Chimie : Les ions et composés

Chapitre 1 : Notions fondamentales

• L'atome est composé d'un nuage électronique et d'un noyau.
• Le noyau contient les protons et les neutrons.
• Le nuage électronique contient les électrons.
• Le nombre de masse (A) est égal au nombre de nucléons.
• Le nombre de masse est différent de la masse.
• Le nombre atomique (Z) est égal au nombre de protons.
• Le nombre atomique définit la nature de l'élément.
• Dans un atome neutre, le nombre atomique est égal au nombre d'électrons.
• Les isotopes d'un élément ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons.
• Un corps simple est une substance constituée d'un seul élément (ex : He, Ne, H2, Na, Al, O2, O3, P4, S8).
• Un corps composé est une substance constituée d'atomes d'éléments différents dans des proportions définies (ex : H₂O, C6H6, C₆H₁₂O₆).
• Un corps pur est une substance constituée de molécules identiques (ex : CH₃OH).
• Un mélange est la coexistence de différentes substances (corps simples ou composés) qui gardent leurs propriétés chimiques.

1.1. Définitions - Notions fondamentales

• L'atome est l'unité de base de la matière.
• Le nuage électronique entoure le noyau de l'atome.
• Le noyau abrite les protons et les neutrons.
• Les électrons se trouvent dans le nuage électronique.

Définitions

Éléments chimiques

• A représente le nombre de masse.
• X représente le symbole chimique.
• Z représente le nombre atomique.
• On utilise le terme de Nuclide ou nucléide.

Éléments chimiques

• Nombre de masse (A) = nombre de nucléons.
• Nombre atomique (Z) = nombre de protons.

Composés binaires (Type 1 ; ioniques)

• Type 1 : Le métal impliqué ne forme qu'un type de cation.
• Nommer l'anion en premier lieu + "de" (ex : NaCl = chlorure de sodium).
• Le cation monoatomique prend son nom de l'élément (ex : Mg2+, le cation est de magnésium).

Composés binaires (Type 2 ; ioniques)

• Le métal impliqué peut former plusieurs types d'ions.
• Utiliser des noms systématiques et des noms courants pour noter le cation.
• La charge du cation doit être indiquée entre parenthèses en chiffres romains

Composés ioniques avec ions polyatomiques

• Tableau des ions polyatomiques courants.

Composés binaires (Type 3)

• Nommer le premier élément (préfixe + 1er élément de la formule chimique).
• Nommer le deuxième élément (préfixe + 2ème élément de la formule chimique).
• Utiliser les préfixes grecs (mono-, di-, tri-, etc.) pour indiquer le nombre d'atomes de chaque élément dans la molécule.

Calcul des proportions isotopiques

• Le chlore a une masse atomique relative moyenne de 35,45.
• Il existe deux isotopes 35Cl (34,97) et 37Cl (36,96).
• Calculer les proportions respectives à l'aide de la masse atomique relative moyenne donnée.

Calcul de la masse atomique moyenne

• Calculer la masse atomique moyenne du cuivre à partir des masses isotopiques et des proportions relatives des isotopes.

Stœchiométrie

• La stœchiométrie étudie les quantités de matière consommées et produites dans une réaction chimique.

Mole

• Une mole est égale au nombre d'atomes de carbone présents dans 12 grammes de 12C.
• 1 mole = 6,022 x 10^23 unités (nombre d'Avogadro).
• 1 uma = 1 gramme/mole

Masse molaire

• La masse molaire d'une substance est la masse en grammes d'une mole de cette substance.

Pourcentage massique

• Calculer le pourcentage massique d'un élément dans un composé.
• Le pourcentage massique est égal à la masse de l'élément dans le composé divisée par la masse du composé, multipliée par 100%.

Formules

• La formule moléculaire est égale à la formule empirique multipliée par n (n = nombre entier).

Détermination de la formule d'un composé hydrocarboné

• Déterminer la formule empirique et la formule moléculaire d'un composé hydrocarboné à partir de données de combustion.

Détermination de la formule empirique d'un composé

• Utiliser la masse des éléments présents dans 100 de composé.
• Trouver le nombre de mole de chaque élément présent.
• Diviser chaque valeur par la plus petite valeur de moles.

Détermination de la formule moléculaire d'un composé

• Utiliser la formule empirique et la masse molaire pour déterminer la formule moléculaire.

Solutions aqueuses

• L'eau est le solvant dans les solutions aqueuses.

Quelques propriétés de l'eau

• La molécule d'eau a une forme en V.
• Les liaisons O-H sont covalentes.
• L'eau est une molécule polaire.
• L'hydratation se produit lorsque des sels sont dissous dans l'eau.

Le soluté

• Le soluté est la substance qui se dissout.
• Le soluté se dissout dans le solvant.

Electrolytes

• Se dit d'un soluté dont les solutions aqueuses sont conductrices suite à une dissociation en ions.
• Un électrolyte fort conduit le courant efficacement.
• Un électrolyte faible conduit faiblement le courant.
• Un non-électrolyte ne conduit pas le courant.

Composition des solutions

• Molarité (M): moles de soluté divisé par le volume de solution (en litres).
• Molalité (b) : moles de soluté divisés par la masse du solvant (en kg).
• Fraction molaire (x) : moles de A divisée par le nombre total de moles en solution.
• Pourcentage massique (%) : Masse de A divisée par la masse totale.

Réactions chimiques - Stœchiométrie

• Un changement chimique implique une réorganisation des atomes dans une ou plusieurs substances.

Equation chimique

• L'équation chimique est une représentation mathématique d'une réaction chimique.

Combustion de l'éthanol

• L'équation chimique pour la combustion de l'éthanol est C₂H₅OH (l) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (l).
• Cette équation est équilibrée.

Calcul des masses de réactifs et produits dans une réaction

• Écrire l'équation chimique.
• Équilibrer l'équation.
• Convertir les masses en moles.
• Utiliser l'équation équilibrée pour calculer le bon rapport des moles.
• Utiliser le rapport de moles pour calculer le nombre de moles du réactif ou produit.
• Convertir les moles en grammes.

Calculs avec réactif limitant

• Quand les quantités de réactifs en présence ne respectent pas les proportions stœchiométriques, un des réactifs va limiter la réaction.
• L'autre réactif est en excès.

Tableau d'avancement

• Un tableau d'avancement est un tableau qui résume l'évolution d'une réaction chimique.
• Il permet de déterminer les masses des réactifs utilisés et du produit formé.
• Le tableau d'avancement permet de calculer la quantité de réactif limitant et de réactif en excès.

Classification des réactions chimiques

• Réactions de précipitation.
• Réactions acide-base.
• Réactions d'oxydoréduction.

Écritures des réactions chimiques

• Equation moléculaire: liste des réactifs et produits sans charge.
• Equation ionique: liste des ions réactifs et ions produits.
• Equation ionique nette: liste des ions réactifs et ions produits ou des molécules qui subissent un changement.

Réactions de précipitation

• Formation de substances insolubles (précipité).
• Exemple: mélange de chlorure de baryum et d'acide sulfurique en solution.

Résolution du problème

• Identifier les ions présents en solution.
• Identifier les réactions possibles entre les ions.
• Écrire l'équation ionique nette correspondante à la réaction de précipitation.
• Résoudre les problèmes quantitatifs.

Règles de solubilité

• Règles utilisées pour prédire la solubilité d'un composé.

Calculs dans les réactions acide-base

• Établir la liste des espèces présentes dans la solution combinée.
• Écrire l'équation ionique nette de cette réaction.
• Transformer les quantités des réactifs en moles.
• Déterminer le réactif limitant de la réaction.
• Calculer les quantités de moles du (des) réactif(s) ou produit(s) désiré(s).
• Convertir en grammes ou volumes de solution.

Titrage acide-base

• Analyse volumétrique où une solution est utilisée pour en analyser une autre (acide/base).

Réactions d'oxydoréduction

• Réactions impliquant un transfert d'électrons entre les espèces chimiques.

Règles pour assigner les nombres d'oxydation

• Le nombre d'oxydation d'un atome dans un élément est 0.
• Le nombre d'oxydation d'un ion monoatomique est égal à sa charge.
• L'oxygène reçoit un nombre d'oxydation de -2 dans les composés covalents, sauf dans les peroxydes où il vaut -1.
• L'hydrogène a un nombre d'oxydation de +1 dans les composés covalents avec un non-métal.
• Dans un composé binaire, l'élément qui a la plus grande attraction pour les électrons reçoit un nombre d'oxydation négatif.

Equilibrer une demi-réaction d'oxydoréduction

• Assigner les états d'oxydation des atomes.
• Amorcer l'écriture de la demi-réaction.
• Équilibrer les charges.
• Équilibrer les H⁺/OH⁻.

Calculer les états d'oxydation

• Calculer les nombres d'oxydation de tous les atomes dans les composés donnes.

Equilibrer les réactions

• Écrire et équilibrer les réactions de permanganate avec Fe2+, Ce4+ avec Sn2+, combustion de l'éthane.