme et le volume du récipient qui le contiendra.
97
Comment sont les molécules à l’état liquide ?
= les molécules sont libres mais il existe des interactions entre elles.
Ces interactions font que les molécules ne sont plus entièrement libres :
le liquide possède un volume propre et n'occupera pas tout le volume qui lui est offert : il occupera la forme du récipient qui le contient car il conserve sa propriété de fluidité (=le liquide coule).
98
Comment sont les molécules à l’état solide ?
= les molécules ont une diminution de leur liberté en vue des interactions plus fortes.
Le solide ne coulera pas et possédera une forme propre.
- Mais on retrouve une certaine liberté des molécules : pourront se déplacer légèrement les unes par rapports aux autres.
(Le solide pourra donc par exemple se dilater si sa température augmente.)
99
De solide à liquide…
=> Point de fusion du solide
100
De liquide à gazeux…
=> Point de vaporisation du liquide.
101
À quoi correspond la température ?
=> L’énergie cinétique moyenne des molécules.
102
À quoi correspondent les températures de changement d’état ?
=> Des mesures des interactions intermoléculaires.
103
À quoi correspondent donc les corps des températures de changement d’état peu élevées ?
=> Correspondent à des corps pour lesquels les interactions intermoléculaires sont faibles.
104
Les Interactions de Van der Walls : Interaction de KEESOM
= forces d’orientations
Entre 2 molécules POLAIRES
105
Les Interactions de Van der Walls : Interaction de DEBYE
= forces d’inductions
Entre une espèce POLAIRE et une espèce APOLAIRE
=> Capacité à déformer le nuage électronique de l’espèce apolaire = apparition d’un moment dipolaire induit : capacité à se polariser => POLARISABILITÉ
106
Les Interactions de Van der Walls : Interaction de LONDON
= forces de dispersions
Entre 2 espèces APOLAIRES
=> aussi fortes que les espèces considérées sont polarisables = espèces considérées possèdent des tailles importantes .
107
Définition : Liaison Hydrogène
=> Interaction électrostatique entre :
Un atome d’hydrogène et un doublet non liant
= liaison physique
108
Quels sont les atomes les plus électronégatifs ?
- le FLUOR / l’OXYGÈNE / l’AZOTE / le CHLORE
109
Comment sont les liaisons hydrogènes par rapport au liaisons de Van der Walls ?
Elles sont plus fortes !
