CHIMIE GÉNÉRALE.docx

# La structure de l'atome et la classification périodique Ce chapitre explore la composition fondamentale des atomes, la manière dont leurs électrons sont organisés, la formation des ions, et comment cette organisation dicte la position et les propriétés des éléments dans le tableau périodique. ### 1.1 La composition de l'atome L'atome est l'unité de base de la matière, constitué d'un noyau central et d'un nuage électronique environnant. #### 1.1.1 Le noyau atomique Le noyau est composé de deux types de particules appelées nucléons : * **Protons** : Particules chargées positivement. Leur nombre, noté $Z$, est appelé numéro atomique et définit l'élément chimique. La charge d'un proton est $+Z \cdot e$, où $e$ est la charge élémentaire ($1.602 \times 10^{-19}$ coulombs). Leur masse est $Z \cdot m_p$, où $m_p$ est la masse du proton ($1.672 \times 10^{-27}$ kg). * **Neutrons** : Particules électriquement neutres. Leur nombre est noté $N$. Leur masse est $N \cdot m_n$, où $m_n$ est la masse du neutron ($1.675 \times 10^{-27}$ kg). Le nombre total de nucléons dans le noyau est $A = Z + N$, appelé nombre de masse. La masse du proton et du neutron sont quasi identiques ($m_p \approx m_n$). #### 1.1.2 Le cortège électronique Autour du noyau évoluent des électrons, chargés négativement. * **Électrons** : Le nombre d'électrons dans un atome neutre est égal au nombre de protons ($Z$). Leur charge est $-Z \cdot e$. Leur masse est $Z \cdot m_e$, où $m_e$ est la masse de l'électron ($9.108 \times 10^{-31}$ kg). L'espace occupé par les électrons est très vaste par rapport à la taille du noyau. #### 1.1.3 L'ionisation Un atome peut gagner ou perdre des électrons pour former des ions : * **Perte d'électrons** : Formation d'un **cation**, un ion positif. * **Gain d'électrons** : Formation d'un **anion**, un ion négatif. ### 1.2 Notion d'élément chimique et d'isotopes #### 1.2.1 L'élément chimique Un **élément chimique** est défini par son numéro atomique ($Z$), c'est-à-dire le nombre de protons dans son noyau. Tous les atomes d'un même élément ont le même $Z$. Il existe environ une centaine d'éléments connus, dont certains sont de plus en plus instables à mesure que $Z$ augmente. #### 1.2.2 Les isotopes Les **isotopes** d'un élément sont des nucléides qui possèdent le même nombre de protons ($Z$) mais un nombre différent de neutrons ($N$). Par conséquent, ils ont le même numéro atomique mais un nombre de masse ($A$) différent. Les éléments naturels sont souvent des mélanges d'isotopes, dont la proportion naturelle est appelée facteur d'abondance. Les isotopes d'un même élément possèdent des propriétés chimiques identiques. **Exemple :** Le carbone existe sous forme de plusieurs isotopes, dont le $^{12}\text{C}$ (environ 98.89% en abondance naturelle), le $^{13}\text{C}$ (environ 1.11%), et le $^{14}\text{C}$ (en traces). Ils ont tous $Z=6$, mais $A$ est différent (12, 13, 14). ### 1.3 La mole et la constante d'Avogadro En raison des masses atomiques très faibles au niveau microscopique, on utilise la mole pour passer à l'échelle macroscopique. La **constante d'Avogadro** ($N_A$) est le nombre d'entités (atomes, molécules, ions, etc.) par mole. Sa valeur est d'environ $6.022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1}$. ### 1.4 Organisation des électrons dans l'atome Les électrons ne se répartissent pas au hasard autour du noyau ; ils occupent des niveaux d'énergie spécifiques organisés en couches et sous-couches. #### 1.4.1 Couches et sous-couches électroniques L'organisation électronique des atomes est déterminée par l'équilibre entre l'attraction noyau-électrons et la répulsion électrons-électrons. Les électrons sont répartis en : * **Couches principales** : Désignées par un entier $n$ ($n=1, 2, 3, \dots$). Les couches plus proches du noyau ont des énergies plus basses. * **Sous-couches** : Au sein d'une couche principale, il existe des sous-couches désignées par les lettres $s, p, d, f, \dots$. Chaque sous-couche peut accueillir un nombre maximal d'électrons : $s$ (2 électrons), $p$ (6 électrons), $d$ (10 électrons), $f$ (14 électrons). La configuration électronique d'un atome décrit la répartition de ses électrons dans ces différentes sous-couches. **Exemples de configurations électroniques à l'état fondamental :** * Oxygène (Z=8) : $1s^2 2s^2 2p^4$ * Sodium (Z=11) : $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ * Argon (Z=18) : $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$ #### 1.4.2 Électrons de cœur et électrons de valence Dans la configuration électronique d'un atome, on distingue : * **Électrons de cœur** : Ce sont les électrons des couches internes, les plus proches du noyau. Ils sont fortement liés au noyau et participent peu aux réactions chimiques. * **Électrons de valence** : Ce sont les électrons de la couche la plus externe. Ils sont moins liés au noyau et jouent un rôle primordial dans la formation des liaisons chimiques et déterminent les propriétés chimiques d'un élément. La couche de valence peut contenir des électrons isolés, des doublets d'électrons, ou des orbitales vides. ### 1.5 Lien avec la classification périodique L'organisation des électrons de valence est directement reflétée dans la structure du tableau périodique. #### 1.5.1 Familles d'éléments Les colonnes du tableau périodique correspondent à des éléments ayant le même nombre d'électrons de valence et/ou une configuration électronique externe similaire, ce qui leur confère des propriétés chimiques analogues. Ces colonnes sont appelées familles. **Quelques exemples de familles :** * **Gaz rares (ou nobles)** : Colonne 18 (ex: He, Ne, Ar) avec configuration externe $ns^2np^6$ (sauf He qui est $1s^2$). Ils sont chimiquement très peu réactifs car leur couche de valence est saturée. * **Halogènes** : Colonne 17 (ex: F, Cl, Br) avec configuration externe $ns^2np^5$. Ils ont tendance à gagner un électron pour atteindre la configuration du gaz rare suivant. * **Métaux alcalins** : Colonne 1 (ex: Li, Na, K) avec configuration externe $ns^1$. Ils ont tendance à perdre cet électron de valence pour former un ion positif. * **Chalcogènes** : Colonne 16 (ex: O, S, Se) avec configuration externe $ns^2np^4$. Ils ont tendance à gagner deux électrons. Les lignes horizontales du tableau périodique (périodes) correspondent aux couches électroniques principales occupées. #### 1.5.2 Configurations électroniques externes et classification périodique | Famille d'éléments | Configuration électronique externe | Colonne du tableau périodique | | :---------------------------- | :-------------------------------- | :---------------------------- | | Gaz rares (Nobles) | $ns^2np^6$ (sauf He : $1s^2$) | 18 | | Halogènes | $ns^2np^5$ | 17 | | Chalcogènes | $ns^2np^4$ | 16 | | Métaux alcalins | $ns^1$ | 1 | | Métaux alcalino-terreux | $ns^2$ | 2 | | Lanthanides et Actinides | Se situent dans les lignes 6 et 7 | Blocs f | #### 1.5.3 Formation des ions et configurations électroniques Les atomes ont tendance à former des ions dont la configuration électronique est celle d'un gaz rare, le plus proche dans le tableau périodique, pour atteindre une stabilité accrue (règle de l'octet ou du duet). * **Éléments avec 1, 2 ou 3 électrons de valence** : Tendent à les perdre pour former des cations, adoptant la configuration du gaz rare précédent. * **Exemple :** Na ($1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$) perd 1 électron pour former $\text{Na}^+$ ($1s^2 2s^2 2p^6$), configuration du Néon. * **Exemple :** Ca ($[\text{Ar}] 4s^2$) perd 2 électrons pour former $\text{Ca}^{2+}$ ($[\text{Ar}]$), configuration de l'Argon. * **Exemple :** Al ($[\text{Ne}] 3s^2 3p^1$) perd 3 électrons pour former $\text{Al}^{3+}$ ($[\text{Ne}]$), configuration du Néon. * **Éléments avec 5, 6 ou 7 électrons de valence** : Tendent à gagner des électrons pour former des anions, adoptant la configuration du gaz rare suivant. * **Exemple :** F ($1s^2 2s^2 2p^5$) gagne 1 électron pour former $\text{F}^-$ ($1s^2 2s^2 2p^6$), configuration du Néon. * **Exemple :** S ($[\text{Ne}] 3s^2 3p^4$) gagne 2 électrons pour former $\text{S}^{2-}$ ($[\text{Ne}] 3s^2 3p^6$), configuration de l'Argon. * **Exemple :** I ($[\text{Kr}] 4d^{10} 5s^2 5p^5$) gagne 1 électron pour former $\text{I}^-$ ($[\text{Kr}] 4d^{10} 5s^2 5p^6$), configuration du Xénon. * **Éléments avec 4 électrons de valence** (ex: C, Si) et les **gaz rares** : N'ont généralement pas tendance à former des ions stables car leur configuration électronique est intermédiaire ou déjà stable. ### 1.6 La liaison chimique et la formation des molécules La tendance des atomes à atteindre une configuration électronique stable, similaire à celle d'un gaz rare, est le moteur de la formation des liaisons chimiques. #### 1.6.1 La règle de l'octet (et du duet) La **règle de l'octet** stipule que les atomes ont tendance à acquérir huit électrons sur leur couche de valence, à l'exception de l'hydrogène (qui suit la **règle du duet** et vise deux électrons). L'atteinte de cette configuration confère une stabilité accrue à l'atome ou à l'entité chimique. #### 1.6.2 Liaisons covalentes Une liaison covalente se forme par la mise en commun d'électrons de valence entre deux atomes. Chaque atome contribue généralement avec un électron célibataire pour former un doublet liant. * **Électrons liants et non-liants** : Parmi les électrons de valence, certains participent à la formation des liaisons (électrons liants) formant des doublets liants, tandis que d'autres restent sur un seul atome (électrons non-liants) formant des doublets non-liants. * **Exemple :** Dans la molécule d'eau ($\text{H}_2\text{O}$), l'oxygène a 2 doublets liants et 2 doublets non-liants. Chaque hydrogène a 1 doublet liant. L'oxygène atteint 8 électrons de valence, et chaque hydrogène atteint 2 électrons. * **Exemple :** Dans la molécule d'ammoniac ($\text{NH}_3$), l'azote a 3 doublets liants et 1 doublet non-liant. Chaque hydrogène a 1 doublet liant. L'azote atteint 8 électrons de valence, et chaque hydrogène atteint 2 électrons. * **Liaison dative** : Un atome fournit un doublet d'électrons déjà formé à un autre atome qui dispose d'une orbitale vide pour l'accepter. #### 1.6.3 Modèle de Lewis Le modèle de Lewis représente les électrons de valence d'un atome par des points et les liaisons covalentes par des tirets (doublets liants) ou des paires de points. Il est utilisé pour prédire la structure des molécules et vérifier la règle de l'octet. **Pour trouver un schéma de Lewis vérifiant la règle de l'octet :** 1. Calculer le nombre total d'électrons de valence ($V$) de tous les atomes de l'édifice. 2. Calculer le nombre théorique d'électrons ($A$) nécessaires pour que tous les atomes atteignent la configuration du gaz rare (8 électrons, 2 pour H). $A = 8 \times (\text{nombre d'atomes} - \text{nb H}) + 2 \times (\text{nb H})$. 3. Comparer $V$ et $A$ : * Si $A = V$, toutes les liaisons sont simples. * Si $A > V$, il manque des électrons. Le nombre d'insaturations est $(A-V)/2$, correspondant à des liaisons multiples (doubles, triples) ou des cycles. * Si $A < V$, il y a un excès d'électrons. L'atome central aura des doublets non-liants excédentaires au-delà de 8 électrons. **Exemple pour $\text{N}_2$ :** $Z(\text{N})=7$. $V = 2 \times 7 = 14$. $A = 2 \times 8 = 16$. $(A-V)/2 = (16-14)/2 = 1$. Il faut donc une liaison multiple. La structure correcte est $\text{N} \equiv \text{N}$ (une liaison triple). #### 1.6.4 Mésomérie (Résonance) Certaines molécules ou ions ne peuvent pas être représentés par une seule structure de Lewis valide. Dans ce cas, il existe plusieurs structures limites qui contribuent à la structure réelle, appelée hybride de résonance. La mésomérie permet de mieux décrire la délocalisation électronique. **Exemple :** Le benzène ($\text{C}_6\text{H}_6$) est souvent représenté par deux structures de Lewis avec des liaisons doubles alternées. En réalité, les liaisons carbone-carbone sont toutes identiques en longueur et en force, intermédiaires entre une simple et une double liaison, en raison de la délocalisation des électrons $\pi$. #### 1.6.5 Polarisation des liaisons * **Liaison non polaire** : Se forme entre deux atomes identiques (ex: $\text{H}_2$, $\text{Cl}_2$). Le doublet électronique est partagé équitablement. * **Liaison polaire** : Se forme entre deux atomes différents (ex: $\text{HCl}$). L'atome le plus électronégatif attire davantage le doublet électronique, créant une charge partielle négative ($\delta^-$) sur cet atome et une charge partielle positive ($\delta^+$) sur l'autre. La molécule est dite polaire si le moment dipolaire résultant n'est pas nul. * **Liaison ionique** : Représente un cas limite de polarisation où la différence d'électronégativité est très grande, menant au transfert complet d'un ou plusieurs électrons et à la formation d'ions. ### 1.7 Géométrie spatiale des molécules La disposition spatiale des atomes dans une molécule influence ses propriétés. #### 1.7.1 Angles et longueurs de liaisons Les angles et longueurs de liaisons dépendent des interactions entre les atomes et tendent à minimiser l'énergie globale de la molécule. Les liaisons multiples sont généralement plus courtes et plus rigides que les liaisons simples. #### 1.7.2 Théorie VSEPR (RPECV) La théorie de la Répulsion des Paires Électroniques de la Couche de Valence (VSEPR) prédit la géométrie des molécules en se basant sur la répulsion entre les doublets électroniques (liants et non-liants) autour de l'atome central. Ces doublets se placent le plus loin possible les uns des autres pour minimiser les répulsions. La géométrie est définie par le type $\text{AX}_n\text{E}_m$, où A est l'atome central, X représente les atomes liés, et E représente les doublets non-liants. * **Influence des doublets non-liants** : Les doublets non-liants occupent plus d'espace que les doublets liants et ont tendance à "comprimer" les angles de liaison. Les liaisons multiples sont également plus "encombrantes" que les liaisons simples. #### 1.7.3 Représentation des molécules dans l'espace Des conventions de dessin (comme le modèle de Cram) sont utilisées pour représenter la structure tridimensionnelle des molécules sur un plan. ### 1.8 Liaisons intermoléculaires Les forces qui s'exercent entre les molécules sont appelées liaisons intermoléculaires. Elles sont plus faibles que les liaisons intramoléculaires (covalentes, ioniques). #### 1.8.1 Forces de Van der Waals Ce sont des interactions électroniques de faible intensité, observées entre toutes les molécules. Elles expliquent, par exemple, pourquoi des molécules de masse molaire similaire (comme le butane et l'acétone) peuvent avoir des températures de changement d'état différentes : plus les forces intermoléculaires sont fortes, plus ces températures sont élevées. #### 1.8.2 Liaison hydrogène C'est une interaction forte qui se forme lorsqu'un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif (O, N, F) interagit avec un autre atome très électronégatif porteur d'un doublet libre. Les liaisons hydrogène sont responsables de propriétés particulières comme les points d'ébullition élevés de l'eau et des alcools, ou la forte viscosité de certains liquides. **Exemple :** Les liaisons hydrogène entre les molécules d'eau sont cruciales pour ses propriétés uniques. Les molécules d'acide salicylique montrent des liaisons hydrogène intramoléculaires, réduisant les liaisons intermoléculaires et donc le point de fusion par rapport à l'acide 3-hydroxybenzoïque. --- # Les liaisons chimiques et la géométrie moléculaire Voici une synthèse sur les liaisons chimiques et la géométrie moléculaire. ## 2. Les liaisons chimiques et la géométrie moléculaire Ce chapitre explore la manière dont les atomes s'unissent pour former des molécules, les types de liaisons qui en résultent, la distribution des charges au sein de ces liaisons, et comment ces interactions dictent la forme tridimensionnelle des molécules. ### 2.1 La formation des liaisons chimiques La tendance fondamentale des atomes est d'atteindre une configuration électronique stable, souvent celle des gaz rares, caractérisée par une couche de valence complète (règle de l'octet ou du duet). La formation d'une liaison chimique permet à deux ou plusieurs atomes d'atteindre collectivement cette stabilité par le partage ou le transfert d'électrons de valence. #### 2.1.1 Le modèle de Lewis et la représentation des électrons de valence Le modèle de Lewis utilise des points pour représenter les électrons de valence autour des symboles atomiques. * **Électrons de valence :** Ce sont les électrons les plus externes, ceux qui participent aux liaisons chimiques. Les électrons de cœur sont plus liés au noyau et moins impliqués. * **Représentation :** Seuls les électrons de valence sont représentés. Les atomes tendent à acquérir huit électrons de valence (octet) ou deux pour l'hydrogène (duet) pour ressembler à un gaz rare. > **Tip:** La classification périodique est une aide précieuse pour déterminer le nombre d'électrons de valence d'un atome (il correspond souvent au numéro du groupe pour les groupes principaux). #### 2.1.2 La liaison covalente La liaison covalente se forme par la mise en commun d'électrons de valence entre deux atomes. Chaque paire d'électrons partagée constitue un doublet liant. * **Électrons liants et non liants :** * Les électrons participant directement à la formation d'une liaison sont appelés électrons liants. * Les électrons de valence qui ne participent pas à une liaison sont appelés doublets non liants ou paires libres. * **Liaison covalente simple :** Partage d'un doublet d'électrons (représenté par un trait ou deux points : `A-B` ou `A:B`). * **Liaisons multiples :** Formation de liaisons doubles (partage de deux doublets) ou triples (partage de trois doublets) pour satisfaire la règle de l'octet. > **Exemple:** Dans la molécule de dioxygène ($O_2$), chaque atome d'oxygène partage deux de ses électrons de valence pour former une double liaison. Chaque atome d'oxygène est entouré de 8 électrons (4 liants et 4 non liants), atteignant l'octet. #### 2.1.3 La liaison dative (ou covalente de coordination) Dans une liaison dative, l'un des atomes (le donneur) fournit la totalité du doublet d'électrons partagé, tandis que l'autre atome (l'accepteur) possède une case orbitale vide disponible pour accueillir ce doublet. > **Exemple:** La formation de l'ion ammonium ($NH_4^+$) à partir de l'ammoniac ($NH_3$) et d'un proton ($H^+$). L'azote de $NH_3$ donne un doublet non liant à $H^+$, formant une nouvelle liaison $N-H$. #### 2.1.4 La polarisation des liaisons Lorsque deux atomes de différente électronégativité forment une liaison covalente, le doublet d'électrons n'est pas partagé également. * **Liaison non polaire :** Formée entre deux atomes identiques (ex: $H_2$, $Cl_2$) ou ayant des électronégativités très similaires. Le doublet est partagé équitablement. * **Liaison polaire :** Formée entre deux atomes de différentes électronégativités. L'atome le plus électronégatif attire le doublet plus fortement, acquérant une charge partielle négative ($\delta^-$), tandis que l'autre atome acquiert une charge partielle positive ($\delta^+$). La liaison est caractérisée par un moment dipolaire ($\mu$). > **Exemple:** Dans la liaison $H-Cl$, le chlore est plus électronégatif que l'hydrogène. Le doublet est décalé vers le chlore, créant un dipôle permanent. * **Liaison ionique :** Il s'agit d'un cas limite de liaison polarisée où la différence d'électronégativité est si grande qu'il y a un transfert effectif d'un ou plusieurs électrons, formant des ions de charges opposées qui s'attirent par force électrostatique. Bien qu'idéalisée, elle décrit des composés comme le chlorure de sodium ($NaCl$). ### 2.2 Le modèle de Lewis et la règle de l'octet Le modèle de Lewis permet de prédire la structure électronique des molécules et ions simples en suivant la règle de l'octet. #### 2.2.1 Détermination d'une structure de Lewis 1. **Compter les électrons de valence :** Calculer le nombre total d'électrons de valence ($V$) pour tous les atomes de l'entité. Pour les anions, ajouter autant d'électrons qu'il y a de charges négatives ; pour les cations, soustraire autant d'électrons qu'il y a de charges positives. 2. **Identifier l'atome central :** Généralement l'atome le moins électronégatif (sauf l'hydrogène). 3. **Former les liaisons simples :** Relier l'atome central aux atomes périphériques par des liaisons simples. Utiliser $V_{utilisés} = \text{nombre d'atomes périphériques} \times 2$ électrons pour ces liaisons. 4. **Compléter les octets des atomes périphériques :** Distribuer les électrons restants pour que chaque atome périphérique (sauf H) ait 8 électrons. 5. **Attribuer les électrons restants à l'atome central :** Si des électrons restent, les placer sur l'atome central sous forme de doublets non liants. 6. **Former des liaisons multiples si nécessaire :** Si l'atome central n'a pas atteint l'octet, déplacer des doublets non liants des atomes périphériques pour former des liaisons doubles ou triples. #### 2.2.2 Calcul du nombre de liaisons et d'insaturations * **Nombre d'électrons théoriques pour l'octet ($A$) :** $A = 8 \times N_{atomes\_périphériques} + 2 \times N_{H} + \text{charges (pour ions)}$ Si l'atome central est lui-même considéré pour l'octet, le calcul peut être ajusté. Une approche courante est de calculer le nombre total d'électrons nécessaires pour que tous les atomes aient un octet (ou duet pour H) en considérant des liaisons simples : $A = 2 \times N_H + 8 \times (N_{total} - N_H)$. * **Nombre d'insaturations (ou degrés d'insaturation) :** Indique le nombre de cycles ou de liaisons multiples. Calculé par la formule : $I = \frac{A - V}{2}$. Chaque liaison double, triple, ou cycle compte pour une insaturation. > **Exemple:** Pour la molécule de dioxyde de carbone ($CO_2$) : > $V = 4 (\text{C}) + 2 \times 6 (\text{O}) = 16$ électrons. > Atome central : C. > Formons des liaisons simples : $O-C-O$. On utilise $2 \times 2 = 4$ électrons. > Il reste $16 - 4 = 12$ électrons. > Complétons les octets des oxygènes : 6 électrons pour chaque O. On utilise $2 \times 6 = 12$ électrons. > Il ne reste aucun électron pour le carbone, qui n'a que 4 électrons autour de lui. > Déplaçons des doublets des oxygènes pour former des liaisons multiples : $O=C=O$. > Chaque atome est entouré de 8 électrons. La structure de Lewis est $:\ddot{O}=C=\ddot{O}:$ #### 2.2.3 Formules mésomères (résonance) Certaines molécules ou ions ne peuvent pas être représentés par une seule structure de Lewis satisfaisante. Les formules mésomères (ou de résonance) sont plusieurs structures de Lewis valides qui diffèrent par la position des doublets liants et non liants, mais pas par la position des atomes. La structure réelle est un hybride de ces formes limites. > **Exemple:** L'ion carbonate ($CO_3^{2-}$). Trois structures mésomères sont possibles, où la charge négative et les doublets sont délocalisés sur les trois atomes d'oxygène, donnant des liaisons C-O de longueur intermédiaire entre simple et double. ### 2.3 La géométrie spatiale des molécules (Théorie VSEPR) La théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) explique la géométrie moléculaire en se basant sur la répulsion entre les paires d'électrons (liants et non liants) autour de l'atome central. Ces paires d'électrons se positionnent de manière à minimiser ces répulsions, adoptant ainsi une géométrie spécifique. #### 2.3.1 Principe de la théorie VSEPR * Les doublets liants et non liants autour de l'atome central se repoussent mutuellement. * Pour minimiser cette répulsion, les doublets s'arrangent dans l'espace pour être le plus éloignés possible les uns des autres. * La géométrie de la molécule est déterminée par la disposition des **paires d'électrons totales** (liants + non liants) autour de l'atome central. * Cependant, la forme moléculaire (les positions relatives des atomes) dépend uniquement de la disposition des **doublets liants**. #### 2.3.2 Dénomination des géométries On utilise la notation $AX_nE_m$, où : * A : atome central. * X : atome périphérique (lié à A). * E : doublet non liant sur A. * $n$ : nombre d'atomes périphériques. * $m$ : nombre de doublets non liants sur A. La **figure de répulsion** est déterminée par le nombre total de paires d'électrons ($n+m$). Les **géométries moléculaires** sont décrites par la position des atomes ($X$). #### 2.3.3 Géométries de base * **$AX_2$ (2 doublets totaux, 0 non liant) :** Linéaire. Angle de liaison de 180°. > **Exemple:** $CO_2$ ($:\ddot{O}=C=\ddot{O}:$). * **$AX_3$ (3 doublets totaux, 0 non liant) :** Trigonale plane. Angles de liaison de 120°. > **Exemple:** $BF_3$. * **$AX_4$ (4 doublets totaux, 0 non liant) :** Tétraédrique. Angles de liaison d'environ 109,5°. > **Exemple:** $CH_4$. * **$AX_2E$ (3 doublets totaux, 1 non liant) :** Coudée (ou angulaire). Angle de liaison < 120°. La forme est triangulaire plane mais le doublet non liant repousse les liaisons. > **Exemple:** $SO_2$. * **$AX_2E_2$ (4 doublets totaux, 2 non liants) :** Coudée (ou angulaire). Angle de liaison < 109,5°. La figure de répulsion est tétraédrique, mais la molécule a une forme coudée. > **Exemple:** $H_2O$. * **$AX_3E$ (4 doublets totaux, 1 non liant) :** Pyramidal. Angle de liaison < 109,5°. La figure de répulsion est tétraédrique, mais la molécule a une forme de pyramide à base triangulaire. > **Exemple:** $NH_3$. * **$AX_5$ (5 doublets totaux, 0 non liant) :** Bipyramidale trigonale. Angles de 90° et 120°. > **Exemple:** $PCl_5$. * **$AX_6$ (6 doublets totaux, 0 non liant) :** Octaédrique. Angles de 90°. > **Exemple:** $SF_6$. #### 2.3.4 Influence des doublets non liants et des liaisons multiples * **Doublets non liants :** Ils occupent plus d'espace que les doublets liants. Ils ont tendance à "comprimer" les angles des liaisons adjacentes. * **Liaisons multiples :** Elles sont plus encombrantes que les liaisons simples. Les doublets d'une liaison multiple sont plus proches de l'atome central et exercent une plus grande répulsion que les doublets simples. > **Exemple:** Dans $NH_3$ (pyramidal), l'angle $H-N-H$ est d'environ 107°, légèrement inférieur aux 109,5° d'un tétraèdre parfait, à cause de la répulsion du doublet non liant sur l'azote. Dans $H_2O$, l'angle $H-O-H$ est d'environ 104,5°, car il y a deux doublets non liants qui repoussent davantage les liaisons $O-H$. #### 2.3.5 Géométrie des édifices complexes Pour des molécules plus grandes ou contenant des groupements fonctionnels, on analyse la géométrie autour de chaque atome central successivement. > **Exemple:** Dans l'éthanol ($CH_3-CH_2-OH$), le premier carbone a une géométrie tétraédrique ($AX_4$), le second carbone est lié à un groupe méthyle, un groupe hydroxyle et un autre carbone, et a également une géométrie tétraédrique ($AX_4$), mais la rotation autour de la liaison $C-C$ permet une infinité de conformations. ### 2.4 Polarité des molécules La polarité d'une molécule dépend de la somme vectorielle des moments dipolaires de ses liaisons et de sa géométrie. * **Molécules diatomiques :** * **Apolaires :** Molécules formées d'atomes identiques (ex: $O_2$, $N_2$). * **Polaires :** Molécules formées d'atomes différents avec une différence d'électronégativité (ex: $HCl$, $CO$). Elles possèdent un moment dipolaire permanent non nul. * **Molécules polyatomiques :** * Même si les liaisons sont polarisées, la molécule peut être apolaire si sa géométrie est symétrique, annulant les moments dipolaires des liaisons. > **Exemple:** Le dioxyde de carbone ($CO_2$) a deux liaisons $C=O$ polarisées, mais comme la molécule est linéaire, les moments dipolaires s'annulent, et $CO_2$ est apolaire. > L'eau ($H_2O$), quant à elle, a des liaisons $O-H$ polarisées et une géométrie coudée, ce qui conduit à un moment dipolaire global non nul, faisant de l'eau une molécule polaire. #### 2.4.1 Forces intermoléculaires Les forces d'attraction entre molécules (forces intermoléculaires) influencent grandement les propriétés physiques comme les points d'ébullition et de fusion. * **Forces de Van der Waals :** Faibles interactions électroniques entre atomes ou molécules. Elles sont plus importantes pour les molécules plus grosses (plus d'électrons) et plus importantes pour les molécules polaires. > **Exemple:** Le butane (apolaire) a un point d'ébullition plus bas que l'acétone (polaire) malgré une masse molaire similaire, car les interactions polaires dans l'acétone sont plus fortes. * **Liaisons hydrogène :** Interactions spécifiques et plus fortes qui se forment lorsqu'un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif (O, N, F) interagit avec un autre atome très électronégatif porteur d'un doublet libre. Elles jouent un rôle crucial dans les propriétés de l'eau et de nombreuses molécules biologiques. > **Exemple:** Les molécules d'eau peuvent former des liaisons hydrogène entre elles, ce qui explique leur point d'ébullition relativement élevé par rapport à des molécules de masse molaire comparable. L'acide salicylique, capable de former des liaisons hydrogène intramoléculaires, a un point de fusion plus bas que l'acide 3-hydroxybenzoïque qui ne le peut pas. --- Ce résumé couvre les aspects essentiels des liaisons chimiques et de la géométrie moléculaire, fournissant une base solide pour la compréhension de ces concepts fondamentaux en chimie. --- # Les réactions acido-basiques Voici un résumé détaillé sur les réactions acido-basiques, conçu comme une aide à l'étude pour les examens. ## 3. Les réactions acido-basiques Ce chapitre explore les concepts fondamentaux des acides et des bases selon Brønsted, les réactions acido-basiques en milieu aqueux, la constante d'acidité (pKa), la détermination du pH, ainsi que les méthodes de titrage acido-basique. ### 3.1 Définitions et concepts des acides et bases selon Brønsted La théorie de Brønsted-Lowry définit les acides et les bases en termes de transfert de protons. * **Acide de Brønsted** : Une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons ($H^+$). * **Base de Brønsted** : Une espèce chimique capable d'accepter un ou plusieurs protons ($H^+$). Une réaction acido-basique est un échange de protons entre un acide et une base. #### 3.1.1 Couples acide-base conjugués Lorsqu'un acide cède un proton, il se transforme en sa **base conjuguée**. Inversement, lorsqu'une base accepte un proton, elle se transforme en son **acide conjugué**. Ces deux espèces forment un **couple acide-base conjugué**. * **Notation** : Un couple est généralement noté $AH/A^-$, où $AH$ est l'acide et $A^-$ est sa base conjuguée. Par exemple, le couple $CH_3COOH / CH_3COO^-$ ou le couple $NH_4^+ / NH_3$. #### 3.1.2 Réactions acido-basiques Une réaction acido-basique implique l'interaction entre un acide d'un couple et la base d'un autre couple. L'acide de Brønsted $AH$ réagit avec la base de Brønsted $B'$ : $$AH + B' \rightleftharpoons A^- + B'H^+$$ Dans cette réaction : * $AH$ est l'acide qui donne un proton. * $A^-$ est la base conjuguée de $AH$. * $B'$ est la base qui accepte le proton. * $B'H^+$ est l'acide conjugué de $B'$. Une réaction acido-basique fait donc intervenir deux couples acide-base conjugués. #### 3.1.3 Monoacides, monobases, polyacides et polybases * **Monoacide** : Un acide capable de céder un seul proton par molécule (ex: $HCl$, $CH_3COOH$). * **Monobase** : Une base capable d'accepter un seul proton par molécule (ex: $NH_3$, $CH_3COO^-$). * **Polyacide** : Un acide capable de céder plusieurs protons, séquentiellement (ex: $H_2SO_4$ peut céder un premier proton pour former $HSO_4^-$, puis un second pour former $SO_4^{2-}$). On parle de diacide pour deux protons, triacide pour trois, etc. * **Polybase** : Une base capable d'accepter plusieurs protons, séquentiellement (ex: $CO_3^{2-}$ peut accepter un proton pour former $HCO_3^-$, puis un autre proton pour former $H_2CO_3$). On parle de dibase pour deux protons, tribase pour trois, etc. * **Espèce amphotère (ou ampholyte)** : Une espèce chimique qui peut se comporter à la fois comme un acide et comme une base. L'eau ($H_2O$) est l'exemple le plus courant. Elle peut : * Agir comme une base en acceptant un proton : $H_2O + H^+ \rightarrow H_3O^+$. * Agir comme un acide en cédant un proton : $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$. ### 3.2 Réactions acido-basiques en milieu aqueux En solution aqueuse, le solvant est l'eau ($H_2O$). L'eau elle-même peut participer à des réactions acido-basiques, soit en agissant comme acide, soit comme base. #### 3.2.1 Réaction de l'eau avec un acide fort (HA) Lorsqu'un acide fort $HA$ est introduit dans l'eau, il réagit quantitativement avec l'eau pour former l'ion hydronium ($H_3O^+$) et sa base conjuguée $A^-$. $$HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightarrow H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}$$ > **Tip:** Les acides forts sont complètement dissociés dans l'eau. #### 3.2.2 Réaction de l'eau avec une base forte (B) Lorsqu'une base forte $B$ est introduite dans l'eau, elle réagit quantitativement avec l'eau pour former l'ion hydroxyde ($OH^-$) et son acide conjugué $BH^+$. $$B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightarrow BH^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}$$ > **Tip:** Les bases fortes sont complètement dissociées dans l'eau. #### 3.2.3 Réaction de l'eau avec un acide faible (HA) Les acides faibles ne réagissent que partiellement avec l'eau. La réaction est un équilibre : $$HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}$$ #### 3.2.4 Réaction de l'eau avec une base faible (B) Les bases faibles ne réagissent que partiellement avec l'eau. La réaction est un équilibre : $$B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons BH^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}$$ #### 3.2.5 Produit ionique de l'eau ($K_e$) L'eau pure subit une auto-ionisation (ou autoprotonation) : $$2 H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}$$ La constante d'équilibre de cette réaction est le produit ionique de l'eau, $K_e$. $$K_e = [H_3O^+][OH^-]$$ À $25^\circ C$ (298 K), $K_e = 1,0 \times 10^{-14}$. Ce produit est constant pour toutes les solutions aqueuses à cette température. ### 3.3 Constante d'acidité ($K_a$) et pKa Pour un couple acide-base $AH/A^-$, la constante d'acidité $K_a$ quantifie la force de l'acide $AH$ en solution aqueuse. Elle est définie par l'équilibre : $$AH_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}$$ La constante d'acidité est : $$K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[AH]}$$ Dans cette expression, les concentrations sont exprimées en mol.L$^{-1}$. #### 3.3.1 Le pKa Le pKa est une échelle logarithmique plus pratique pour comparer les forces des acides : $$pKa = -\log_{10}(K_a)$$ * **Relation entre pKa et force de l'acide** : * Un pKa faible (proche de 0 ou négatif) indique un $K_a$ élevé, donc un acide fort. * Un pKa élevé (supérieur à 14) indique un $K_a$ faible, donc un acide faible. * **Relation entre pKa et force de la base conjuguée** : * Un pKa faible pour un couple $AH/A^-$ signifie que $AH$ est un acide fort et $A^-$ est une base faible. * Un pKa élevé pour un couple $AH/A^-$ signifie que $AH$ est un acide faible et $A^-$ est une base forte. #### 3.3.2 Échelle de pKa Les valeurs de pKa permettent de classer les couples acide-base en solution aqueuse. > **Tip:** Les tables de pKa sont essentielles pour prédire le sens des réactions acido-basiques. La base la plus forte réagit avec l'acide le plus fort pour former la base la plus faible et l'acide le plus faible. Autrement dit, la réaction spontanée se fait dans le sens où le pKa de l'acide du couple à gauche est supérieur au pKa de l'acide du couple à droite. ### 3.4 Détermination du pH d'une solution aqueuse Le pH est une mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution aqueuse. #### 3.4.1 Définition du pH Le pH est défini comme le logarithme décimal de la concentration en ions hydronium ($H_3O^+$) : $$pH = -\log_{10}([H_3O^+])$$ Dans cette formule, $[H_3O^+]$ est exprimée en mol.L$^{-1}$. #### 3.4.2 Relation entre pH, pOH et pKe Le pOH est défini de manière similaire pour la concentration en ions hydroxyde ($OH^-$) : $$pOH = -\log_{10}([OH^-])$$ À $25^\circ C$, la relation suivante lie pH, pOH et pKe : $$pH + pOH = pKe = 14$$ #### 3.4.3 Classification des solutions en fonction du pH (à $25^\circ C$) * **Solution acide** : $[H_3O^+] > [OH^-]$, donc $pH < 7$. * **Solution neutre** : $[H_3O^+] = [OH^-]$, donc $pH = 7$. * **Solution basique (ou alcaline)** : $[H_3O^+] < [OH^-]$, donc $pH > 7$. > **Tip:** Le pH d'une solution est directement lié à la concentration en $H_3O^+$. Plus cette concentration est élevée, plus le pH est bas (acide). #### 3.4.4 Calculs de pH * **Acide fort ($HA$)** : Dans une solution d'acide fort $HA$ de concentration $C_a$, la concentration en $H_3O^+$ est approximativement $C_a$ (en supposant que la contribution de l'auto-ionisation de l'eau est négligeable). $$[H_3O^+] \approx C_a$$ $$pH \approx -\log_{10}(C_a)$$ * **Base forte ($B$)** : Dans une solution de base forte $B$ de concentration $C_b$, la concentration en $OH^-$ est approximativement $C_b$. $$[OH^-] \approx C_b$$ $$pOH \approx -\log_{10}(C_b)$$ $$pH = 14 - pOH \approx 14 + \log_{10}(C_b)$$ * **Acide faible ($HA$)** : Pour un acide faible $HA$ de concentration $C_a$ et de pKa $pKa_a$, l'équilibre est : $$HA + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^-$$ Si l'on néglige la contribution des ions $A^-$ provenant de l'auto-ionisation de l'eau et la quantité d'acide $HA$ non dissocié, on a : $$K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}$$ Dans une solution d'acide faible seul, $[H_3O^+] = [A^-]$. Donc : $$K_a = \frac{[H_3O^+]^2}{C_a - [H_3O^+]}$$ Une approximation courante lorsque l'acide est suffisamment faible ($C_a/K_a \gg 1$) est : $$[H_3O^+] \approx \sqrt{K_a \cdot C_a}$$ $$pH \approx \frac{pKa_a}{2} + \frac{1}{2}\log_{10}(C_a)$$ * **Base faible ($B$)** : Pour une base faible $B$ de concentration $C_b$ et de pKa $pKa_a$ de son acide conjugué $BH^+$, l'équilibre est : $$B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$$ Dans une solution de base faible seule, $[BH^+] = [OH^-]$. Donc : $$K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]} = \frac{[OH^-]^2}{C_b - [OH^-]}$$ où $K_b = K_e / K_a$. Une approximation courante lorsque la base est suffisamment faible ($C_b/K_b \gg 1$) est : $$[OH^-] \approx \sqrt{K_b \cdot C_b}$$ $$pOH \approx \frac{pKb}{2} + \frac{1}{2}\log_{10}(C_b)$$ $$pH = 14 - pOH \approx 14 - \left(\frac{pKb}{2} + \frac{1}{2}\log_{10}(C_b)\right)$$ En utilisant $pKb = 14 - pKa$: $$pH \approx 14 - \frac{14 - pKa_a}{2} - \frac{1}{2}\log_{10}(C_b) = 7 + \frac{pKa_a}{2} - \frac{1}{2}\log_{10}(C_b)$$ > **Tip:** Le choix de la formule de calcul du pH dépend de la force de l'acide/base et de sa concentration par rapport à sa constante d'acidité. #### 3.4.5 Domaines de prédominance Pour une espèce amphotère ou pour des acides/bases faibles, le pH de la solution détermine quelle espèce est majoritaire. * Si $pH < pKa$ : L'acide $AH$ est prédominant par rapport à sa base conjuguée $A^-$. * Si $pH > pKa$ : La base $A^-$ est prédominante par rapport à son acide conjugué $AH$. * Si $pH = pKa$ : Les concentrations de $AH$ et $A^-$ sont égales. ### 3.5 Méthodes de titrage acido-basique Le titrage acido-basique est une méthode quantitative permettant de déterminer la concentration d'une solution d'acide ou de base en la faisant réagir avec une solution de concentration connue (solution titrante). #### 3.5.1 Principe du titrage On fait réagir un volume connu de la solution à titrer avec une solution titrante. La réaction doit être rapide, complète et stœchiométrique. Le point d'équivalence est atteint lorsque les quantités de matière de l'acide et de la base ayant réagi sont dans le rapport stœchiométrique de la réaction. #### 3.5.2 Choix de l'indicateur coloré Un indicateur coloré est un acide faible (ou une base faible) dont la forme acide et la forme basique ont des couleurs différentes. L'indicateur change de couleur dans une zone de pH appelée virage. * Pour un indicateur $InH/In^-$ : * Forme acide $InH$ : couleur 1 * Forme basique $In^-$ : couleur 2 Le virage de l'indicateur se situe autour de son pKa. Il est approprié pour un titrage si sa zone de virage englobe le pH au point d'équivalence. > **Tip:** Le choix d'un indicateur coloré dépend du pH du point d'équivalence. * **Exemples de titrages et indicateurs** : * Acide fort / Base forte : pH d'équivalence = 7. Indicateurs : phénol rouge, rouge de méthyle. * Acide faible / Base forte : pH d'équivalence > 7. Indicateurs : phénolphtaléine, Hélianthine. * Acide fort / Base faible : pH d'équivalence < 7. Indicateurs : bleu de bromothymol. #### 3.5.3 Titrage pH-métrique Le titrage pH-métrique permet un suivi continu du pH de la solution pendant l'ajout de la solution titrante à l'aide d'un pH-mètre. La courbe de titrage (pH en fonction du volume de titrant ajouté) présente un saut de pH important au point d'équivalence. * **Courbe de titrage** : L'allure de la courbe dépend de la force de l'acide et de la base. Le point d'équivalence est déterminé graphiquement par la recherche du centre du saut de pH, ou par des méthodes de dérivées (première et seconde). > **Tip:** Le titrage pH-métrique est plus précis que le titrage colorimétrique car il permet une détermination plus fine du point d'équivalence et peut être utilisé pour des titrages où le changement de couleur des indicateurs est peu net. * **Calcul de la concentration à l'équivalence** : Aux points d'équivalence, les quantités de matière de l'acide et de la base ayant réagi sont stœchiométriquement égales. Par exemple, pour la neutralisation d'un monoacide $HA$ par une monobase $B'$ : $$n(HA)_{initial} = n(B')_{ajouté}$$ $$C_a \cdot V_a = C_b \cdot V_b^{éq}$$ où $V_a$ est le volume de la solution titrée et $V_b^{éq}$ est le volume de titrant ajouté à l'équivalence. $$C_a = \frac{C_b \cdot V_b^{éq}}{V_a}$$ Pour les polyacides/polybases, il peut y avoir plusieurs points d'équivalence correspondant aux différents protons échangés. --- Ce résumé couvre les aspects essentiels des réactions acido-basiques selon les pages spécifiées. Il est recommandé de consulter des exemples et des exercices pratiques pour approfondir la compréhension de ces concepts. --- # Les réactions d'oxydoréduction Voici un résumé détaillé des réactions d'oxydoréduction, prêt pour l'étude. ## 4. Les réactions d'oxydoréduction Les réactions d'oxydoréduction impliquent le transfert d'électrons entre des espèces chimiques, modifiant leurs états d'oxydation et permettant de générer de l'électricité ou d'induire des transformations chimiques. ### 4.1 Notion d'oxydant et de réducteur Dans une réaction d'oxydoréduction, deux espèces échangent des électrons. * **Réducteur :** Une espèce chimique (atome, molécule ou ion) susceptible de **perdre** un ou plusieurs électrons. Elle est oxydée lors de la réaction. * **Oxydant :** Une espèce chimique (atome, molécule ou ion) susceptible de **gagner** un ou plusieurs électrons. Elle est réduite lors de la réaction. L'oxydant et le réducteur sont dits **conjugués** et forment un **couple redox**, noté Ox/Red. ### 4.2 Établissement des demi-équations électroniques Une réaction d'oxydoréduction globale est la combinaison de deux demi-équations : une d'oxydation (perte d'électrons) et une de réduction (gain d'électrons). Pour équilibrer une demi-équation : 1. **Conserver les éléments autres que H et O :** Assurez-vous que le nombre d'atomes de chaque élément est le même des deux côtés de l'équation. 2. **Conserver l'élément O :** Ajoutez des molécules d'eau ($H_2O$) du côté où l'oxygène manque. 3. **Conserver l'élément H :** Ajoutez des ions hydrogène ($H^+$) ou des ions hydronium ($H_3O^+$) en milieu acide, ou des ions hydroxyde ($HO^-$) en milieu basique, du côté où l'hydrogène manque. 4. **Conserver la charge :** Ajoutez des électrons ($e^-$) du côté qui présente la charge positive la plus élevée pour égaliser les charges des deux côtés de l'équation. > **Tip:** Une réaction d'oxydoréduction globale ne doit jamais contenir d'électrons dans son bilan. Les électrons échangés dans les demi-équations doivent être multipliés par des coefficients stœchiométriques appropriés pour s'annuler lors de la somme. **Exemple :** Demi-équation de réduction de l'ion dichromate ($Cr_2O_7^{2-}$) en ions chrome(III) ($Cr^{3+}$) en milieu acide. 1. Éléments autres que H et O : $2 Cr$ à gauche, $1 Cr$ à droite. On multiplie $Cr^{3+}$ par 2 : $Cr_2O_7^{2-} \longrightarrow 2 Cr^{3+}$ 2. Élément O : 7 O à gauche, 0 O à droite. On ajoute 7 $H_2O$ à droite : $Cr_2O_7^{2-} \longrightarrow 2 Cr^{3+} + 7 H_2O$ 3. Élément H : 0 H à gauche, 14 H à droite. On ajoute 14 $H^+$ à gauche : $14 H^+ + Cr_2O_7^{2-} \longrightarrow 2 Cr^{3+} + 7 H_2O$ 4. Charge : ($+14 - 2 = +12$) à gauche, ($2 \times +3 = +6$) à droite. On ajoute 6 $e^-$ à gauche : $14 H^+ + Cr_2O_7^{2-} + 6 e^- \longrightarrow 2 Cr^{3+} + 7 H_2O$ ### 4.3 Prévision des réactions redox à l'aide des potentiels d'électrode #### 4.3.1 Potentiels d'électrode standard Chaque couple redox possède un potentiel d'électrode caractéristique, qui reflète la tendance de l'oxydant à gagner des électrons (réduction) ou du réducteur à en perdre (oxydation). * **Potentiel standard d'oxydoréduction ($E^0$) :** Le potentiel d'une électrode dans des conditions standard (concentration de 1 mol.L⁻¹ pour les espèces dissoutes, pression de 1 bar pour les gaz, température de 298 K). Il est mesuré par rapport à l'électrode standard à hydrogène (ESH), dont le potentiel est défini comme étant de 0 V. > **Tip:** Les valeurs des potentiels standard sont disponibles dans des tables thermodynamiques. Un potentiel $E^0$ plus élevé indique une plus grande tendance à la réduction. Pour **prédire la spontanéité** d'une réaction redox entre deux couples : La réaction se déroulera spontanément dans le sens où l'oxydant du couple ayant le potentiel standard le plus élevé réagit avec le réducteur du couple ayant le potentiel standard le plus bas. **Exemple :** Prévoir la réaction entre le couple $Zn^{2+}/Zn$ ($E^0 = -0.76$ V) et le couple $Cu^{2+}/Cu$ ($E^0 = +0.34$ V). L'oxydant du couple le plus haut potentiel est $Cu^{2+}$. Le réducteur du couple le plus bas potentiel est $Zn(s)$. La réaction spontanée sera donc : $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \longrightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$. #### 4.3.2 Potentiels d'électrode non standard (Formule de Nernst) Les potentiels d'électrode dépendent des concentrations des espèces réactives. La formule de Nernst permet de calculer le potentiel $E$ d'un couple redox dans des conditions non standard : Pour un couple Ox/Red : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$ À 298 K : $$E(Ox/Red) = E^0(Ox/Red) + \frac{0.0592}{n} \log \frac{[Red]}{[Ox]}$$ où : * $E(Ox/Red)$ est le potentiel de l'électrode dans les conditions non standard (en Volts). * $E^0(Ox/Red)$ est le potentiel standard de l'électrode (en Volts). * $n$ est le nombre d'électrons échangés dans la demi-équation. * $[Red]$ est la concentration de l'espèce réduite. * $[Ox]$ est la concentration de l'espèce oxydée. Si les espèces sont des solides, leur activité est considérée comme unitaire (équivalente à 1 dans le calcul). > **Tip:** La formule de Nernst montre qu'une augmentation de la concentration de l'oxydant ou une diminution de celle du réducteur rend le potentiel plus positif, favorisant ainsi la réduction. Inversement, l'augmentation de la concentration du réducteur ou la diminution de celle de l'oxydant rend le potentiel plus négatif, favorisant l'oxydation. Le diagramme de prédominance d'une espèce d'un couple redox en fonction de la valeur du potentiel $E(Ox/Red)$ permet de visualiser quelle espèce est majoritaire pour une valeur de potentiel donnée. ### 4.4 Piles électrochimiques Une pile électrochimique est un dispositif qui convertit l'énergie chimique libérée par une réaction redox spontanée en énergie électrique. Elle est constituée de deux demi-piles reliées par un pont salin. * **Demi-pile :** Un système composé d'une électrode métallique plongée dans une solution contenant ses ions. * **Pont salin :** Un tube en U rempli d'une solution électrolytique (souvent $KNO_3$ ou $NH_4Cl$) qui permet la migration des ions pour maintenir la neutralité électrique dans chaque demi-pile, fermant ainsi le circuit. Dans une pile : * **Anode :** L'électrode où a lieu l'oxydation (réducteur). C'est le pôle négatif de la pile. * **Cathode :** L'électrode où a lieu la réduction (oxydant). C'est le pôle positif de la pile. Les électrons circulent de l'anode vers la cathode à travers le circuit extérieur. La différence de potentiel entre les deux électrodes est appelée la **force électromotrice (f.e.m.)** de la pile, et elle est égale à la différence de leurs potentiels : $f.e.m. = E_{cathode} - E_{anode}$. **Exemple : Pile Daniell** Elle est constituée d'une demi-pile de zinc (électrode de $Zn(s)$ dans une solution de $ZnSO_4$) et d'une demi-pile de cuivre (électrode de $Cu(s)$ dans une solution de $CuSO_4$). * Demi-équation à l'anode (oxydation du zinc) : $Zn(s) \longrightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^-$ * Demi-équation à la cathode (réduction des ions cuivre) : $Cu^{2+}(aq) + 2e^- \longrightarrow Cu(s)$ * Réaction globale : $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \longrightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$ * Potentiels standard : $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0.76$ V, $E^0(Cu^{2+}/Cu) = +0.34$ V. * $f.e.m. = E^0(Cu^{2+}/Cu) - E^0(Zn^{2+}/Zn) = +0.34 - (-0.76) = +1.10$ V. ### 4.5 Électrolyse L'électrolyse est une réaction d'oxydoréduction **forcée** par un apport d'énergie électrique externe (un générateur). Elle permet de réaliser des réactions qui ne sont pas spontanées. L'électrolyse se déroule dans une cuve contenant un **électrolyte** (solution ionique ou sel fondu) avec deux électrodes reliées à un générateur. * **Anode :** Électrode reliée au pôle positif du générateur. C'est le siège d'une **oxydation**. * **Cathode :** Électrode reliée au pôle négatif du générateur. C'est le siège d'une **réduction**. > **Tip:** Retenez : **An**ode : **Ox**ydation, **Cat**hode : **Red**uction. L'anode est toujours le siège d'une oxydation et la cathode d'une réduction, que ce soit dans une pile ou lors d'une électrolyse. Le signe de ces électrodes change cependant entre les deux processus. **Applications de l'électrolyse :** * Production de métaux (aluminium, sodium...). * Électrodéposition (revêtement de métaux, par exemple pour la galvanoplastie). * Production de produits chimiques (chlore, soude...). * Électrolyse de l'eau pour produire $H_2$ et $O_2$. **Exemple : Électrolyse de l'eau** Si l'on fait passer un courant électrique à travers de l'eau légèrement acidifiée (pour améliorer sa conductivité), on observe la production d'hydrogène gazeux à la cathode et d'oxygène gazeux à l'anode. * Demi-équation à la cathode (réduction) : $2 H_2O(l) + 2e^- \longrightarrow H_2(g) + 2 HO^-(aq)$ * Demi-équation à l'anode (oxydation) : $2 H_2O(l) \longrightarrow O_2(g) + 4 H^+(aq) + 4e^-$ * Réaction globale (après ajustement des coefficients et neutralisation) : $2 H_2O(l) \longrightarrow 2 H_2(g) + O_2(g)$ L'électrolyse est utilisée dans les dosages d'oxydoréduction par suivi potentiométrique, où le potentiel d'une électrode de mesure (par exemple, une électrode de platine) est suivi en fonction du volume de réactif titrant ajouté. Le point d'équivalence est marqué par un changement brutal du potentiel. --- ## Erreurs courantes à éviter - Révisez tous les sujets en profondeur avant les examens - Portez attention aux formules et définitions clés - Pratiquez avec les exemples fournis dans chaque section - Ne mémorisez pas sans comprendre les concepts sous-jacents

| Terme | Définition | |------|------------| | Atome | L'unité fondamentale de la matière, composée d'un noyau central (protons et neutrons) et d'électrons en orbite. | | Ion | Un atome ou une molécule qui a acquis une charge électrique nette par gain ou perte d'un ou plusieurs électrons. | | Molécule | Un assemblage électriquement neutre de deux ou plusieurs atomes liés chimiquement. | | Proton | Une particule subatomique portant une charge électrique positive (+e) et se trouvant dans le noyau de l'atome. | | Neutron | Une particule subatomique neutre (sans charge électrique) se trouvant dans le noyau de l'atome. | | Nucléon | Désigne un proton ou un neutron constituant le noyau d'un atome. | | Électron | Une particule subatomique portant une charge électrique négative (-e) et orbitant autour du noyau de l'atome. | | Ionisation | Le processus par lequel un atome ou une molécule gagne ou perd des électrons pour former un ion. | | Élément chimique | Une substance pure composée d'atomes ayant tous le même nombre de protons dans leur noyau (numéro atomique Z). | | Isotopes | Atomes d'un même élément chimique qui possèdent le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons. | | Abondance naturelle | La proportion relative de chaque isotope d'un élément chimique dans la nature. | | Mole | Une unité de mesure de quantité de matière qui correspond à $6,022 \times 10^{23}$ entités (constante d'Avogadro). | | Constante d'Avogadro | Le nombre d'entités (atomes, molécules, ions, etc.) dans une mole de substance, approximativement $6,022 \times 10^{23}$ mol$^{-1}$. | | Couches électroniques | Niveaux d'énergie discrets où les électrons orbitent autour du noyau atomique. | | Sous-couches électroniques | Divisions des couches électroniques, caractérisées par différentes formes orbitalaires (s, p, d, f). | | Configuration électronique | La répartition des électrons dans les différentes couches et sous-couches d'un atome. | | Gaz rares | Éléments chimiques (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) caractérisés par une couche de valence complète, les rendant très stables et peu réactifs. | | Électrons de cœur | Les électrons des couches internes d'un atome, fortement liés au noyau. | | Électrons de valence | Les électrons de la couche externe d'un atome, impliqués dans les liaisons chimiques. | | Liaison chimique | Une force qui maintient les atomes ensemble dans les molécules ou les composés. | | Liaison covalente | Type de liaison chimique où deux atomes partagent une ou plusieurs paires d'électrons. | | Liaison dative | Une liaison covalente dans laquelle un seul des deux atomes fournit la paire d'électrons partagée. | | Liaison ionique | Une liaison chimique formée par l'attraction électrostatique entre des ions de charges opposées (cation et anion). | | Polarisation de liaison | Une distribution inégale des électrons dans une liaison covalente due à une différence d'électronégativité entre les atomes. | | Moment dipolaire | Une mesure de la polarité d'une liaison ou d'une molécule, indiquant la séparation des charges positives et négatives. | | Modèle de Lewis | Une représentation schématique des électrons de valence d'un atome ou d'une molécule, montrant les doublets liants et non-liants. | | Règle de l'octet | Tendance des atomes à gagner, perdre ou partager des électrons pour atteindre une configuration électronique stable avec huit électrons dans leur couche de valence (sauf pour l'hydrogène, qui suit la règle du duet). | | Mésomérie (Résonance) | Phénomène où une molécule ou un ion peut être représenté par plusieurs structures de Lewis, la structure réelle étant un hybride de ces formes. | | Géométrie moléculaire | La disposition tridimensionnelle des atomes dans une molécule. | | VSEPR (RPECV) | Théorie de la répulsion des paires d'électrons de la couche de valence, utilisée pour prédire la géométrie moléculaire. | | Modèle de Cram | Convention de dessin pour représenter des structures moléculaires tridimensionnelles sur un plan bidimensionnel. | | Liaisons intermoléculaires | Forces d'attraction ou de répulsion entre différentes molécules. | | Force de Van der Waals | Ensemble des forces intermoléculaires faibles incluant les forces de London, les interactions dipôle-dipôle et les interactions dipôle-dipôle induit. | | Liaison hydrogène | Une interaction intermoléculaire forte formée entre un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif et un autre atome électronégatif porteur d'un doublet libre. | | Nomenclature | Système de règles pour nommer les substances chimiques. | | Corps simple | Une substance pure constituée d'un seul type d'élément chimique. | | Corps composé | Une substance pure formée de plusieurs éléments chimiques différents liés chimiquement. | | Anion | Un ion portant une charge électrique négative. | | Cation | Un ion portant une charge électrique positive. | | Composé ionique | Un composé formé d'un ensemble de cations et d'anions liés par des forces électrostatiques. | | Acide (en chimie inorganique) | Substance qui peut céder un ou plusieurs protons (H$^+$) en solution. | | Base (en chimie inorganique) | Substance qui peut accepter un ou plusieurs protons (H$^+$) en solution. | | Formule brute | Indique la composition atomique d'une molécule (nombre et type d'atomes). | | Formule développée | Représente la structure d'une molécule et toutes les liaisons entre les atomes. | | Formule semi-développée | Une forme condensée de la formule développée, omettant certaines liaisons C-H. | | Formule topologique | Représentation simplifiée d'une molécule où les atomes de carbone et les hydrogènes liés ne sont pas explicitement dessinés. | | Réaction acido-basique | Réaction chimique impliquant le transfert de protons (H$^+$) entre un acide et une base. | | Couple acide-base conjugué | Deux espèces chimiques qui ne diffèrent que par un proton (H$^+$). | | Amphotère (Ampholyte) | Une espèce chimique qui peut agir comme un acide ou comme une base. | | Constante d'acidité (Ka) | Constante d'équilibre d'une réaction acido-basique pour un couple donné, indiquant la force d'un acide. | | pKa | Le logarithme négatif de la constante d'acidité ($pKa = -\log_{10} Ka$), une mesure courante de l'acidité. | | pH | Mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution aqueuse, définie comme le logarithme négatif de la concentration en ions hydronium ($pH = -\log_{10} [H_3O^+]$). | | Titrage | Méthode analytique quantitative pour déterminer la concentration d'une substance par réaction chimique avec une solution de concentration connue. | | Indicateur coloré | Substance dont la couleur change en fonction du pH, utilisée pour détecter le point d'équivalence dans un titrage. | | Titrage colorimétrique | Titrage où le point d'équivalence est déterminé par un changement de couleur, souvent à l'aide d'un indicateur. | | Titrage pH-métrique | Titrage où le pH de la solution est suivi en continu, permettant de tracer une courbe de dosage et de déterminer le point d'équivalence. | | Réaction d'oxydoréduction (redox) | Réaction chimique impliquant un transfert d'électrons, où une espèce est oxydée (perd des électrons) et une autre est réduite (gagne des électrons). | | Oxydant | Espèce chimique qui gagne des électrons lors d'une réaction redox, et est elle-même réduite. | | Réducteur | Espèce chimique qui perd des électrons lors d'une réaction redox, et est elle-même oxydée. | | Couple redox (Ox/Red) | Une paire d'espèces chimiques qui diffèrent par le gain ou la perte d'électrons (par exemple, $Cu^{2+}/Cu$). | | Demi-équation électronique | Équation représentant la perte (oxydation) ou le gain (réduction) d'électrons par une espèce chimique. | | Potentiel d'électrode | La tendance d'une électrode à perdre ou à gagner des électrons. | | Potentiel standard d'oxydoréduction ($E^\circ$) | Le potentiel d'une électrode dans des conditions standard (concentration de 1 mol/L, pression de 1 bar, température de 298 K). | | Pile électrochimique | Dispositif convertissant l'énergie chimique en énergie électrique par des réactions d'oxydoréduction spontanées. | | Électrode de référence | Une électrode dont le potentiel est connu et stable, utilisée comme point de comparaison pour mesurer d'autres potentiels. L'électrode standard à hydrogène (ESH) en est un exemple. | | Formule de Nernst | Équation reliant le potentiel d'une électrode aux concentrations des espèces redox impliquées et à la température. | | Électrolyse | Processus utilisant un courant électrique pour forcer une réaction d'oxydoréduction non spontanée. | | Anode | L'électrode où a lieu l'oxydation dans une cellule électrochimique. | | Cathode | L'électrode où a lieu la réduction dans une cellule électrochimique. | | Titrage d'oxydoréduction | Titrage basé sur une réaction d'oxydoréduction, où le point d'équivalence est détecté par un changement de couleur ou de potentiel. | | Indicateur coloré redox | Couple redox dont les formes oxydée et réduite ont des couleurs différentes, utilisé pour visualiser le point d'équivalence dans un titrage redox. | | Titrage potentiométrique | Titrage où le potentiel de la solution est mesuré en fonction du volume de réactif ajouté, permettant de tracer une courbe de dosage. |