Chimie - Tout-en-un (MPSI)

Table des matières
1 Transformation de la matière
1 Les états de lamatière
1.1 États d’agrégation de la matière, notion de phase
1.2 Distinction microscopique entre états d’agrégation
1.3 Propriétésdes gaz
1.4 L’état liquide
1.5 États solides
2 Les transformations de la matière
2.1 Transformation physique. Diagramme d’état (p,T)
2.2 Transformations nucléaires
2.3 Transformations chimiques
2.4 Description d’un système physico-chimique
3 Étude de la transformation chimique
3.1 Équilibre chimique, constante d’équilibre
3.2 Évolution d’un système vers l’équilibre chimique
3.3 Calcul des activités à l’équilibre
3.4 Cas des équilibres physiques, coefficient de partage
3.5 Cas des systèmeshétérogènes
Synthèse
Exercices
Corrigés
2 Classification périodique des éléments
1 Structure de l’atome
1.1 Protons, neutrons et électrons
1.2 Existence d’isotopes, masse atomique
1.3 Taille d’un atome ou d’un ion
1.4 L’avènement de la chimie quantique : contexte historique
2 Quantification de l’énergie
2.1 Structure ondulatoire/corpusculaire de la lumière
2.2 Énergie électronique, transition entre états
2.3 États d’énergie de l’atome d’hydrogène et des ions hydrogénoïdes
3 Nombres quantiques, notion d’orbitale atomique
3.1 Nombres quantiques n, ℓ, m
3.2 Notion d’orbitale atomique; dégénérescence
4 Atome polyélectronique
4.1 Le spin de l’électron
4.2 Configuration électronique des atomes et des ions
5 Classification périodique des éléments
5.1 Genèse du tableau périodique
5.2 Aspect général de la classification périodique
5.3 Métaux et non-métaux, métalloïdes
5.4 Configuration électronique et classification périodique
6 Évolution de quelques propriétés atomiques
6.1 Énergie d’ionisation et affinité électronique
7 Étude de quelques familles de la classification
7.1 Les éléments du bloc s
7.2 Les éléments du bloc p
7.3 Les éléments du bloc d
8 Mise en oeuvre expérimentale
8.1 Combustion de quelques corps simples dans le dioxygène
8.2 Propriétés réductrices des alcalins et des alcalino-terreux
8.3 Propriétés chimiques des dihalogènes et des halogénures
Synthèse
Activité documentaire : les radionucléides
Exercices
Corrigés
3 Modèle de LEWIS des molécules et des ions
1 Association d’atomes : molécules et ions
1.1 Stabilité des structures polyatomiques; énergie de liaison
1.2 Géométrie des molécules et des ions
2 Modèle de LEWIS des molécules et des ions
2.1 Introduction : les modèles de la liaison chimique
2.2 Électrons de valence des atomes des blocs s et p
2.3 Octet des composés monoatomiques stables
2.4 Partage des électrons de valence; symbolisme de LEWIS
2.5 Règle de l’octet
2.6 Symboles de LEWIS
2.7 Nombre total d’électrons et de paires de valence
2.8 Représentation de LEWIS des molécules simples
2.9 Liaisons multiples
2.10 Composés déficients en électrons
2.11 Charges formelles
2.12 Composés présentant des électrons célibataires
2.13 Dépassement de la règle de l’octet ; hypervalence
2.14 Molécules possédant des atomes du bloc d
2.15 Représentations de LEWIS et réactivité chimique
3 Mésomérie
3.1 Plusieurs représentations de LEWIS possibles
3.2 Délocalisation des électrons
3.3 Formes mésomères et structure électronique
3.4 Symbole de mouvement électronique
3.5 Système conjugué et longueur de liaison
4 Polarité des molécules
4.1 Notion de moment dipolaire électrostatique
4.2 Moment dipolaire d’une distribution de charge
4.3 Moment dipolaire des molécules diatomiques
4.4 Molécules polyatomiques
4.5 Influence de la géométrie sur le moment dipolaire
Synthèse
Exercices
Corrigés
4 Cinétique chimique
1 Concepts fondamentaux de la cinétique chimique
1.1 Système considéré
1.2 Vitesse de formation d’un produit, de disparition d’un réactif
1.3 Vitesse de réaction
1.4 Équation empirique de vitesse, notion d’ordre
1.5 Typesde réactions chimiques
2 Méthodes expérimentales
2.1 Méthodes physiques et chimiques en cinétique
2.2 Exemples de méthodes physiques
3 Analysedes résultats expérimentaux
3.1 Méthode différentielle
3.2 Méthode des vitesses initiales
3.3 Méthode d’intégration
3.4 Tempsdedemi-réaction
3.5 Analyse des données
4 Influencede la températuresur la vitesse
4.1 Résultats expérimentaux
4.2 Équation d’ARRHÉNIUS
4.3 Autres facteurs influençant la vitesse des réactions
Synthèse
Activité documentaire : notions de mécanisme réactionnel
Exercices
Corrigés
5 Forces intermoléculaires
1 Existence de forces intermoléculaires
1.1 Nécessaire modélisation des systèmes étudiés
1.2 Interactions engageant un ion
1.3 Interactions entre un ion et un dipôle mobile
1.4 Interactions entre molécules polaires
1.5 Interactions entre molécules polaires et non polaires
1.6 Interaction de dispersion
1.7 Interaction d’attraction totale, interaction de répulsion
1.8 Existence de la liaison hydrogène
1.9 Effets des différentes interactions intermoléculaires
2 Caractéristiques des solvants, dissolution
2.1 Caractéristiques d’un solvant
2.2 Dissolution d’un composé, solvatation
2.3 Solubilité d’un constituant, miscibilité entre deux solvants
2.4 Propriétés de conduction électrique dans un solvant
2.5 Choix d’un solvant, chimie verte
3 Utilisations des solvants (extraction, purification)
3.1 Extraction liquide-liquide
3.2 Recristallisation
3.3 Chromatographie sur couche mince (CCM)
3.4 Catalyse par transfert de phase (CTP)
Synthèse
Activité documentaire : effluents industriels
Exercices
Corrigés
6 Le solide cristallin
1 La cristallographie
1.1 Aperçu historique
1.2 L’étude expérimentale des cristaux
2 Le cristal parfait
2.1 Définitions
3 Origine de la cohésion des solides
3.1 Unité et diversité des solides
3.2 Cristaux métalliques
3.3 Cristaux ioniques
3.4 Cristaux covalents
3.5 Cristaux moléculaires
3.6 Validité des modèles structuraux
4 Cristaux métalliques
4.1 Définitions
4.2 Principe de construction des assemblages compacts
4.3 Structure cubique faces centrées (c.f.c.)
4.4 Structure hexagonale compacte (h.c.)
4.5 Assemblage non compact : structure cubique centrée (c.c.)
4.6 Structures cristallines des principaux métaux
5 Cristaux covalents
5.1 Le diamant
5.2 Le graphite
6 Cristaux ioniques
7 Cristaux moléculaires
Synthèse
Activité documentaire : les alliages
Exercices
Corrigés
7 Équilibres acido-basiques - Titrages
1 Équilibres acido-basiques, généralités
1.1 Définitions préliminaires, constantes d’équilibre
1.2 Force d’un acide ou d’une base
1.3 Diagrammes de prédominance
1.4 Échange de proton H+ : prévision du sens d’échange
2 Méthode de la réaction prépondérante
2.1 Définitions : réaction prépondérante, solution équivalente
2.2 Mise en oeuvre simplifiée de la méthode
2.3 Un premier exemple simple
3 État final d’équilibre : acides et bases
3.1 Monoacides et monobases forts dans l’eau
3.2 Acides faibles, bases faibles
4 État final d’équilibre : ampholytes, mélanges
4.1 Ampholyte (espèce amphotère)
4.2 Mélange acide faible/base conjuguée
4.3 Mélange acide faible/base non conjuguée
4.4 Mélange quelconque : exemple
5 Titrages acido-basiques
5.1 Généralités sur les titrages
5.2 Suivi pH-métrique ou conductimétrique d’un titrage
5.3 Titrage acide fort/base forte
5.4 Titrage d’un acide faible par une base forte
5.5 Titrage de polyacides (polybases) ou de mélanges d’acides (de bases)
6 Détermination d’une constante d’acidité
6.1 Résultat conductimétrique, titrages
6.2 Méthode spectrophotométrique
7 Suivi pHmétrique et conductimétrique d’un titrage
7.1 Expérience réalisée, données
7.2 Résultats expérimentaux
7.3 Interprétation
Synthèse
Activité documentaire : pouvoir tampon et pH sanguin
Exercices
Corrigés
8 Équilibres de solubilité
1 Équilibre hétérogène en solution aqueuse
1.1 Conditions d’existence d’un solide
1.2 Diagrammes d’existence/absence de solide
1.3 Solubilité, calcul de solubilité dans l’eau pure
2 Effet d’ion commun. Influence sur la solubilité
2.1 Exemple, mise en évidence
2.2 Généralisation, loi de modération
3 Intervention des réactions de complexation
3.1 Existence de complexes
3.2 Mise en évidence expérimentale
3.3 Généralisation, écriture de la réaction prépondérante
3.4 Application : solubilité en milieu complexant
3.5 Exploitation d’une réaction prépondérante de redissolution
4 Influence du pH sur la solubilité
4.1 Loi de modération Réaction prépondérante généralisée
4.2 Exemples
4.3 Cas des hydroxydes Hydroxydes amphotères
5 Titrages par précipitation
5.1 Principe du titrage
5.2 Expression pAg = f(v)
5.3 Détermination du point équivalent, suivi du titrage
5.4 Méthode de VOHLARD
5.5 Titrage de mélanges
5.6 Titrage du mélange H3O+/Mg2+
6 Mise en oeuvre expérimentale
6.1 Protocole et résultats expérimentaux
6.2 Interprétation
Synthèse
Exercices
Corrigés
9 Oxydoréduction
1 Généralités sur l’oxydoréduction
1.1 Transfert électronique, vocabulaire
1.2 Équilibrage d’une réaction d’oxydoréduction
1.3 Nombres d’oxydation
1.4 Vocabulaire
2 Étude des piles
2.1 Définitions, structure d’une pile
2.2 Étude de la pile DANIELL
2.3 Potentiel d’électrode, potentiel d’oxydoréduction
2.4 Application à la pile DANIELL, capacité d’une pile
3 Types d’électrodes
3.1 Électrodes de première espèce
3.2 Électrodes de deuxième espèce
3.3 Électrodes de troisième espèce
4 Prévision du sens de réaction
4.1 Diagrammes de prédominance ou d’existence
4.2 Prévision du sens d’échange d’électrons, calculs de K◦T
4.3 Stabilité d’un nombre d’oxydation
4.4 Détermination d’un potentiel standard inconnu
5 Titrages par réaction d’oxydoréduction
5.1 Titrage d’une solution d’ions Fe2+ par des ions Ce4+
5.2 Titrage des ions Fe2+ par les ions MnO
6 Mise en oeuvre expérimentale
6.1 Buts, expériences réalisées
6.2 Exploitations des expériences réalisées
Synthèse
Activité documentaire : les piles à combustible
Exercices
Corrigés
10 Diagrammes potentiel-pH
1 Tracé du diagramme E-pHde l’eau
1.1 Convention de tracé
1.2 Diagramme E-pH de l’eau, tracé du diagramme
2 Diagramme E-pH du fer
2.1 Conventions, diagramme de situation
2.2 Frontières entre espèces de nombre d’oxydation différent
2.3 Utilisation du diagramme
3 Diagramme E-pH du zinc
3.1 Conventions, diagramme de situation
3.2 Équations des frontières
3.3 Utilisation du diagramme
4 Diagramme E-pH du cuivre
4.1 Conventions, diagramme de situation
4.2 Équations des frontières
5 Utilisation : analyse d’un protocole expérimental
5.1 Protocole expérimental et résultat obtenu
5.2 Interprétation, lecture de diagrammes E-pH
Synthèse
Exercices etproblèmes
Corrigés
Index