Chimie générale I + TP

Atomes, réactions, liaisons, gaz et énergie, avec trois TP pratiques. Gratuit, à votre rythme et relié à de vrais projets qui aident la planète.

NASA/Frank Michaux (KSC-20210707-PH-FMX01_0146)NASA/Frank Michaux (KSC-20210707-PH-FMX01_0262)NASA/Michael DeMocker (MAF20210116_GR0006)NASA/GSFC/Jeff Schmaltz/MODIS Land Rapid Response Team

Cours › CHEM 110 + CHEM 110L

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À propos de ce cours

Ceci est le plan d’un cours gratuit en autonomie rédigé par Saving Planets. Ce n’est pas un cours universitaire : il ne donne aucun crédit académique et aucun établissement n’y participe.

Son contenu suit le premier semestre de chimie générale universitaire tel qu’il est enseigné dans des ressources ouvertes comme OpenStax Chemistry 2e et MIT OpenCourseWare, vers lesquelles nous renvoyons tout au long du cours. Ces organisations ne cautionnent pas cette page.

Suivez-le dans l’ordre. Chaque unité contient des objectifs, des notions clés, des équations, des exemples pas à pas, des exercices corrigés, des erreurs fréquentes, des cartes mémoire et un quiz. Votre progression est enregistrée uniquement dans ce navigateur.

Comment ce cours aide à sauver la planète

La chimie est derrière beaucoup des solutions de Saving Planets : mesurer les gaz à effet de serre depuis l’orbite, analyser l’eau, transformer le CO₂ en pierre, et construire des carburants et des fusées plus propres.

Chaque unité se termine par une courte section sourcée qui montre comment ses idées aident à la fois les gens et la nature.

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Avant de commencer

Prérequis

  • Algèbre : résoudre pour une inconnue, réarranger des formules, rapports et pourcentages.
  • Notation scientifique et logarithmes (base 10). Vous utiliserez log pour le pH et l’absorbance.
  • Unités : convertir les grammes en kilogrammes, les mL en L, les °C en K.
  • Une calculatrice scientifique. Celle d’un téléphone en mode scientifique convient.

Comment étudier

  • Lisez l’unité, puis refermez-la et essayez vous-même les exemples résolus avant de vérifier chaque étape.
  • Faites chaque exercice sur papier avant d’ouvrir la réponse. Se tromper d’abord puis corriger, c’est ainsi que la méthode s’ancre.
  • Gardez toujours les unités tout au long d’un calcul. Si elles ne se simplifient pas pour donner l’unité voulue, la mise en équation est fausse.
  • Vérifiez les chiffres significatifs : votre réponse ne doit pas être plus précise que votre mesure la moins précise.
  • Utilisez les cartes mémoire 10 minutes par jour (la pratique espacée vaut mieux qu’un long bachotage).
  • Ne passez le quiz de l’unité que lorsque vous vous sentez prêt. En dessous de 80 %, revoyez les idées reçues et réessayez le lendemain.
  • Expliquez une idée à voix haute chaque jour, comme si vous l’enseigniez. Là où vous bloquez, c’est ce qu’il faut revoir.

Matériel de TP (pour les TP en laboratoire)

  • Balance numérique (au 0.001 g)
  • pH-mètre ou sonde pH
  • Spectrophotomètre ou colorimètre avec cuves
  • Burette, pipettes jaugées et fioles jaugées
  • Creuset, couvercle, triangle en terre cuite et brûleur
  • Lunettes de protection, gants et blouse

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Programme suggéré sur 15 semaines

Environ 6 à 9 heures par semaine : lecture, exercices et, les semaines de TP, le TP.

SemaineUnitéThèmesLecture
1Théorie atomique et nombres quantiquesAtomes, isotopes et masse atomique moyenneOpenStax 2.2–2.3
2Théorie atomique et nombres quantiquesLa lumière, les photons et le modèle de Bohr de l’hydrogèneOpenStax 6.1–6.2
3Théorie atomique et nombres quantiquesNombres quantiques, configurations électroniques, tendances périodiquesOpenStax 6.3–6.5
4StœchiométrieLa mole, la masse molaire et les formulesOpenStax 3.1–3.2
5StœchiométrieÉquilibrage des équations et stœchiométrie · TP AOpenStax 4.1, 4.3
6StœchiométrieRéactif limitant, rendement, molarité et dilution · TP BOpenStax 3.3, 4.4–4.5
7Géométrie moléculaire et liaisonsLiaisons ioniques et covalentes, électronégativité, structures de LewisOpenStax 7.1–7.4
8Géométrie moléculaire et liaisonsFormes VSEPR et polarité des moléculesOpenStax 7.6
9Géométrie moléculaire et liaisonsForces intermoléculaires · Série d’entraînement de mi-parcoursOpenStax 10.1
10États de la matière : gaz et solutionsLois des gaz et loi des gaz parfaitsOpenStax 9.1–9.3
11États de la matière : gaz et solutionsMélanges gazeux, pression partielle, théorie cinétiqueOpenStax 9.3–9.5
12États de la matière : gaz et solutionsSolutions et solubilité des gaz · TP COpenStax 11.1–11.3
13ThermodynamiqueÉnergie, chaleur, capacité thermique massique et calorimétrieOpenStax 5.1–5.2
14ThermodynamiqueEnthalpie, loi de Hess, introduction à l’entropie et à l’enthalpie libreOpenStax 5.3, 16.1–16.4
15RévisionRévision, cartes mémoire et série d’entraînement finaleToutes les unités

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Votre progression

Cochez les unités et les TP à mesure que vous les terminez, et faites les quiz. La progression et les scores sont enregistrés uniquement dans ce navigateur et ne nous sont jamais envoyés.

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Unité 1 · Semaines 1–3

Théorie atomique et nombres quantiques

De quoi sont faits les atomes, comment les électrons sont répartis, et pourquoi chaque élément émet ses propres couleurs de lumière.

Objectifs d’apprentissage

À la fin de cette unité, vous saurez :

  • Trouver les protons, neutrons et électrons à partir du symbole d’un isotope, et calculer une masse atomique moyenne.
  • Utiliser c = λν et E = hν pour passer de la longueur d’onde à la fréquence et à l’énergie du photon.
  • Trouver la longueur d’onde de la lumière émise quand un électron d’hydrogène descend d’un niveau à un autre.
  • Énumérer les nombres quantiques permis (n, l, mₗ, mₛ) et repérer les ensembles impossibles.
  • Écrire des configurations électroniques et des diagrammes d’orbitales, y compris pour les ions et en notation abrégée du gaz noble.
  • Expliquer les tendances périodiques du rayon atomique et de l’énergie d’ionisation.

Notions clés

  • Un atome possède un minuscule noyau de protons et de neutrons entouré d’électrons. Le numéro atomique Z compte les protons ; le nombre de masse A compte les protons plus les neutrons.
  • Les isotopes sont des atomes d’un même élément ayant des nombres de neutrons différents. La masse atomique du tableau périodique est une moyenne pondérée des isotopes présents dans la nature.
  • La lumière se comporte comme une onde (longueur d’onde λ, fréquence ν) et comme des particules appelées photons, chacun portant une énergie E = hν.
  • Les électrons d’un atome ne peuvent avoir que certaines énergies. Quand un électron descend à un niveau inférieur, il émet un photon dont l’énergie est égale à l’écart, si bien que chaque élément a son propre spectre de raies.
  • Quatre nombres quantiques décrivent chaque électron : n (couche, 1, 2, 3…), l (forme de la sous-couche, de 0 à n − 1, notée s, p, d, f), mₗ (orientation, de −l à +l) et mₛ (spin, +½ ou −½).
  • Principe d’exclusion de Pauli : deux électrons d’un atome ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques, donc une orbitale contient au plus deux électrons, de spins opposés.
  • Principe d’Aufbau : remplir d’abord les orbitales de plus basse énergie (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p…). Règle de Hund : dans des orbitales de même énergie, placer les électrons un par un, spins parallèles, avant de les apparier.
  • Le long d’une période, les atomes rétrécissent et l’énergie d’ionisation augmente en général, car la charge nucléaire ressentie par les électrons externes croît. En descendant un groupe, les atomes grossissent et l’énergie d’ionisation diminue.

Équations clés

c=λνc=\lambda\nu
Vitesse de la lumière = longueur d’onde × fréquence (c = 2.998 × 10⁸ m/s)
E=hν=hcλE=h\nu=\frac{hc}{\lambda}
Énergie d’un photon (h = 6.626 × 10⁻³⁴ J·s)
En=−kn2,k=2.179×10−18 JE_n=-\frac{k}{n^2},\qquad k=2.179\times10^{-18}\ \text{J}
Niveaux d’énergie de Bohr de l’atome d’hydrogène
∣ΔE∣=k(1nlow2−1nhigh2)|\Delta E|=k\left(\frac{1}{n_\text{low}^2}-\frac{1}{n_\text{high}^2}\right)
Énergie du photon pour un saut entre deux niveaux de l’hydrogène
mˉ=∑i(fractioni)(mi)\bar{m}=\sum_i (\text{fraction}_i)(m_i)
Masse atomique moyenne à partir des abondances isotopiques

Exemples résolus pas à pas

Exemple 1.1 Quelle longueur d’onde émet un atome d’hydrogène quand son électron passe de n = 3 à n = 2 ?

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  1. Écart d’énergie : |ΔE| = k(1/2² − 1/3²) = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × (1/4 − 1/9) = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × 5/36 = 3.026 × 10⁻¹⁹ J.
  2. Réarrangez E = hc/λ en λ = hc/E.
  3. λ = (6.626 × 10⁻³⁴ J·s × 2.998 × 10⁸ m/s) ÷ 3.026 × 10⁻¹⁹ J = 6.564 × 10⁻⁷ m.
  4. Convertissez : 6.564 × 10⁻⁷ m = 656 nm.

Réponse : 656 nm, lumière rouge. C’est la raie rouge vive du spectre de l’hydrogène que les astronomes utilisent pour repérer l’hydrogène gazeux dans l’espace.

Exemple 1.2 Écrivez la configuration électronique du fer (Fe, Z = 26) et de l’ion Fe²⁺. Combien d’électrons non appariés Fe possède-t-il ?

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  1. Remplissez dans l’ordre avec 26 électrons : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.
  2. Notation abrégée : l’argon a 18 électrons, donc Fe = [Ar] 4s² 3d⁶.
  3. Règle de Hund pour 3d⁶ : les cinq orbitales d reçoivent chacune un électron, puis un électron s’apparie. Il reste 4 électrons non appariés.
  4. Les métaux de transition perdent d’abord leurs électrons 4s quand ils forment des ions, donc Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶.

Réponse : Fe = [Ar] 4s² 3d⁶ avec 4 électrons non appariés ; Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶.

Exemple 1.3 Le chlore est composé à 75.76 % de chlore 35 (34.969 u) et à 24.24 % de chlore 37 (36.966 u). Quelle est sa masse atomique moyenne ?

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  1. Convertissez les pourcentages en fractions : 0.7576 et 0.2424.
  2. Multipliez chaque masse par sa fraction : 0.7576 × 34.969 u = 26.49 u ; 0.2424 × 36.966 u = 8.961 u.
  3. Add: 26.49 u + 8.961 u = 35.45 u.

Réponse : 35.45 u, ce qui correspond à la valeur du tableau périodique pour le chlore.

Exercices

Faites chacun d’abord sur papier, puis vérifiez.

  1. Combien de protons, de neutrons et d’électrons compte un atome de carbone 14 ?

    Afficher la réponse

    6 protons, 8 neutrons (14 − 6) et 6 électrons.

  2. Un laser vert a une longueur d’onde de 532 nm. Trouvez sa fréquence et l’énergie d’un photon.

    Afficher la réponse

    ν = c/λ = (2.998 × 10⁸ m/s) ÷ (532 × 10⁻⁹ m) = 5.64 × 10¹⁴ Hz. E = hν = 6.626 × 10⁻³⁴ J·s × 5.64 × 10¹⁴ Hz = 3.73 × 10⁻¹⁹ J.

  3. Donnez les valeurs permises de mₗ quand l = 2.

    Afficher la réponse

    −2, −1, 0, +1, +2 (cinq orbitales d).

  4. Quel ensemble de nombres quantiques est impossible : (a) n = 2, l = 1, mₗ = −1 ; (b) n = 2, l = 2, mₗ = 0 ; (c) n = 3, l = 0, mₗ = 0 ?

    Afficher la réponse

    (b). l doit être inférieur à n, donc n = 2 n’autorise que l = 0 ou 1.

  5. Quel est le nombre maximal d’électrons dans la couche n = 3 ?

    Afficher la réponse

    2n² = 2 × 3² = 18 (3s en contient 2, 3p en contient 6, 3d en contient 10).

  6. Écrivez la configuration du soufre (Z = 16) et comptez ses électrons non appariés.

    Afficher la réponse

    [Ne] 3s² 3p⁴. Les quatre électrons 3p se placent ↑↓ ↑ ↑, donc 2 sont non appariés.

  7. Lequel est le plus gros, un atome de sodium ou un atome de chlore ? Pourquoi ?

    Afficher la réponse

    Le sodium. Les deux sont dans la période 3, mais le chlore a 6 protons de plus qui attirent la même couche d’électrons plus près.

Idées reçues fréquentes

  • Idée reçue : Les électrons tournent autour du noyau sur de jolis cercles, comme des planètes.

    En réalité : Une orbitale est une région où un électron a de fortes chances de se trouver, pas une trajectoire. Les cercles du modèle de Bohr ne valent que pour les niveaux d’énergie de l’hydrogène.

  • Idée reçue : Les électrons 4s restent en place quand un métal de transition forme un ion, puisque 4s s’est rempli en premier.

    En réalité : Les métaux de transition perdent leurs électrons 4s avant les 3d. Fe²⁺ est [Ar] 3d⁶, pas [Ar] 4s² 3d⁴.

  • Idée reçue : Une lumière de fréquence plus élevée a une longueur d’onde plus grande.

    En réalité : Fréquence et longueur d’onde sont inversement liées (c = λν). Une fréquence plus élevée signifie une longueur d’onde plus courte et plus d’énergie par photon.

  • Idée reçue : La masse atomique du tableau périodique est la masse de chaque atome de cet élément.

    En réalité : Le tableau donne une moyenne pondérée des isotopes naturels. Chaque atome a la masse de son propre isotope.

Cartes mémoire

  • Numéro atomique (Z)

    Nombre de protons dans le noyau ; il définit l’élément.

  • Isotope

    Atomes d’un même élément qui ont des nombres de neutrons différents.

  • E = hν

    L’énergie d’un photon est égale à la constante de Planck multipliée par sa fréquence.

  • Principe d’exclusion de Pauli

    Deux électrons d’un atome n’ont jamais les mêmes quatre nombres quantiques ; deux au maximum par orbitale.

  • Règle de Hund

    Remplir les orbitales de même énergie une à une, spins parallèles, avant d’apparier.

  • Valeurs de l permises

    de 0 à n − 1 (s = 0, p = 1, d = 2, f = 3).

  • Énergie d’ionisation

    Énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux ; elle augmente le long d’une période.

  • Spectre de raies

    L’ensemble des longueurs d’onde qu’émet un élément ; une empreinte qui sert à l’identifier.

Quiz d’autocontrôle

1. Quel photon transporte le plus d’énergie ?

Afficher la réponse

Lumière ultraviolette, 250 nm. E = hc/λ, donc la longueur d’onde la plus courte (250 nm) a le plus d’énergie.

2. Combien d’orbitales compte une sous-couche p ?

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3. l = 1 donne mₗ = −1, 0, +1 : trois orbitales.

3. Quelle est la configuration de l’oxygène (Z = 8) à l’état fondamental ?

Afficher la réponse

1s² 2s² 2p⁴. 2 + 2 + 4 = 8 électrons, qui remplissent 1s, puis 2s, puis 2p.

4. Le long de la période 3, de Na à Ar, la première énergie d’ionisation en général…

Afficher la réponse

augmente. La charge nucléaire augmente alors que la couche reste la même, donc les électrons sont retenus plus fortement.

5. Quel ensemble de nombres quantiques est permis ?

Afficher la réponse

n = 4, l = 3, mₗ = +2. Pour l = 3, mₗ peut aller de −3 à +3, et l = 3 est inférieur à n = 4.

Comment cela aide à sauver la planète

Chaque gaz absorbe et émet de la lumière à ses propres longueurs d’onde : c’est l’idée des spectres de raies atomiques. Les spectromètres embarqués sur satellite utilisent ces empreintes pour mesurer les gaz depuis l’orbite.

L’instrument EMIT de la NASA, à bord de la Station spatiale internationale, utilise la spectroscopie d’imagerie pour repérer de grands panaches de méthane, ce qui aide à trouver et réparer les fuites. Cela protège le climat, pour les gens comme pour la nature.

Le satellite OCO-2 de la NASA mesure le dioxyde de carbone d’après la quantité de lumière solaire que le CO₂ absorbe à des longueurs d’onde précises.

Sur Saving Planets : EMIT : le méthane vu depuis l’orbite · OCO-2 : mesurer le CO₂

Sources : Sciences de la Terre de la NASA : changement climatique (en anglais)

Ressources d’apprentissage gratuites

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Unité 2 · Semaines 4–6

Stœchiométrie

Les mathématiques des réactions chimiques : compter les atomes en pesant, équilibrer les équations et prévoir la quantité de produit obtenue. Vous vous en servirez plus tard pour la combustion et la propulsion des fusées.

Objectifs d’apprentissage

À la fin de cette unité, vous saurez :

  • Convertir entre masse, moles et nombre de particules à l’aide de la masse molaire et du nombre d’Avogadro.
  • Équilibrer des équations chimiques par tâtonnement, y compris les combustions.
  • Utiliser les rapports molaires pour trouver la masse d’un produit ou d’un réactif.
  • Identifier le réactif limitant et calculer les rendements théorique et en pourcentage.
  • Calculer une molarité et résoudre des problèmes de dilution.

Notions clés

  • Une mole correspond à 6.02214076 × 10²³ particules (nombre d’Avogadro, exact par définition). La masse molaire en g/mol est égale à la masse formulaire en unités de masse atomique.
  • Une équation équilibrée a le même nombre d’atomes de chaque sorte des deux côtés. Ne modifiez que les coefficients, jamais les indices.
  • Les coefficients donnent des rapports molaires, pas des rapports de masse. Convertissez toujours les grammes en moles avant de les utiliser.
  • Le réactif limitant s’épuise en premier et fixe la quantité maximale de produit (le rendement théorique). Le rendement en pourcentage compare ce que vous avez réellement obtenu à ce maximum.
  • La molarité (M) est le nombre de moles de soluté par litre de solution. Une dilution conserve le nombre de moles de soluté, donc M₁V₁ = M₂V₂.
  • Lors d’une combustion complète, un hydrocarbure réagit avec l’oxygène pour donner du dioxyde de carbone et de l’eau. L’oxygène vient de l’air, c’est pourquoi le CO₂ produit pèse plus que le carburant brûlé.

Équations clés

n=mMn=\frac{m}{M}
Moles = masse ÷ masse molaire
N=n NA,NA=6.02214076×1023 mol−1N=n\,N_A,\qquad N_A=6.02214076\times10^{23}\ \text{mol}^{-1}
Nombre de particules
percent yield=actual yieldtheoretical yield×100%\text{percent yield}=\frac{\text{actual yield}}{\text{theoretical yield}}\times100\%
Rendement en pourcentage
M=nsoluteVsolution (L)M=\frac{n_\text{solute}}{V_\text{solution}\ (\text{L})}
Molarité
M1V1=M2V2M_1V_1=M_2V_2
Dilution

Exemples résolus pas à pas

Exemple 2.1 Le méthane brûle : CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O. Équilibrez l’équation, puis trouvez la masse de CO₂ produite par la combustion de 1.00 kg de méthane.

Afficher les étapes
  1. Équilibrer C : 1 CH₄ donne 1 CO₂. Équilibrer H : 4 H exigent 2 H₂O. Équilibrer O : 2 (dans CO₂) + 2 (dans 2 H₂O) = 4 atomes d’O, donc 2 O₂.
  2. Équilibrée : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.
  3. Moles de CH₄ : 1000 g ÷ 16.04 g/mol = 62.34 mol.
  4. Rapport molaire CO₂ : CH₄ = 1 : 1, donc 62.34 mol de CO₂.
  5. Masse de CO₂ : 62.34 mol × 44.01 g/mol = 2744 g.

Réponse : Environ 2.74 kg de CO₂ pour 1.00 kg de méthane. La masse supplémentaire est l’oxygène pris dans l’air.

Exemple 2.2 Les moteurs-fusées hydrogène–oxygène fonctionnent selon 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Si 10.0 g de H₂ réagissent avec 64.0 g de O₂, quel est le réactif limitant, quelle masse d’eau se forme, et que reste-t-il ?

Afficher les étapes
  1. Moles : H₂ = 10.0 g ÷ 2.016 g/mol = 4.960 mol ; O₂ = 64.0 g ÷ 32.00 g/mol = 2.000 mol.
  2. Pour utiliser les 2.000 mol de O₂, il faut 2 × 2.000 = 4.000 mol de H₂. Vous en avez 4.960 mol, donc O₂ s’épuise en premier : O₂ est limitant.
  3. Eau : 2 mol de H₂O par mol de O₂, donc 4.000 mol de H₂O × 18.02 g/mol = 72.1 g.
  4. Excédent : 4.960 − 4.000 = 0.960 mol H₂ × 2.016 g/mol = 1.94 g de H₂.
  5. Vérification : 72.1 g + 1.94 g = 74.0 g, comme 10.0 g + 64.0 g. La masse est conservée.

Réponse : O₂ est limitant ; 72.1 g d’eau se forment et il reste 1.94 g de H₂.

Exemple 2.3 Comment préparer 250.0 mL de NaOH 0.100 M à partir d’une solution mère à 1.00 M ?

Afficher les étapes
  1. Utilisez M₁V₁ = M₂V₂ avec M₁ = 1.00 M, M₂ = 0.100 M, V₂ = 250.0 mL.
  2. V₁ = (0.100 M × 250.0 mL) ÷ 1.00 M = 25.0 mL.
  3. Prélevez 25.0 mL de solution mère avec une pipette jaugée, versez-les dans une fiole jaugée de 250.0 mL et complétez avec de l’eau jusqu’au trait.

Réponse : 25.0 mL de solution mère, dilués jusqu’à 250.0 mL.

Exercices

Faites chacun d’abord sur papier, puis vérifiez.

  1. Équilibrez : C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O (combustion du propane).

    Afficher la réponse

    C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O.

  2. Équilibrez la combustion de l’octane, C₈H₁₈.

    Afficher la réponse

    2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O.

  3. Quelle est la masse molaire de l’octane, C₈H₁₈ ?

    Afficher la réponse

    8 × 12.011 + 18 × 1.008 = 114.23 g/mol.

  4. Combien de molécules y a-t-il dans 18.02 g d’eau ?

    Afficher la réponse

    18.02 g ÷ 18.02 g/mol = 1.000 mol, soit 6.022 × 10²³ molécules.

  5. Quelle est la molarité de 5.844 g de NaCl dissous pour obtenir 250.0 mL de solution ?

    Afficher la réponse

    5.844 g ÷ 58.44 g/mol = 0.1000 mol; 0.1000 mol ÷ 0.2500 L = 0.4000 M.

  6. 25.0 mL de HCl 6.00 M sont dilués jusqu’à 150.0 mL. Quelle est la nouvelle concentration ?

    Afficher la réponse

    M₂ = (6.00 M × 25.0 mL) ÷ 150.0 mL = 1.00 M.

  7. Le rendement théorique d’une réaction est 72.1 g, mais vous recueillez 65.0 g. Quel est le rendement en pourcentage ?

    Afficher la réponse

    65.0 ÷ 72.1 × 100% = 90.2%.

Idées reçues fréquentes

  • Idée reçue : Le réactif de plus petite masse est le réactif limitant.

    En réalité : Comparez les moles au rapport molaire. Dans l’exemple de la fusée, H₂ avait moins de masse, mais c’est O₂ qui était limitant.

  • Idée reçue : On peut équilibrer une équation en changeant les indices, par exemple en écrivant H₂O₂ au lieu de H₂O.

    En réalité : Les indices définissent la substance. Les modifier donne un autre composé. Ne changez que les coefficients.

  • Idée reçue : Brûler 1 kg de carburant ne peut pas produire plus de 1 kg de produits.

    En réalité : L’oxygène de l’air se combine au carburant, donc les produits pèsent plus que le carburant seul (la masse reste conservée au total).

  • Idée reçue : La molarité utilise le volume d’eau ajouté.

    En réalité : La molarité utilise le volume final de la solution, c’est pourquoi on remplit une fiole jaugée jusqu’au trait.

Cartes mémoire

  • Mole

    6.02214076 × 10²³ particules (valeur exacte).

  • Masse molaire

    Masse d’une mole d’une substance, en g/mol.

  • Réactif limitant

    Le réactif consommé en premier ; il fixe le rendement théorique.

  • Rendement théorique

    Quantité maximale de produit prévue à partir du réactif limitant.

  • Molarité

    Moles de soluté par litre de solution (mol/L).

  • Dilution

    M₁V₁ = M₂V₂ ; le nombre de moles de soluté reste le même.

  • Combustion complète d’un hydrocarbure

    Combustible + O₂ → CO₂ + H₂O.

  • Rapport molaire

    Rapport des coefficients dans une équation équilibrée.

Quiz d’autocontrôle

1. Combien de moles y a-t-il dans 88.0 g de CO₂ (44.01 g/mol) ?

Afficher la réponse

2.00 mol. 88.0 g ÷ 44.01 g/mol = 2.00 mol.

2. Dans C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O, combien de moles de O₂ réagissent avec 2 mol de C₃H₈ ?

Afficher la réponse

10. Le rapport est de 5 O₂ pour 1 C₃H₈, donc 2 × 5 = 10 mol.

3. Que conserve M₁V₁ = M₂V₂ ?

Afficher la réponse

Moles de soluté. Ajouter du solvant change le volume et la concentration, mais pas le nombre de moles de soluté.

4. Le rendement théorique est fixé par…

Afficher la réponse

le réactif limitant. Le produit cesse de se former quand le réactif limitant est épuisé.

5. Quelle est la masse molaire de H₂O ?

Afficher la réponse

18.02 g/mol. 2 × 1.008 + 16.00 = 18.02 g/mol.

Comment cela aide à sauver la planète

La stœchiométrie permet aux ingénieurs et aux climatologues de convertir une consommation de carburant en émissions. Comme le montre l’exemple résolu, brûler 1 kg de méthane libère environ 2.74 kg de CO₂.

Les mêmes calculs servent à dimensionner les charges d’ergols des fusées, à comparer des carburants plus propres et à vérifier combien de CO₂ un projet de captage retire.

L’Agence de protection de l’environnement des États-Unis indique que le dioxyde de carbone entre dans l’atmosphère principalement par la combustion des combustibles fossiles, des déchets solides et du bois. Le compter avec précision est la première étape pour le réduire, ce qui protège à la fois les gens et les écosystèmes.

Sur Saving Planets : Carbfix : transformer le CO₂ en pierre · Programme Artemis

Sources : EPA des États-Unis : aperçu des gaz à effet de serre (en anglais) · NASA Glenn : la poussée d’une fusée (pour les élèves, en anglais)

Ressources d’apprentissage gratuites

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Unité 3 · Semaines 7–9

Géométrie moléculaire et liaisons

Pourquoi les atomes se lient, comment dessiner les molécules, quelles formes elles prennent, et les forces entre molécules qui décident si une substance est gazeuse, liquide ou solide.

Objectifs d’apprentissage

À la fin de cette unité, vous saurez :

  • Classer les liaisons en ioniques, covalentes polaires ou covalentes apolaires à l’aide de l’électronégativité.
  • Dessiner des structures de Lewis et les vérifier avec la charge formelle.
  • Prévoir la géométrie des paires d’électrons et la géométrie moléculaire avec la théorie VSEPR.
  • Déterminer si une molécule est polaire d’après ses liaisons et sa forme.
  • Classer des substances par point d’ébullition à l’aide des forces intermoléculaires.

Notions clés

  • Les liaisons ioniques se forment quand des électrons sont transférés entre des atomes d’électronégativités très différentes (par exemple Na et Cl). Les liaisons covalentes mettent en commun des paires d’électrons.
  • L’électronégativité est l’attraction d’un atome sur les électrons partagés. Un partage inégal crée une liaison polaire avec des charges partielles δ+ et δ−.
  • Les structures de Lewis représentent les électrons de valence sous forme de liaisons et de doublets libres. La plupart des atomes des groupes principaux finissent entourés de huit électrons (règle de l’octet) ; l’hydrogène en a deux.
  • La charge formelle aide à choisir la meilleure structure de Lewis : la meilleure a des charges formelles aussi proches de zéro que possible.
  • VSEPR : les groupes d’électrons (liaisons et doublets libres) autour d’un atome central s’écartent le plus possible. 2 groupes : linéaire, 180°. 3 : trigonale plane, 120°. 4 : tétraédrique, 109.5°. 5 : bipyramide trigonale. 6 : octaédrique.
  • Les doublets libres prennent plus de place que les liaisons, donc ils resserrent les angles de liaison : l’eau est coudée à environ 104.5°, l’ammoniac est pyramidal trigonal à environ 107°.
  • Une molécule est polaire si ses dipôles de liaison ne s’annulent pas. CO₂ a des liaisons polaires mais il est linéaire, donc globalement apolaire ; H₂O est coudée, donc polaire.
  • Forces intermoléculaires, de la plus faible à la plus forte pour des tailles semblables : dispersion de London (toutes les molécules, plus forte avec plus d’électrons), dipôle–dipôle (molécules polaires), liaison hydrogène (H lié à N, O ou F). Des forces plus fortes donnent des points d’ébullition plus élevés.

Équations clés

FC=V−N−B2\text{FC}=V-N-\frac{B}{2}
Charge formelle : V = électrons de valence, N = électrons non liants, B = électrons liants
Δχ=∣χA−χB∣\Delta\chi=|\chi_A-\chi_B|
Différence d’électronégativité ; plus elle est grande, plus la liaison est polaire

Exemples résolus pas à pas

Exemple 3.1 Dessinez la structure de Lewis de CO₂ et prévoyez sa forme et sa polarité.

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  1. Comptez les électrons de valence : C en a 4, chaque O en a 6 : 4 + 2 × 6 = 16.
  2. Placez C au centre et reliez chaque O par une double liaison : O=C=O utilise 8 électrons.
  3. Placez les 8 restants en deux doublets libres sur chaque O. Chaque atome a maintenant un octet.
  4. Charges formelles : C = 4 − 0 − 8/2 = 0 ; chaque O = 6 − 4 − 4/2 = 0. Une bonne structure.
  5. Deux groupes d’électrons sur C et aucun doublet libre : linéaire, 180°. Les deux dipôles C=O pointent en sens opposés et s’annulent.

Réponse : O=C=O, linéaire et globalement apolaire, même si chaque liaison est polaire.

Exemple 3.2 Prévoyez la forme, l’angle de liaison et la polarité de l’eau.

Afficher les étapes
  1. Électrons de valence : 2 × 1 + 6 = 8.
  2. Deux liaisons O–H utilisent 4 électrons ; les 4 autres forment deux doublets libres sur O.
  3. Quatre groupes d’électrons : géométrie électronique tétraédrique. Avec deux doublets libres, la forme moléculaire est coudée.
  4. Les doublets libres rapprochent les liaisons : angle d’environ 104.5°, inférieur à 109.5°.
  5. Dans une forme coudée, les dipôles de liaison ne s’annulent pas, donc l’eau est polaire et peut former des liaisons hydrogène.

Réponse : Coudée, environ 104.5°, polaire.

Exemple 3.3 Lequel a le point d’ébullition le plus élevé : le méthane (CH₄) ou l’octane (C₈H₁₈) ? Pourquoi ?

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  1. Ce sont deux hydrocarbures apolaires, donc la force principale est la dispersion de London.
  2. L’octane a beaucoup plus d’électrons et une forme plus allongée, donc ses forces de dispersion sont bien plus fortes.

Réponse : L’octane. C’est pourquoi l’octane est liquide à température ambiante alors que le méthane est un gaz.

Exercices

Faites chacun d’abord sur papier, puis vérifiez.

  1. Prévoyez la forme et l’angle de liaison de NH₃.

    Afficher la réponse

    Quatre groupes d’électrons dont un doublet libre : pyramide trigonale, environ 107°.

  2. Prévoyez la forme de CH₄ et dites si la molécule est polaire.

    Afficher la réponse

    Tétraédrique, 109.5°. Les quatre dipôles C–H s’annulent, donc elle est apolaire.

  3. BF₃ est-il polaire ?

    Afficher la réponse

    Non. Elle est trigonale plane, avec trois liaisons B–F identiques dont les dipôles s’annulent.

  4. Quelle est la forme de SF₆ ?

    Afficher la réponse

    Octaédrique (six groupes liants, aucun doublet libre sur S), angles de liaison de 90°.

  5. Trouvez la charge formelle de N dans l’ion ammonium, NH₄⁺.

    Afficher la réponse

    FC = 5 − 0 − 8/2 = +1.

  6. Pourquoi H₂O bout-elle à 100 °C alors que H₂S, plus lourd, bout bien plus bas ?

    Afficher la réponse

    Les molécules d’eau forment des liaisons hydrogène entre elles ; H₂S ne peut pas en former d’aussi fortes, donc il faut moins d’énergie pour séparer ses molécules.

  7. SO₂ est-il polaire ou apolaire ?

    Afficher la réponse

    Polaire. Le soufre porte un doublet libre, donc SO₂ est coudée et ses dipôles de liaison ne s’annulent pas.

Idées reçues fréquentes

  • Idée reçue : Une molécule à liaisons polaires est forcément polaire.

    En réalité : La forme compte. CO₂ et CCl₄ ont des liaisons polaires mais des formes symétriques, donc ils sont apolaires.

  • Idée reçue : L’ébullition rompt les liaisons à l’intérieur des molécules.

    En réalité : Faire bouillir l’eau sépare les molécules de H₂O les unes des autres. Les liaisons O–H à l’intérieur de chaque molécule restent intactes.

  • Idée reçue : Les doublets libres n’influent pas sur la forme parce qu’on ne les voit pas dans la formule.

    En réalité : Les doublets libres repoussent plus fort que les liaisons et plient la forme, comme dans H₂O et NH₃.

  • Idée reçue : Les liaisons hydrogène sont des liaisons avec des atomes d’hydrogène dans n’importe quelle molécule.

    En réalité : Il faut un H lié à N, O ou F, attiré par un doublet libre d’un autre N, O ou F.

Cartes mémoire

  • Électronégativité

    La force avec laquelle un atome attire vers lui les électrons partagés.

  • Règle de l’octet

    Les atomes des groupes principaux tendent à finir avec huit électrons de valence.

  • Charge formelle

    CF = V − N − B/2 ; les meilleures structures la gardent proche de zéro.

  • VSEPR, 4 groupes

    Tétraédrique, 109.5°.

  • La forme de l’eau

    Coudée, environ 104.5°.

  • Liaison hydrogène

    Attraction entre un H lié à N/O/F et un doublet libre d’un autre N/O/F.

  • Dispersion de London

    Faible attraction due à des dipôles temporaires ; elle croît avec le nombre d’électrons.

  • Molécule polaire

    Les dipôles de liaison ne s’annulent pas à cause de sa forme.

Quiz d’autocontrôle

1. Quelle est la forme moléculaire d’un atome central portant 3 liaisons et 1 doublet libre ?

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Pyramide trigonale. Quatre groupes d’électrons, dont un doublet libre : pyramide trigonale, comme NH₃.

2. Quelle molécule est apolaire ?

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CO₂. Dans CO₂, linéaire, les dipôles de liaison opposés s’annulent.

3. Quelle force intermoléculaire est présente dans toutes les molécules ?

Afficher la réponse

Dispersion de London. Toute molécule possède des électrons capables de former des dipôles temporaires.

4. Quel est l’angle de liaison idéal d’une molécule tétraédrique ?

Afficher la réponse

109.5°. Quatre groupes répartis en 3D à 109.5°.

5. Combien d’électrons de valence compte la structure de Lewis de CO₂ ?

Afficher la réponse

16. 4 venant de C plus 6 venant de chaque O.

Comment cela aide à sauver la planète

La forme des molécules explique l’effet de serre. Des molécules comme CO₂, CH₄ et H₂O peuvent se plier ou s’étirer en modifiant leur dipôle, donc elles absorbent le rayonnement infrarouge émis par la Terre. N₂ et O₂, qui forment l’essentiel de l’air, en sont incapables.

Les liaisons hydrogène rendent la glace moins dense que l’eau liquide, donc la glace flotte. Les lacs gèlent par le haut, et les poissons et les autres êtres vivants passent l’hiver dans l’eau en dessous.

Les forces intermoléculaires guident aussi les dépollutions : le pétrole est apolaire et ne se mélange pas à l’eau, c’est pourquoi les marées noires s’étalent en nappes de surface.

Sur Saving Planets : GOSAT-GW : les gaz à effet de serre vus de l’espace · Pôle Lacs

Sources : EPA des États-Unis : aperçu des gaz à effet de serre (en anglais)

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Unité 4 · Semaines 10–12

États de la matière : gaz et solutions

Comment les gaz réagissent à la pression et à la température, comment fonctionnent les mélanges gazeux, et comment les substances (dont l’oxygène et le CO₂) se dissolvent dans l’eau.

Objectifs d’apprentissage

À la fin de cette unité, vous saurez :

  • Utiliser les lois de Boyle et de Charles et la loi combinée des gaz, toujours en kelvins.
  • Résoudre des problèmes avec la loi des gaz parfaits, PV = nRT, y compris la masse molaire à partir de la masse volumique.
  • Utiliser la loi de Dalton des pressions partielles.
  • Expliquer le comportement des gaz avec la théorie cinétique des gaz.
  • Décrire la solubilité et utiliser la loi de Henry pour les gaz qui se dissolvent dans les liquides.

Notions clés

  • Les lois des gaz exigent la température absolue : T(K) = T(°C) + 273.15.
  • À température constante, la pression et le volume sont inversement proportionnels (Boyle). À pression constante, le volume est proportionnel à la température en kelvins (Charles).
  • La loi des gaz parfaits, PV = nRT, relie pression, volume, quantité de matière et température. À 0 °C et 1 atm, une mole de gaz parfait occupe 22.4 L.
  • Dans un mélange gazeux, chaque gaz exerce sa propre pression partielle, et leur somme donne la pression totale (loi de Dalton). L’air sec contient environ 20.95 % d’oxygène en volume.
  • Théorie cinétique des gaz : les particules de gaz se déplacent vite et au hasard, subissent des chocs élastiques, et leur énergie cinétique moyenne est proportionnelle à la température en kelvins.
  • Une solution est un mélange homogène. « Qui se ressemble s’assemble » : les solvants polaires comme l’eau dissolvent les substances polaires et ioniques.
  • La quantité d’un gaz qui se dissout dans un liquide augmente avec la pression partielle de ce gaz (loi de Henry) et diminue généralement quand l’eau se réchauffe.

Équations clés

PV=nRTPV=nRT
Loi des gaz parfaits
R=0.08206 L⋅atmmol⋅K=8.314 Jmol⋅KR=0.08206\ \frac{\text{L·atm}}{\text{mol·K}}=8.314\ \frac{\text{J}}{\text{mol·K}}
Constante des gaz
P1V1T1=P2V2T2\frac{P_1V_1}{T_1}=\frac{P_2V_2}{T_2}
Loi combinée des gaz (quantité de gaz fixe)
Ptotal=PA+PB+…,PA=xA PtotalP_\text{total}=P_A+P_B+\dots,\qquad P_A=x_A\,P_\text{total}
Loi de Dalton ; x est la fraction molaire
M=dRTPM=\frac{dRT}{P}
Masse molaire à partir de la masse volumique d du gaz
Cg=kH PgC_g=k_H\,P_g
Loi de Henry : concentration du gaz dissous

Exemples résolus pas à pas

Exemple 4.1 Quel volume occupe 1.00 mol de gaz parfait à 25.0 °C et 1.00 atm ?

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  1. Convertissez la température : 25.0 + 273.15 = 298.2 K.
  2. V = nRT/P = 1.00 mol × 0.08206 L·atm/(mol·K) × 298.2 K ÷ 1.00 atm.
  3. V = 24.5 L.

Réponse : 24.5 L, un peu plus que les 22.4 L à 0 °C, car un gaz plus chaud se dilate.

Exemple 4.2 Un ballon météo contient 2.00 L d’hélium à 1.00 atm et 300 K. Il monte là où la pression est 0.500 atm et la température 250 K. Quel est son nouveau volume ?

Afficher les étapes
  1. Loi combinée des gaz résolue pour V₂ : V₂ = V₁ × (P₁/P₂) × (T₂/T₁).
  2. V₂ = 2.00 L × (1.00/0.500) × (250/300).
  3. V₂ = 2.00 L × 2 × 0.8333 = 3.33 L.

Réponse : 3.33 L. La baisse de pression le fait se dilater plus que le froid ne le contracte.

Exemple 4.3 Estimez la quantité d’oxygène dissoute dans l’eau à 25 °C au contact de l’air à 1.00 atm. La constante de Henry de O₂ vaut environ 1.3 × 10⁻³ mol/(L·atm).

Afficher les étapes
  1. Pression partielle de O₂ : 0.2095 × 1.00 atm = 0.21 atm.
  2. C = k_H × P = 1.3 × 10⁻³ mol/(L·atm) × 0.21 atm = 2.7 × 10⁻⁴ mol/L.
  3. Convertissez en masse : 2.7 × 10⁻⁴ mol/L × 32.00 g/mol = 8.7 × 10⁻³ g/L = 8.7 mg/L.

Réponse : Environ 9 mg d’oxygène par litre : une petite quantité, et c’est tout ce que les poissons et les autres êtres aquatiques ont pour respirer.

Exercices

Faites chacun d’abord sur papier, puis vérifiez.

  1. Convertissez 25 °C et −40 °C en kelvins.

    Afficher la réponse

    298 K et 233 K (ajoutez 273.15).

  2. Combien de moles de gaz remplissent 10.0 L à 0 °C (273.15 K) et 1.00 atm ?

    Afficher la réponse

    n = PV/RT = (1.00 × 10.0) ÷ (0.08206 × 273.15) = 0.446 mol.

  3. À température constante, qu’arrive-t-il au volume d’un gaz si la pression double ?

    Afficher la réponse

    Il est divisé par deux (loi de Boyle).

  4. Un gaz a une masse volumique de 1.25 g/L à 0 °C et 1.00 atm. Trouvez sa masse molaire.

    Afficher la réponse

    M = dRT/P = 1.25 × 0.08206 × 273.15 ÷ 1.00 = 28.0 g/mol (compatible avec N₂).

  5. Un réservoir contient 2.0 mol de N₂ et 0.50 mol de O₂ à 5.0 atm au total. Quelle est la pression partielle de O₂ ?

    Afficher la réponse

    x(O₂) = 0.50 ÷ 2.5 = 0.20; P(O₂) = 0.20 × 5.0 atm = 1.0 atm.

  6. Pourquoi une canette de soda perd-elle ses bulles plus vite quand elle est chaude ?

    Afficher la réponse

    La solubilité des gaz diminue quand la température monte, donc le CO₂ dissous s’échappe plus vite.

Idées reçues fréquentes

  • Idée reçue : On peut utiliser les °C dans les lois des gaz.

    En réalité : Utilisez toujours le kelvin. À 0 °C le volume n’est pas nul ; il le serait à 0 K.

  • Idée reçue : 22.4 L/mol est valable pour tout gaz dans toutes les conditions.

    En réalité : Cela ne vaut que pour un gaz parfait à 0 °C et 1 atm. À 25 °C, c’est environ 24.5 L.

  • Idée reçue : À même température, les molécules de gaz plus lourdes vont plus vite.

    En réalité : À une même température, tous les gaz ont la même énergie cinétique moyenne, donc les molécules plus lourdes vont moins vite.

  • Idée reçue : Les gaz se dissolvent mieux dans l’eau chaude, comme le sucre.

    En réalité : La plupart des gaz sont moins solubles dans l’eau plus chaude.

Cartes mémoire

  • Loi des gaz parfaits

    PV = nRT.

  • R

    0.08206 L·atm/(mol·K) ou 8.314 J/(mol·K).

  • Loi de Boyle

    P₁V₁ = P₂V₂ à n et T constants.

  • Loi de Charles

    V₁/T₁ = V₂/T₂ à n et P constants.

  • Loi de Dalton

    La pression totale est la somme des pressions partielles.

  • Loi de Henry

    Concentration du gaz dissous = k_H × pression partielle.

  • Kelvin

    T(K) = T(°C) + 273.15.

  • Volume molaire

    22.4 L/mol pour un gaz parfait à 0 °C et 1 atm.

Quiz d’autocontrôle

1. Quelle échelle de température faut-il utiliser dans les calculs sur les gaz ?

Afficher la réponse

Kelvin. Les lois des gaz sont proportionnelles à la température absolue.

2. À pression constante, un gaz est chauffé de 200 K à 400 K. Son volume…

Afficher la réponse

double. Loi de Charles : V est proportionnel à T en kelvins.

3. L’air à 1.00 atm contient environ 21 % d’O₂. La pression partielle d’O₂ est d’environ…

Afficher la réponse

0.21 atm. P(O₂) = 0.21 × 1.00 atm.

4. Qu’arrive-t-il à l’oxygène dissous quand un lac se réchauffe ?

Afficher la réponse

Elle diminue. La solubilité des gaz dans l’eau diminue généralement avec la température.

5. Que vaut R en L·atm/(mol·K) ?

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0.08206. 8.314 est la valeur en J/(mol·K).

Comment cela aide à sauver la planète

Les gaz dissous déterminent ce qui peut vivre dans l’eau. Comme l’eau chaude contient moins d’oxygène, le réchauffement des lacs et des rivières peut stresser les poissons, et les équipes chargées de la qualité de l’eau mesurent l’oxygène dissous pour les protéger.

La loi de Henry explique aussi l’acidification des océans. Quand le CO₂ de l’air augmente, davantage se dissout dans l’eau de mer et forme de l’acide carbonique. La NOAA indique que l’océan absorbe environ 30 % du CO₂ rejeté dans l’atmosphère et que le pH de l’océan de surface a baissé d’environ 0.1 depuis la révolution industrielle, soit une hausse d’acidité d’environ 30 %.

C’est important pour les gens comme pour les récifs : la NOAA souligne que les huîtres, les coraux et d’autres organismes à coquille peinent dans une eau plus acide, et de nombreuses pêcheries et emplois côtiers en dépendent.

Sur Saving Planets : Pôle Océans · PACE : couleur de l’océan et plancton

Sources : NOAA : acidification des océans (ressources éducatives, en anglais)

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Unité 5 · Semaines 13–14

Thermodynamique

L’énergie chimique : chaleur, enthalpie, pourquoi certaines réactions libèrent de l’énergie, et un premier aperçu de l’entropie et de l’enthalpie libre de Gibbs.

Objectifs d’apprentissage

À la fin de cette unité, vous saurez :

  • Utiliser q = mcΔT et la calorimétrie pour trouver un flux de chaleur et une capacité thermique massique.
  • Classer les processus en exothermiques ou endothermiques et donner le signe de ΔH.
  • Utiliser la loi de Hess et les enthalpies standard de formation pour trouver le ΔH d’une réaction.
  • Énoncer le premier principe de la thermodynamique avec la convention de signe de la chimie.
  • Utiliser ΔG = ΔH − TΔS pour juger si un processus est spontané.

Notions clés

  • L’énergie se conserve (premier principe) : ΔU = q + w. En chimie, q est la chaleur reçue par le système et w le travail reçu par le système.
  • Les réactions exothermiques cèdent de la chaleur au milieu extérieur (ΔH < 0) ; les réactions endothermiques absorbent de la chaleur (ΔH > 0).
  • La capacité thermique massique c est la chaleur nécessaire pour élever de 1 °C la température de 1 g. Celle de l’eau est élevée, 4.184 J/(g·°C), c’est pourquoi les océans et les lacs se réchauffent et se refroidissent lentement.
  • L’enthalpie est une fonction d’état, donc ΔH ne dépend que de l’état initial et de l’état final. C’est pourquoi la loi de Hess fonctionne : on peut additionner des réactions et leurs valeurs de ΔH.
  • L’enthalpie standard de formation (ΔH°f) est la variation d’enthalpie pour former 1 mol d’un composé à partir de ses éléments dans leur état standard. Pour un élément dans son état standard, ΔH°f = 0.
  • L’entropie (S) mesure la dispersion de l’énergie et de la matière. La variation d’enthalpie libre, ΔG = ΔH − TΔS, est négative pour un processus spontané à température et pression constantes.

Équations clés

q=mcΔTq=mc\Delta T
Chaleur pour une variation de température
qlost=−qgainedq_\text{lost}=-q_\text{gained}
Calorimétrie : la chaleur perdue par l’objet chaud est égale à la chaleur gagnée par l’objet froid
ΔU=q+w,w=−PΔV\Delta U=q+w,\qquad w=-P\Delta V
Premier principe (convention de signe en chimie)
ΔHrxn∘=∑n ΔHf∘(products)−∑n ΔHf∘(reactants)\Delta H^\circ_\text{rxn}=\sum n\,\Delta H^\circ_f(\text{products})-\sum n\,\Delta H^\circ_f(\text{reactants})
Enthalpie de réaction à partir des enthalpies de formation
ΔG=ΔH−TΔS\Delta G=\Delta H-T\Delta S
Enthalpie libre de Gibbs

Exemples résolus pas à pas

Exemple 5.1 Quelle quantité de chaleur faut-il pour chauffer 250.0 g d’eau de 20.0 °C à 100.0 °C ?

Afficher les étapes
  1. ΔT = 100.0 − 20.0 = 80.0 °C.
  2. q = mcΔT = 250.0 g × 4.184 J/(g·°C) × 80.0 °C = 83,680 J.
  3. En kilojoules : 83.7 kJ.

Réponse : 83.7 kJ.

Exemple 5.2 Trouvez ΔH° de la combustion du méthane, CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l), à partir des ΔH°f : CH₄(g) −74.6, CO₂(g) −393.5, H₂O(l) −285.8 kJ/mol ; O₂(g) 0.

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  1. Produits : −393.5 + 2 × (−285.8) = −965.1 kJ.
  2. Réactifs : −74.6 + 2 × 0 = −74.6 kJ.
  3. ΔH° = −965.1 − (−74.6) = −890.5 kJ.

Réponse : Environ −890 kJ par mole de méthane : fortement exothermique.

Exemple 5.3 Comparez la chaleur libérée par gramme de méthane et d’hydrogène. Pour H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH° = −285.8 kJ.

Afficher les étapes
  1. Méthane : 890.5 kJ ÷ 16.04 g = 55.5 kJ/g.
  2. Hydrogène : 285.8 kJ ÷ 2.016 g = 141.8 kJ/g.
  3. Produits : le méthane donne du CO₂ ; l’hydrogène ne donne que de l’eau.

Réponse : L’hydrogène libère environ 2.6 fois plus de chaleur par gramme, et sa combustion ne produit pas de CO₂. Savoir si l’hydrogène est propre dans l’ensemble dépend de la façon dont il a été produit.

Exemple 5.4 Une réaction a ΔH = +40.0 kJ et ΔS = +120 J/K. Est-elle spontanée à 298 K ? Au-dessus de quelle température devient-elle spontanée ?

Afficher les étapes
  1. Utilisez les mêmes unités : ΔS = 0.120 kJ/K.
  2. À 298 K : ΔG = 40.0 − 298 × 0.120 = 40.0 − 35.8 = +4.2 kJ. Positif, donc non spontanée.
  3. Set ΔG = 0: T = ΔH/ΔS = 40.0 ÷ 0.120 = 333 K.

Réponse : Non spontanée à 298 K ; spontanée au-dessus d’environ 333 K (60 °C).

Exercices

Faites chacun d’abord sur papier, puis vérifiez.

  1. Quelle quantité de chaleur élève 1.00 kg d’eau de 10.0 °C ?

    Afficher la réponse

    q = 1000 g × 4.184 × 10.0 = 41,840 J = 41.8 kJ.

  2. La fusion de la glace est-elle endothermique ou exothermique ? Quel est le signe de q pour la glace ?

    Afficher la réponse

    Endothermique ; q est positif car la glace absorbe de la chaleur.

  3. Un métal de 50.0 g à 100.0 °C est plongé dans 100.0 g d’eau à 20.0 °C. Les deux finissent à 22.0 °C. Trouvez la capacité thermique massique du métal.

    Afficher la réponse

    Chaleur reçue par l’eau = 100.0 × 4.184 × 2.0 = 836.8 J. Métal : 836.8 = 50.0 × c × 78.0, donc c = 0.215 J/(g·°C).

  4. Utilisez la loi de Hess : C(s) + O₂ → CO₂, ΔH = −393.5 kJ ; CO + ½ O₂ → CO₂, ΔH = −283.0 kJ. Trouvez ΔH de C(s) + ½ O₂ → CO.

    Afficher la réponse

    Inversez la seconde et additionnez : −393.5 + 283.0 = −110.5 kJ.

  5. Que vaut ΔH°f pour O₂(g) ?

    Afficher la réponse

    Zéro : c’est un élément dans son état standard.

  6. Un processus a ΔH < 0 et ΔS > 0. Quand est-il spontané ?

    Afficher la réponse

    À toute température, car ΔG = ΔH − TΔS est toujours négatif.

Idées reçues fréquentes

  • Idée reçue : La chaleur et la température, c’est la même chose.

    En réalité : La température mesure l’énergie moyenne des particules ; la chaleur est de l’énergie transférée. Une baignoire d’eau tiède contient plus de chaleur qu’une tasse d’eau bouillante.

  • Idée reçue : Les réactions exothermiques se produisent toujours d’elles-mêmes.

    En réalité : La spontanéité dépend de ΔG, qui inclut l’entropie. Certaines réactions exothermiques ne sont pas spontanées à haute température.

  • Idée reçue : Une réaction spontanée est une réaction rapide.

    En réalité : « Spontané » indique le sens, pas la vitesse. La transformation du diamant en graphite est spontanée, mais bien trop lente pour être remarquée.

  • Idée reçue : Rompre des liaisons libère de l’énergie.

    En réalité : Rompre des liaisons demande toujours de l’énergie. L’énergie est libérée quand de nouvelles liaisons plus fortes se forment.

Cartes mémoire

  • q = mcΔT

    Chaleur = masse × capacité thermique massique × variation de température.

  • Exothermique

    Libère de la chaleur ; ΔH < 0.

  • Endothermique

    Absorbe de la chaleur ; ΔH > 0.

  • Loi de Hess

    Le ΔH d’une somme de réactions est la somme de leurs ΔH.

  • ΔH°f d’un élément

    Zéro dans son état standard.

  • Premier principe

    ΔU = q + w ; l’énergie est conservée.

  • Enthalpie libre

    ΔG = ΔH − TΔS ; négatif signifie spontané.

  • Capacité thermique massique de l’eau

    4.184 J/(g·°C).

Quiz d’autocontrôle

1. Le signe de ΔH pour une réaction exothermique est…

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négatif. Le système cède de la chaleur au milieu extérieur.

2. La capacité thermique massique de l’eau est…

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4.184 J/(g·°C). 4.184 J réchauffent 1 g d’eau de 1 °C.

3. La loi de Hess fonctionne parce que l’enthalpie est…

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une fonction d’état. ΔH ne dépend que des états initial et final.

4. Une réaction est spontanée quand…

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ΔG < 0. Une variation d’enthalpie libre négative signifie que le processus peut se produire de lui-même.

5. Par gramme, quel carburant libère le plus de chaleur quand il brûle en donnant de l’eau liquide ?

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Hydrogène. Environ 142 kJ/g pour l’hydrogène contre 55.5 kJ/g pour le méthane.

Comment cela aide à sauver la planète

La thermochimie, c’est la comptabilité de l’énergie propre. Comparer les kilojoules par gramme et le CO₂ par kilojoule, comme dans les exemples résolus, montre pourquoi l’hydrogène produit avec une énergie propre peut réduire les émissions.

Le département de l’Énergie des États-Unis indique que l’hydrogène utilisé dans une pile à combustible ne produit que de l’eau, et qu’il peut être fabriqué à partir de nombreuses sources, dont l’énergie solaire et éolienne.

La forte capacité thermique massique de l’eau permet aux océans de stocker d’énormes quantités de chaleur, ce qui stabilise les climats côtiers pour les gens et la faune.

Sur Saving Planets : Sentinel-6B : suivre le niveau de la mer · Pôle Observation de la Terre

Sources : Département de l’Énergie des États-Unis : les bases du carburant hydrogène (en anglais)

Ressources d’apprentissage gratuites

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Le laboratoire (CHEM 110L)

Les TP sont la partie pratique du cours, qui vaut 1 crédit dans un cursus universitaire typique. Ici, ils sont gratuits et uniquement pour s’entraîner.

Vous mettez en pratique les idées du cours avec des capteurs numériques, des appareils de mesure et de la verrerie de précision. Ne faites les versions en laboratoire que dans un laboratoire scolaire ou universitaire encadré ; chaque exercice a aussi une version sûre à la maison ou virtuelle.

Référence de sécurité : American Chemical Society : sécurité chimique (en anglais)

TP A : formule empirique de l’oxyde de magnésium

Semaine 5

Objectif : Chauffez du magnésium à l’air, pesez le produit et déterminez le plus simple rapport entier entre magnésium et oxygène.

nMgnO=mMg/24.31mO/16.00\frac{n_\text{Mg}}{n_\text{O}}=\frac{m_\text{Mg}/24.31}{m_\text{O}/16.00}
Divisez chaque quantité de matière par la plus petite, puis arrondissez à des nombres entiers

Mode opératoire

  1. Chauffez un creuset vide et son couvercle jusqu’à masse constante ; laissez refroidir et pesez.
  2. Ajoutez un ruban de magnésium propre enroulé et pesez de nouveau.
  3. Chauffez avec le couvercle légèrement entrouvert pour que l’air entre sans que la fumée s’échappe, jusqu’à ce que le métal ne rougeoie plus.
  4. Laissez refroidir, ajoutez quelques gouttes d’eau et chauffez de nouveau doucement (cela transforme le nitrure de magnésium éventuel en oxyde), puis chauffez fort.
  5. Laissez refroidir et pesez. Recommencez le chauffage jusqu’à ce que deux pesées concordent à 0.002 g près.

Tableau de données

MesureMasse (g)
Creuset + couvercle25.120
Creuset + couvercle + Mg25.360
Creuset + couvercle + produit25.520
Mg (par différence)0.240
Oxygène fixé0.160

Données d’exemple pour s’entraîner uniquement.

Exemple de calcul

  1. Moles de Mg = 0.240 g ÷ 24.31 g/mol = 9.87 × 10⁻³ mol.
  2. Moles de O = 0.160 g ÷ 16.00 g/mol = 1.00 × 10⁻² mol.
  3. Divisez par la plus petite valeur : Mg 1.00, O 1.01, ce qui s’arrondit à 1 : 1.
  4. Formule empirique : MgO.

Sécurité

  • Le magnésium qui brûle émet une lumière très vive, y compris des ultraviolets. Ne la fixez pas.
  • Utilisez une pince ; les creusets restent chauds longtemps après avoir cessé de rougeoyer.
  • N’essayez jamais cela chez vous : les feux de magnésium sont difficiles à éteindre, et l’eau les aggrave.

Alternative à la maison ou virtuelle

  • Faites le même calcul à partir d’une composition en pourcentage, comme dans la série finale (40.0 % C, 6.71 % H, 53.3 % O donne CH₂O).
  • La section 3.2 d’OpenStax Chemistry 2e propose d’autres problèmes de formule empirique avec réponses (en anglais).

OpenStax 3.2 Determining Empirical and Molecular Formulas (en anglais)

Lien avec la planète : Déterminer la formule d’un composé inconnu est une première étape pour identifier un polluant, un minéral ou un nouveau matériau.

TP B : titrage acide–base et dilutions

Semaine 6

Objectif : Déterminer la concentration d’une solution d’acide chlorhydrique en la titrant par de l’hydroxyde de sodium de concentration connue.

MaVa=MbVb(1 : 1 acid–base)M_aV_a=M_bV_b\quad(\text{1 : 1 acid–base})
Pour HCl + NaOH → NaCl + H₂O, moles d’acide = moles de base au point d’équivalence

Mode opératoire

  1. Rincez la burette avec un peu de NaOH 0.1000 M, puis remplissez-la et notez la lecture initiale à 0.01 mL près.
  2. Prélevez 25.00 mL de HCl à la pipette dans un erlenmeyer et ajoutez 2–3 gouttes d’indicateur phénolphtaléine.
  3. Ajoutez le NaOH en agitant. Vers la fin, ajoutez-le goutte à goutte.
  4. Arrêtez au premier rose pâle qui persiste 30 secondes. Notez la lecture finale.
  5. Recommencez jusqu’à ce que deux essais concordent à 0.10 mL près. Avec une sonde pH, tracez aussi le pH en fonction du volume pour voir le saut brusque au point d’équivalence.

Tableau de données

EssaiLecture initiale (mL)Lecture finale (mL)NaOH utilisé (mL)
1 (approximatif)0.5023.1022.60
20.2022.6522.45
31.0523.5222.47

Données d’exemple pour s’entraîner uniquement. Faites la moyenne des essais concordants (2 et 3).

Exemple de calcul

  1. Volume moyen de NaOH : (22.45 + 22.47) ÷ 2 = 22.46 mL = 0.02246 L.
  2. Moles de NaOH = 0.1000 mol/L × 0.02246 L = 2.246 × 10⁻³ mol.
  3. La réaction est 1 : 1, donc moles de HCl = 2.246 × 10⁻³ mol.
  4. Concentration de HCl = 2.246 × 10⁻³ mol ÷ 0.02500 L = 0.08984 M.

Sécurité

  • Portez des lunettes : NaOH et HCl peuvent blesser les yeux et la peau, même dilués.
  • En cas de contact avec la peau, rincez abondamment à l’eau et prévenez le responsable.
  • Remplissez la burette en dessous du niveau des yeux, avec un entonnoir, et retirez l’entonnoir avant la lecture.

Alternative à la maison ou virtuelle

  • Les simulations PhET Acid-Base Solutions et pH Scale permettent de tester des acides et des bases forts et faibles avec un pH-mètre virtuel.
  • Indicateur de cuisine : le jus de chou rouge devient rouge-rose dans les acides comme le vinaigre et vert dans les bases comme une solution de bicarbonate de soude. C’est uniquement qualitatif.

PhET: Acid-Base Solutions · PhET: pH Scale · PhET: Molarity

Lien avec la planète : Le pH est l’une des mesures les plus importantes de la qualité de l’eau. L’Institut d’études géologiques des États-Unis indique qu’une pluie normale a un pH d’environ 5.6 et que l’eau qui s’écoule d’une mine de charbon abandonnée peut atteindre un pH de 2, assez acide pour tuer les poissons en aval. USGS Water Science School : le pH et l’eau (en anglais)

TP C : analyse spectrophotométrique d’une solution de colorant

Semaine 12

Objectif : Tracer une courbe d’étalonnage à partir d’étalons de colorant et l’utiliser pour trouver la concentration d’une inconnue, avec la loi de Beer–Lambert.

A=εbc,A=−log⁡10TA=\varepsilon bc,\qquad A=-\log_{10}T
A = absorbance, ε = coefficient d’absorption molaire, b = longueur du trajet optique (cm), c = concentration (mol/L), T = fraction de la lumière transmise

Mode opératoire

  1. Laissez chauffer le spectrophotomètre pendant la durée indiquée dans son manuel.
  2. Balayez un étalon pour trouver la longueur d’onde où le colorant absorbe le plus (λmax).
  3. Faites le zéro de l’appareil avec une cuve contenant le blanc (le solvant, ici l’eau).
  4. Préparez cinq étalons à partir d’une solution mère par dilution (M₁V₁ = M₂V₂).
  5. Mesurez l’absorbance de chaque étalon à λmax, en rinçant chaque fois la cuve avec la solution suivante. Tenez les cuves par les faces dépolies.
  6. Mesurez l’inconnue de la même façon.
  7. Tracez l’absorbance (y) en fonction de la concentration (x), ajustez une droite passant par l’origine et utilisez la pente pour trouver la concentration de l’inconnue.

Tableau de données

ÉtalonConcentration (µM)Absorbance
12.000.130
24.000.261
36.000.389
48.000.522
510.000.650
Inconnue?0.455

Données d’exemple pour s’entraîner uniquement, pas une valeur publiée pour un vrai colorant.

Exemple de calcul

  1. Pente de la droite passant par l’origine : environ 0.0650 par µM (par exemple 0.650 ÷ 10.00 µM).
  2. Avec b = 1.00 cm, ε = 0.0650 µM⁻¹ cm⁻¹ = 6.50 × 10⁴ M⁻¹ cm⁻¹.
  3. Inconnue : c = A ÷ (εb) = 0.455 ÷ 0.0650 µM⁻¹ = 7.00 µM.
  4. Fraction de lumière transmise par l’inconnue : T = 10^(−0.455) = 0.351, soit 35.1 %.

Sécurité

  • Portez des lunettes ; beaucoup de colorants tachent la peau et les vêtements.
  • Essuyez immédiatement tout renversement et gardez les liquides loin de l’appareil.
  • Éliminez les solutions selon les consignes de votre responsable de laboratoire.

Alternative à la maison ou virtuelle

  • PhET Beer’s Law Lab : modifiez la concentration, la longueur du trajet optique et la longueur d’onde, et relevez l’absorbance pour tracer votre propre courbe d’étalonnage.
  • Version cuisine : préparez une série de dilutions de colorant alimentaire dans des verres transparents identiques et classez-les à l’œil devant une carte blanche. Cela montre l’idée, mais ne donne pas de vraies valeurs d’absorbance.

PhET: Beer’s Law Lab · PhET: Concentration

Lien avec la planète : La même idée aide les satellites à évaluer la santé des océans et des lacs. Les missions de la NASA sur la couleur de l’océan mesurent les couleurs de la lumière qui quitte l’eau pour estimer la chlorophylle, signe de la présence de plancton. NASA Ocean Color (en anglais)

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Séries d’entraînement aux examens

Chronométrez-vous : environ 10 minutes par problème. Comparez ensuite avec les solutions complètes.

Série d’entraînement de mi-parcours (unités 1–3)

  1. Un électron d’hydrogène passe de n = 4 à n = 2. Trouvez la longueur d’onde de la lumière.

    Afficher la solution complète
    1. |ΔE| = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × (1/4 − 1/16) = 2.179 × 10⁻¹⁸ J × 0.1875 = 4.086 × 10⁻¹⁹ J.
    2. λ = hc/E = (6.626 × 10⁻³⁴ × 2.998 × 10⁸) ÷ 4.086 × 10⁻¹⁹ = 4.862 × 10⁻⁷ m.

    Réponse : 486 nm (bleu-vert).

  2. Écrivez la configuration du cuivre (Z = 29) à l’état fondamental.

    Afficher la solution complète
    1. L’ordre de remplissage simple prévoit [Ar] 4s² 3d⁹, mais une sous-couche 3d pleine est plus stable.
    2. Un électron 4s passe en 3d.

    Réponse : [Ar] 4s¹ 3d¹⁰, une exception connue.

  3. Quelle quantité de CO₂ produit la combustion de 1.00 kg d’octane (C₈H₁₈, 114.23 g/mol) ?

    Afficher la solution complète
    1. Équilibrée : 2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O, soit 8 mol de CO₂ par mol d’octane.
    2. Moles d’octane = 1000 g ÷ 114.23 g/mol = 8.754 mol.
    3. CO₂ = 8 × 8.754 = 70.04 mol × 44.01 g/mol = 3082 g.

    Réponse : Environ 3.08 kg de CO₂.

  4. 28.0 g de N₂ réagissent avec 9.00 g de H₂ : N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Trouvez le réactif limitant et la masse de NH₃.

    Afficher la solution complète
    1. N₂: 28.0 ÷ 28.02 = 0.999 mol. H₂: 9.00 ÷ 2.016 = 4.46 mol.
    2. N₂ exige 3 × 0.999 = 3.00 mol de H₂ ; 4.46 mol sont disponibles, donc N₂ est limitant.
    3. NH₃ = 2 × 0.999 = 2.00 mol × 17.03 g/mol = 34.0 g.

    Réponse : N₂ est limitant ; 34.0 g de NH₃.

  5. Donnez la forme et la polarité de SO₂ et de CCl₄.

    Afficher la solution complète
    1. SO₂ : S a deux groupes liants et un doublet libre, donc la molécule est coudée et les dipôles ne s’annulent pas.
    2. CCl₄ : quatre liaisons identiques, tétraédrique, les dipôles s’annulent.

    Réponse : SO₂ coudée et polaire ; CCl₄ tétraédrique et apolaire.

  6. Classez par point d’ébullition, du plus bas au plus haut : H₂O, He, CH₄.

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    1. He : seulement une faible dispersion, très peu d’électrons.
    2. CH₄ : forces de dispersion, plus d’électrons que He.
    3. H₂O : liaison hydrogène.

    Réponse : He < CH₄ < H₂O.

Série d’entraînement finale (toutes les unités)

  1. Quel volume occupent 88.0 g de CO₂ à 25.0 °C et 1.00 atm ?

    Afficher la solution complète
    1. n = 88.0 ÷ 44.01 = 2.00 mol.
    2. V = nRT/P = 2.00 × 0.08206 × 298.15 ÷ 1.00.

    Réponse : 48.9 L.

  2. Combien de grammes de méthane faut-il brûler (ΔH = −890.5 kJ/mol) pour chauffer 500.0 g d’eau de 15.0 °C à 85.0 °C, si toute la chaleur va dans l’eau ?

    Afficher la solution complète
    1. q = 500.0 × 4.184 × 70.0 = 146,440 J = 146.4 kJ.
    2. Moles de CH₄ = 146.4 ÷ 890.5 = 0.1644 mol.
    3. Masse = 0.1644 × 16.04 = 2.64 g.

    Réponse : 2.64 g de méthane.

  3. 20.00 mL d’acide sulfurique sont neutralisés par 31.60 mL de NaOH 0.1000 M. Trouvez la molarité de l’acide.

    Afficher la solution complète
    1. H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O (deux hydrogènes acides).
    2. Moles de NaOH = 0.1000 × 0.03160 = 3.160 × 10⁻³ mol, donc moles de H₂SO₄ = 1.580 × 10⁻³ mol.
    3. M = 1.580 × 10⁻³ ÷ 0.02000 L.

    Réponse : 0.07900 M. Une erreur fréquente consiste à oublier le rapport 1 : 2 et à obtenir 0.1580 M.

  4. Un colorant a ε = 1.20 × 10⁴ M⁻¹ cm⁻¹. Un échantillon dans une cuve de 1.00 cm donne A = 0.300. Trouvez sa concentration.

    Afficher la solution complète
    1. c = A ÷ (εb) = 0.300 ÷ (1.20 × 10⁴ × 1.00).

    Réponse : 2.50 × 10⁻⁵ M.

  5. Un composé contient en masse 40.0 % de C, 6.71 % de H et 53.3 % de O, et sa masse molaire est 180.16 g/mol. Trouvez ses formules empirique et moléculaire.

    Afficher la solution complète
    1. Pour 100 g : C 40.0 ÷ 12.011 = 3.33 mol ; H 6.71 ÷ 1.008 = 6.66 mol ; O 53.3 ÷ 16.00 = 3.33 mol.
    2. Divisez par 3.33 : 1 : 2 : 1, donc CH₂O (30.03 g/mol).
    3. 180.16 ÷ 30.03 = 6.

    Réponse : Empirique CH₂O ; moléculaire C₆H₁₂O₆ (glucose).

  6. Utilisez la loi de Hess pour trouver ΔH de C(s) + ½ O₂ → CO, sachant que C + O₂ → CO₂ (−393.5 kJ) et CO + ½ O₂ → CO₂ (−283.0 kJ).

    Afficher la solution complète
    1. Gardez la première réaction ; inversez la seconde (+283.0 kJ).
    2. Additionnez-les ; CO₂ s’annule.

    Réponse : −110.5 kJ.

  7. Pour un processus avec ΔH = −10.0 kJ et ΔS = −50.0 J/K, trouvez la température en dessous de laquelle il est spontané.

    Afficher la solution complète
    1. ΔG < 0 quand ΔH − TΔS < 0. Les deux sont négatifs, donc cela fonctionne à basse T.
    2. T = ΔH/ΔS = −10.0 kJ ÷ −0.0500 kJ/K = 200 K.

    Réponse : Spontané en dessous de 200 K.

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Fiche de formules

c=λνc=\lambda\nu
E=hν=hc/λE=h\nu=hc/\lambda
En=−2.179×10−18 J/n2E_n=-2.179\times10^{-18}\ \text{J}/n^2
n=m/Mn=m/M
M=n/VM=n/V
M1V1=M2V2M_1V_1=M_2V_2
PV=nRTPV=nRT
P1V1/T1=P2V2/T2P_1V_1/T_1=P_2V_2/T_2
PA=xAPtotP_A=x_AP_\text{tot}
Cg=kHPgC_g=k_HP_g
q=mcΔTq=mc\Delta T
ΔU=q+w\Delta U=q+w
ΔH∘=∑nΔHf∘(prod)−∑nΔHf∘(reac)\Delta H^\circ=\sum n\Delta H^\circ_f(\text{prod})-\sum n\Delta H^\circ_f(\text{reac})
ΔG=ΔH−TΔS\Delta G=\Delta H-T\Delta S
A=εbcA=\varepsilon bc
FC=V−N−B/2\text{FC}=V-N-B/2

Constantes

ConstanteValeur
Constante de Planck, h6.62607015 × 10⁻³⁴ J·s (exacte)
Vitesse de la lumière, c2.99792458 × 10⁸ m/s (exacte)
Constante d’Avogadro, N_A6.02214076 × 10²³ mol⁻¹ (exacte)
Constante des gaz parfaits, R8.314 J/(mol·K) = 0.08206 L·atm/(mol·K)
Constante d’énergie de l’hydrogène, k2.179 × 10⁻¹⁸ J
Capacité thermique massique de l’eau4.184 J/(g·°C)
Pression standard1 atm = 101.325 kPa = 760 mmHg
Zéro absolu0 K = −273.15 °C

Source : NIST : constantes physiques fondamentales (en anglais)

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Tableau périodique

Utilisez l’un de ces tableaux interactifs gratuits en parallèle du cours.

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Glossaire

Absorbance
La quantité de lumière absorbée par un échantillon ; A = −log₁₀T.
Nombre d’Avogadro
6.02214076 × 10²³, le nombre de particules dans une mole.
Calorimétrie
Mesurer un flux de chaleur à partir de variations de température.
Configuration électronique
La répartition des électrons d’un atome dans les orbitales.
Formule empirique
Le plus simple rapport entier entre les atomes d’un composé.
Point de virage
Le moment d’un titrage où l’indicateur change de couleur.
Enthalpie (H)
Contenu thermique d’un système à pression constante.
Entropie (S)
Une mesure de la dispersion de l’énergie et de la matière.
Point d’équivalence
Le point où l’on a ajouté exactement assez de titrant pour réagir avec l’échantillon.
Enthalpie libre de Gibbs (G)
G = H − TS ; sa variation prédit la spontanéité.
Liaison hydrogène
Forte attraction entre un H lié à N, O ou F et un doublet libre d’un autre N, O ou F.
Gaz parfait
Un gaz modèle dont les particules n’ont ni volume ni attractions.
Isotope
Atomes d’un même élément ayant des nombres de neutrons différents.
Réactif limitant
Le réactif qui s’épuise en premier.
Molarité
Moles de soluté par litre de solution.
Mole
L’unité SI de quantité de matière.
Orbitale
Une région où un électron a de fortes chances de se trouver.
Pression partielle
La pression qu’exercerait seul un gaz d’un mélange.
Rendement en pourcentage
Rendement réel ÷ rendement théorique × 100 %.
Photon
Une particule de lumière d’énergie E = hν.
Nombres quantiques
n, l, mₗ, mₛ : les quatre valeurs qui décrivent un électron.
Capacité thermique massique
Chaleur nécessaire pour élever de 1 °C la température de 1 g d’une substance.
Stœchiométrie
Les relations quantitatives entre les quantités dans les réactions.
Titrage
Ajouter une solution de concentration connue pour trouver la concentration d’une autre.
VSEPR
Répulsion des paires d’électrons de la couche de valence : les groupes d’électrons s’écartent et fixent la forme de la molécule.

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Grille d’autoévaluation

Aucune note ni aucun crédit ne sont attribués. Utilisez cette grille pour juger honnêtement où vous en êtes dans chaque unité.

NiveauÀ quoi cela ressemble
4 · MaîtriseRésout correctement des problèmes nouveaux, explique pourquoi chaque étape fonctionne et repère ses propres erreurs.
3 · CompétentRésout les exercices avec les bonnes unités et les bons chiffres significatifs ; quelques erreurs d’inattention.
2 · En progressionSuit les exemples résolus mais bloque sur les nouveaux problèmes ou mélange les unités.
1 · DébutantReconnaît les termes mais ne sait pas encore poser les calculs.

Pondération suggérée si vous voulez une note

PartiePoids
Exercices30%
Comptes rendus de TP (ou TP virtuels)20%
Série d’entraînement de mi-parcours20%
Série d’entraînement finale30%

Visez le niveau 3 ou mieux dans chaque unité avant de passer au cours suivant.

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