Principales notions.                  

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[ H₃O⁺] = 10 ^{- pH}    
pH = log [ H₃O⁺ aq ].

           [ H₃O⁺] est la concentration molaire de l'ion hydronium. 
           Nb. [ X ] = concentration de l'élément X dans une solution. 

                  - pH de 0 à 7 exclu ; solution acide

                  - pH égal à 7 ; milieu neutre

                  - pH supérieur à 7 ; milieu basique ou alcalin                                      

    Notion d'acide base. ( Bronsted )

    Atomes. 

  Molécules.

  Les ions

- un ion chargé négativement est dit «  anion »

- un ion chargé positivement est dit « cation »

Le noyau n’est pas modifié.

• Les ions les plus stables ont des couches électroniques complètes ou des octets.

• les métaux de transition qui ont une sous-couche incomplète donnent souvent plusieurs type d'ions : Fe²⁺ et Fe³⁺, Cu⁺ et Cu²⁺.

• Il existe des ions polyatomiques ; ce sont de véritables molécules chargées ;  SO₄^2-, MnO₄^-

• On appelle ions incompatibles des ions qui mit en présence donnent des précipités, c'est-à-dire qu'ils forment des composés insolubles.

Regroupe tous les éléments chimiques par ordre de masse croissant. Il met en valeur certaines propriétés. En effet, chaque colonne contient  une famille dans laquelle on retrouve les même particularités .

• Les éléments sont classés par numéro atomique croissant.

• Ceux qui ont le même nombre d’électrons sur leur couche externe, sont disposés dans une même colonne verticale pour donner une « famille » ; ils ont des propriétés communes.

• A chaque nouvelle couche électronique correspond une nouvelle ligne du tableau (ou période).

• Répartition électronique :

- Les électrons occupent des couches successives correspondant à des niveaux d’énergie différents.

- Plus les électrons sont prés du noyau, plus ils sont attirés donc difficiles à arracher et inversement on définit ainsi :

l’énergie d’ionisation : c’est l'énergie nécessaire pour arracher un ou plusieurs électron à un atome (donne cation). Il y a l’énergie de première ionisation (moins un électron), de deuxième ionisation etc.

l’affinité électronique : c’est l’énergie libérée par la capture d’un électron par un atome (donne anion).

• Chaque couche ne peut contenir qu’un nombre limité d’électrons ; soit 2 n ², n étant le numéro de la couche.

couche 1............   2 électrons maximum couche 2...........   8 électrons maximum couche 3........... 18 électrons maximum  etc.

• Chaque couche contient plusieurs types d’orbitales sauf la première qui ne contient qu’une orbitale.( n )

• Le principe d’exclusion de Pauli :

On divise artificiellement les couches en cases ;

couche 1............ 1 case couche 2........... 4 cases couche 3........... 9 cases

Dans chaque case, il y a 0, 1 ou 2 électrons. Cela nous permet de retrouver 2 n ².

couche 1 (dite K) 1 seule sous-couche (ou orbitale) s

        couche 2 (dite L) 2 sous-couches sp

        couche 3 (dite M) 3 sous-couches spd

• La règle de Hundt :

-Toutes les cases d’une couche doivent être occupées chacune par un électron avant d’en accepter un deuxième. Les flèches dans les cases représentent les électrons :

                                  

-L’ordre de remplissage est :

                                    

• On lit la formule électronique : pour l’hydrogène qui est le premier élément du tableau c’est 1 s ¹ soit un seul électron, une seule couche.               

• Pour le bore B, on lit 1 s ² 2 s ² 2 p ¹, la somme des exposants donne le nombre d’électrons soit ici 2+2+1 = 5 répartis ainsi : la   1 ^ère couche est complète avec 2 électrons, dans la deuxième couche, l’orbitale s est complète avec 2 électrons et l’orbitale p est incomplète avec 1 seul électron (p peut recevoir 6 électrons soit en tout pour la deuxième couche 2+6 électrons possibles).
  
• On voit que selon la règle de Hundt, avant de compléter une case, il faut commencer toutes les cases d’une même orbitale : les électrons seuls dans une case sont appelés célibataires et pourront donner lieu à une liaison avec un électron d’un autre atome ou ion.

• Les électrons groupés par deux dans une case sont dit des doublets, ils ne peuvent pas dans un cas général se lier. 

• Il est donc important de connaître la structure électronique d’un atome, c’est à dire sa répartition électronique, pour prévoir le nombre de liaison qu’il est susceptible de faire.

• En examinant le tableau périodique on peut prévoir d’autres propriétés :

- Les éléments qui ont une couche externe totalement remplie sont très stables : pas d’électron isolé donc réagissent peu. Ils se trouvent dans la dernière colonne et sont appelés gaz rares ( ils sont gazeux dans les conditions standards).

- Dans l’avant dernière colonne, se trouvent les halogènes. Il leur manquent un électron pour avoir la dernière couche complète, ils sont donc très avides d’un électron car la nature préfère les états stables. On peut en déduire qu’il se lieront facilement un fois ou bien qu’il arracheront un électron dès que possible pour donner un ion négatif, une fois négatif.

- La première colonne du tableau périodique contient les alcalins qui ont un électron unique sur la couche externe. Le moyen le plus rapide qui demande le moins d'énergie  pour eux de devenir stable, c’est de le perdre pour donner un cation, une fois positif.

On retiendra donc :

Les alcalins peuvent gagner facilement un électron, les halogènes en perdre un facilement, le but étant d’acquérir une structure électronique complète donc la plus stable possible car peu réactive.

  La mole.

C’est l’unité de matière la plus pratique dans le SI.

Elle correspond toujours à N = 6.02 x 10 ²³ atomes ou molécules d’un corps pur donné.

la masse molaire atomique d’un élément est la masse d’une seule mole d’atome de cet élément ; dans la classification périodique elle est indiquée au bas de chaque case.

La masse molaire d’un produit chimique est la masse d’une mole de chaque type d’atome la composant avec ses coefficients respectifs.

ex. : masse molaire d’H₂O = 2 x masse molaire atomique de H + masse molaire atomique de O.

  Volume molaire d'un gaz parfait.

Dans des conditions de température et de pression standards, une mole de gaz considéré comme parfait a comme volume 22.4 litres.

  Préparation des solutions.

Il faut souvent préparer des solutions de titre connu, c’est à dire dont on connaît la concentration en produit.

Généralement, il sera demandé des solutions dont le solvant est l’eau  distillée à x g ou à x moles par litre.   

• A partir d’un produit solide.

On désire une solution à x g par litre, on note x g . L^-1 .

On doit donc peser x g pour un litre de solution. Si il faut un volume différent de un litre, on multiplie ou divise la masse en conséquence.

Ex. on souhaite obtenir ½ litre de solution à 2 g . L^-1 :           on pèse 2 x ½ g soit 1 g de produit que l’on dilue pour avoir 500 mL

on souhaite obtenir 3 litres de solution à 6 g . L^-1 : on pèse 3 x 6 g soit 18 g de produit que l’on dilue pour avoir 3 L.

Le produit est versé au moyen d’un entonnoir dans une fiole jaugée du volume correspondant, on ajoute de l’eau distillée et on complète jusqu’au trait de jauge avec une pissette ;

on bouche et on agite en retournant plusieurs fois la fiole.

S’il est demandé une solution à x moles par litre soit x mol . L^-1 :

sur le flacon est indiqué la masse molaire du produit soit M g, on pèse donc M x x g pour un litre. Si on veut un volume différent, on procède comme ci-dessus.

 

• A partir d’un produit liquide.

Sur l’étiquette du flacon figure en général les indications suivantes :

la masse molaire : M la densité : d le pourcentage de produit pur : P %

Si la densité ne figure pas sur le flacon on peut la déterminer avec un densimètre ou sur des tables en fonction du pourcentage ; si le pourcentage n’est pas indiqué, on lit souvent des degrés baumé, des tables permettent de trouver la correspondance.

*Si le pourcentage est 100, pas de problème, la densité donne la masse de produit pur pour un litre soit :

         1000 d = 1000 mL

     1000 d/ M mL   
 pour 1000 mL ce qui est la molarité  de la solution.

On mesure donc avec une pipette la plus adaptée le volume déterminé précédemment et on le dilue dans une fiole jaugée de un litre.

- Si on souhaite un volume différent de un litre on multiplie ou on divise en conséquence.

- Attention s’il s’agit d’un acide il faut auparavant remplir la fiole avec un bon volume d’eau puis verser précautionneusement le produit en le faisant couler sur les parois de la fiole.

- S’il s’agit d’un produit dont la dilution est très exothermique, on procédera dans un erlen de volume inférieur, puis après refroidissement, on transvasera dans la fiole puis on ajustera le niveau.

Ex. soit de l’acide acétique glacial, l’étiquette indique :

M = 60 g . L-1 d = 1.05 % = 100 m = 1000 x 1.05 / 60 = 17.5 mol. L-1

on souhaite 0.5 L de solution 3 mol. L^-1 donc 1.5 moles en tout.

1000 mL de solution initiale (ou mère) contiennent 17.5 moles soient :

1 mole dans 1000/ 17.5 mL

1.5 moles dans 1.5 x 1000/17.5 = 85.71 mL

* Si le pourcentage n’est pas 100, il y a de l’eau : quand on prend 100g de solution, il y a seulement p g de produit pur, il faut en tenir compte :

la molarité est donnée par : 10 d x p / M

Ex. de l’acide chlorhydrique HCl

M = 36.5 g . mol-1 d = 1.17 % = 33

molarité de la solution initiale = 10 x 1.17 x 33 / 36.5 = 10.58 mol . L^-1

s’il faut 2 litres à 0.5 mol . L^-1, soit 2 x 0.5 = 1 mole de produit, on devra mesurer :

1 x 1000 / 10.58 mL soit 94.52 mL à diluer dans une fiole de deux litres avec les précautions d’usage.

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