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questions récurrentes en chimie

  1. benjy_star

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    questions récurrentes en chimie

    Bonsoir.

    J'ouvre ici un fil dont le but est de recenser les questions qui reviennent souvent en chimie. Il ne s'agit pas d'une FAQ, mais juste des "trucs" qui reviennent habituellement.

    Vous êtes libres de participer, de la même façon que je suis libre de modifier ou supprimer tout message qui ne va pas dans le sens escompté.

    Liste des questions récurrentes :

    -----

    Dernière modification par HarleyApril ; 10/08/2017 à 17h07.
     


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  2. benjy_star

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    janvier 2005
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    Comment faire un tableau d'avancement ?

    Pour la réaction : aA + bB ==> cC + dD

    Dernière modification par HarleyApril ; 10/04/2008 à 18h12.
     

  3. benjy_star

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    janvier 2005
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    Comment jongler avec les coefficients stoechiométriques ?

    Pour la réaction : aA + bB ==> cC + dD



    On précise toutefois que que les substances ne sont pas réellement apparues ni ont disparu elles se sont transformées, comme dirait Lavoisier.
    Dernière modification par benjy_star ; 09/11/2006 à 16h13.
     

  4. laugen

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    Comment calculer la concentration molaire d'une solution à X % et de densité d ?

    Comment calculer la concentration molaire d'une solution à X % et de densité d ?
    Par exemple une solution commerciale d'HCl à 37 %. dont on connait la densité.

    Raisonnons sur 1L. La densité nous permet d'avoir la masse volumique. On peut donc écrire :

    Densité = masse volumique en kg/L

    On accède donc à la masse de notre litre de solution :

    Mais seul 37% de cette masse correspond à la masse de HCl. On a donc :



    Ce qui correspond à une quantité de matière :



    En divisant par le volume, on obtient la concentration :


    Dernière modification par benjy_star ; 18/09/2007 à 09h04.
     

  5. Duke Alchemist

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    Comment équilibrer une équation d'oxydoréduction ?

    Comment équilibrer une équation d'oxydoréduction ?

    * Déterminer les couples redox mis en jeu.
    Notons ces couples
    Ox1/Red1 et Ox2/Red2

    * Ecrire les demi-équations associées à chaque couple.
    (Il est bon de rappeler que les demi-équations redox n'ont aucune réalité physique mais qu'elles nous aident bien à comprendre ce qu'il se passe)

    - D'abord, des exemples :
    Ex.1 : couple Cu2+/Cu :
    Cu2+ + 2e- = Cu
    Cu2+ + 2e- = Cu (conservation de la charge électrique)

    Ex.2 : couple MnO4-/Mn2+ :
    MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (ATTENTION ! ici l'équation est déjà équilibrée en Mn)
    MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (conservation de l'élément oxygène O)
    MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (conservation de l'élément H en introduisant des H+)
    MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (conservation de la charge électrique avec les électrons e-)
    Ce deuxième exemple montre que l'oxydoréduction peut être associée au pH...
    (voir en application les diagrammes de Pourbaix E-pH)



    * Etablissement de l'équation-bilan :
    On supposera que Ox1 est réduit en Red1 et que Red2 est oxydé en Ox2.

    Pour obtenir l'équation-bilan de la réaction d'oxydoréduction, il suffit de faire "disparaître" les électrons qui sont transférés au cours de la réaction.
    Pour cela, on multiplie la première équation par n2 et la deuxième par n1.
    On ajoute membre à membre les deux demi-équations
    (on a bien de part et d'autre n1*n2 e- qui se "simplifient")


    - Cas simple (sans les H+) :

    a1Ox1 + n1e- = b1Red1

    b2Red2 = a2Ox2 + n2e-
    L'équation-bilan s'écrit alors :
    n2*a1Ox1 + n1*b2Red2 -> n2*b1Red1 + n1*a2Ox2

    Les coefficients ai et bi sont ici des entiers naturels.

    On notera bien que n2 multiplie tous les termes de la première équation et n1 tous les termes de la deuxième !

    - Cas où les H+ interviennent :
    Un peu plus lourd à écrire... et certainement pas à connaître par coeur

    Un bon exemple pour terminer :
    La réduction de l'ion dichromate en chrome III par le Fe II.
    * Les couples mis en jeu sont :
    Cr2O72-/Cr3+
    et
    Fe3+/Fe2+

    * Ecriture des demi-équations :
    Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O
    Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O
    Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O
    Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O
    (réduction du dichromate)

    Fe2+ = Fe3+ + e-
    (oxydation du fer II)


    On multiplie par 6 la deuxième demi-équation (et par 1 la première) et on a :

    Cr2O72- + 6Fe2+ + 14 H+ -> 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O



    N.B. : Le principe des équilibres des demi-équations est toujours le même ; il faut connaître les différentes étapes et savoir les justifier rigoureusement (conservations des différents éléments et de la charge électrique notamment)
    Dernière modification par ArtAttack ; 18/08/2012 à 16h09. Motif: changement de couleurs
     


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  6. benjy_star

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    Comment passer de g/L aux mol/L ?

    Comment passer des g/L aux mol/L ?

    Pour ce faire, un simple raisonnement sur les unités suffit. Résumons :

    Unités :
    • concentration massique, cm : g/L
    • concentration molaire, cn : mol/L
    • masse molaire, M : g/mol

    On remarque que si on divise une concentration massique par une masse molaire :



    D'où la relation :
     

  7. Duke Alchemist

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    Structures électroniques, cases quantiques,...

    Structure électronique, cases quantiques et classification périodique : le b.a.-ba
    • Les cases quantiques et la structure électronique :
      Les orbitales s sont représentées par 1 case quantique
      Les orbitales p sont représentées par 3 cases quantiques
      Les orbitales d sont représentées par 5 cases quantiques
      Les orbitales f sont représentées par 7 cases quantiques
      Chaque case contenant au maximum 2 électrons de spins opposés (Règle de Hund).
      Un électron est représenté par une flèche.
      Par conséquent, il y aura maximum 2 flèches de sens opposé dans une même case.

      L'odre des sous-couches est le suivant :
      1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
      (règle de Klechkowski... qui se retient avec un petit tableau à double entrée tout bête )
      /
    • Structures électroniques des premiers éléments :
      H : 1 e- sur la couche 1
      répartition électronique : 1s1
      1 flèche vers le haut (ou le bas) dans la case 1s

      He : 2 e- sur la couche 1
      répartition électronique : 1s2
      1 flèche en plus par rapport à H dans l'autre sens dans la case 1s
      => La case 1s est saturée.

      Li : 2 e- sur la couche 1 et 1 sur la couche 2
      répartition électronique : 1s22s1
      on rajoute 1 flèche vers le haut (ou vers le bas) dans 2s (par rapport à He d'où l'écriture [He]2s1 pour la structure de Li)

      Be : 2 e- sur la couche 1 et 2 sur la couche 2
      répartition électronique : 1s22s2
      on rajoute une flèche dans l'autre sens dans la case 2s par rapport à Li
      => La case 2s est saturée.

      B : 2 e- sur la couche 1 et 3 sur la couche 2 dont 2 dans 2s et 1 dans 2p.
      répartition électronique : 1s22s22p1
      une flèche en plus dans une des cases de 2p

      C : 2 e- sur la couche 1 et 4 sur la couche 2 dont 2 dans 2s et 2 dans 2p.
      répartition électronique : 1s22s22p2
      Attention ! La flèche à rajouter par rapport à B est dans le même sens et dans une autre case de 2p !

      N : 2 e- sur la couche 1 et 5 sur la couche 2 dont 2 dans 2s et 3 dans 2p.
      répartition électronique : 1s22s22p3
      Attention ! La flèche à rajouter par rapport à B (et C) est dans le même sens et dans la dernière case libre de 2p !
      => La couche 2p est à moitié remplie (important car énergétiquement stable)

      O : 2 e- sur la couche 1 et 5 sur la couche 2 dont 2 dans 2s et 4 dans 2p.
      répartition électronique : 1s22s22p4
      Attention ! La flèche à rajouter par rapport à N est dans le sens opposé dans une case de 2p (déjà occupée par 1 e-)

      On termine avec
      F : 1s22s22p5
      et
      Ne : 1s22s22p6
      => La couche 2p est saturée.

      Le raisonnement est le même pour la suite... et comme partout, il y a bien sûr des exceptions.
      /
    • La structure électronique et les blocs de la classification périodique des éléments.
      * Les 2 premières colonnes correspondent au remplissage de la sous-couche s (ns1 et ns2). => bloc s

      * Les 6 dernières colonnes correspondent au remplissage de la sous-couche p (ns²p1 jusqu'à ns²p6). => bloc p

      * Les éléments de transition (10 colonnes) correspondent au remplissage de la sous-couche d (ns²p6d1 jusqu'à ns²p6d10).
      => bloc d

      * Les Lanthanides et Actinides (2 lignes de 14 colonnes) correspondent au remplissage de la sous-couche f (ns²p6d10f1 jusqu'à ns²p6d10f14).
      => bloc f

      Cependant il y a des exceptions (toujours elles) :
      - La première déjà est l'hélium (He) : en 1s², il devrait se situé dans la deuxième colonne du tableau mais la couche s étant remplie (ou saturée) il apparaît dans la dernière colonne et fait partie des gaz rares - qui sont chimiquement stables et ne réagissent que très peu à cause de leur couche périphérique remplie (le Xénon est un peu à part mais cela est déjà traité dans un autre post).
      - Ensuite dans les éléments de transition, il y a quelques exceptions, notamment le cuivre qui, pour se stabiliser, n'a pas la configuration attendue (cela a déjà été abordé aussi dans un autre post), il y en a d'autres encore...
      - dans le bloc f, là il y a pas mal de "bousculades" côté structure électronique... Je vous laisse chercher les configurations si ça vous intéresse mais ce bloc est peu traité (à cause, sans doute, du nombre important de ces exceptions !?!)
      /
    • Complément :
      Vous pouvez aller voir aussi ce magnifique site (en anglais).
      Choisissez un élément (au hasard ou pas).
      Descendez un peu sur la gauche
      > Electronic properties > Electronic configuration
      et vous pourrez découvrir le remplissage des cases quantiques suivant le nombre d'électrons

    PS : Ce post est un medley de deux de mes réponses antérieures...
     

  8. Duke Alchemist

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    Comment calculer les quantités de matière ?

    Comment calculer les quantités de matière ?

    Il est souvent demandé (ou recommandé) de savoir déterminer les quantités de matière pour dresser un tableau d'avancement ou tout simplement parce que la question est : " Calculer la quantité de matière contenue dans ... ?"

    Voici les cas les plus fréquents :
    • cas d'une solution (aqueuse) :
      Connaissant la concentration et le volume de la solution , on utilise la relation


      /avec en , en et en
      /
    • cas où on connaît la masse molaire :
      Connaissant la masse molaire et la masse , on utilise la relation


      /avec en , en et en
      /
    • cas d'un gaz dont on donne le volume molaire :
      Connaissant le volume molaire et le volume du gaz , on utilise la relation


      /avec en , en et en
      /
    • cas d'un gaz parfait :
      Connaissant la pression , la température et le volume , on utilise la loi des gaz parfaits :


      /avec en , en (ATTENTION !!), en et
    /
    Complément :
    De ces deux dernières relations, on déduit l'expression du volume molaire d'un gaz parfait en fonction de la pression et de la température. En effet, on a :


    Une petite application numérique (pour s'en convaincre) :
    à une température T=293,15K (= 20°C) et sous une pression p = 101325Pa (= 1atm) et R=8,31SI, on trouve Vm = 0,024m3.mol-1 soit Vm = 24L.mol-1

    Le même calcul à T=273,15K conduit à Vm = 22,4L.mol-1
    (si ça ne vous dit rien, on ne peut plus grand chose pour vous )
    Dernière modification par benjy_star ; 27/04/2007 à 19h54.
     

  9. benjy_star

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    molarité et normalité

    Il y a plusieurs normalités, selon ce que tu fais comme chimie
    Pour les pH, on compte le nombre de protons échangeables
    Pour l'oxydoréduction, on compte le nombre d'électrons échangeables
    (pour la physio, il semblerait qu'on tienne compte de la charge de l'ion)

    Pour une solution d'acide ou de base (respectivement d'oxydant ou de réducteur) contenant une concentration M en mol/L d'une espèce capable d'échanger n protons (respectivement n électrons) la normalité est N=x*M

    Exemples
    Acido/basique
    L'acide chlorhydrique libère 1 proton, une solution à 2M=2mol/L est également 2N

    L'acide sulfurique libère 2 protons, une solution à 3M=3mol/L est également 6N

    Oxydo/réduction
    Dans le couple MnO4-/Mn2+ le manganèse échange 5 électrons
    MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O
    Une solution 2M=2mol/L de permanganate est donc 10N

    Dans le couple MnO4-/MnO2 le manganèse échange 3 électrons
    MnO4- + 4H+ + 3e- = MnO2 + 2H2O
    Une solution 2M=2mol/L de permanganate est donc 6N

    Dans le couple I2/I- le diiode libère 2 électrons mais chaque iodure capte 1 électron
    I2 + 2e- = 2I-
    Une solution molaire de diiode sera 2N alors qu'une solution molaire en iodure sera 1N

    Crédits : Harley
     

  10. RuBisCO

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    Déduire la concentration par un dosage

    Deduire la concentration par un dosage
    Ici, dans le cadre d'un énoncé déjà préétablit, type : "on dose A par B"
    Donc on met l'espèce A de concentration inconnue dans le bécher et la solution de concentration connue en B dans la burette.

    On écrit l'équation de la réaction par les méthodes précédentes : oxydoréduction ou acide-base

    Lors de l'expérimentation, on déverse la solution de B jusqu'à l'équivalence, soit un volume VB qu'on nommera Vequ
    Pour se le représenter, dans le tableau d'avancement :

    On a donc



    Je sais, c'est monstrueux, remplacez par les valeurs au fur et à mesure, et c'est nettement plus digeste.
    Dernière modification par RuBisCO ; 17/06/2010 à 15h24.
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  11. RuBisCO

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    Re : Nommer les molécules organiques (niveau 1ère)

    Nommer les molécules organiques, niveau première

    Comme je ne sais pas mettre des images au fur et à mesure du texte, j'ai regroupé en une fiche méthode ( le PDF est en pièce jointe) la méthode qu'on m'a enseigné lors de ma première S.

    Points abordés :
    - alcanes linéaires, ramifié, cyclique
    - alcènes et isomérie Z/E
    - alcools, aldéhydes, cétones, acide carboxyliques, halogénures
    - amines simples (primaire, secondaire et tertiaire)

    Nomenclature022.pdf
    Rq / Harley :
    il manque un cyclo dans un cyclohexane
    le dernier composé n'est pas stable
    Dernière modification par HarleyApril ; 01/08/2011 à 11h54.
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  12. RuBisCO

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    Arrow Calcul du pH à partir d'une concentration (partie 1 : acide)

    Calcul du pH à partir d'une concentration

    Notion préalable :
    - un acide est dit fort s'il s'ionise complètement en solution diluée.
    - un acide est dit faible s'il s'ionise que partiellement.


    pH d'un acide fort :
    Soit la concentration de l'acide
    Comme l'acide s'ionise complètement, on a :
    On obtient le pH par la relation :
    Dans le cas où il s'agit d'un polyacide avec H+ libérables, l'équation devient :

    pH d'un acide faible :
    Soit la concentration de l'acide et cet acide possède un pKa donné.
    On utilisera la constante de dissociation pour les calculs,
    On a par définition :
    plus de commodité, on définit :
    On résout pour trouver la valeur de et on calcule le pH avec la relation


    pH d'un polyacide faible :
    Il est relié a plusieurs pKa, chacun correspondant a un proton libérable.
    On commence par le Ka le plus grand (donc le pKa le plus faible).
    On résoud la première équation :
    Puis devient la nouvelle concentration, on utilise la constante Ka non utilisée la plus grande :
    et on refait de même jusqu'à ce qu'il n'y ait plus de pKa non utilisé.
    On additionne les différentes valeurs des x trouvés pour obtenir , et on en déduit le pH avec
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    Dernière modification par HarleyApril ; 21/07/2010 à 17h31.
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  13. RuBisCO

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    Arrow Calcul du pH à partir d'une concentration (partie 2 : base)

    Calcul du pH à partir d'une concentration

    Notion préalable :
    - une base est dite forte si elle s'ionise complètement en solution diluée.
    - une base est dite faible si elle s'ionise que partiellement.


    pH d'une base forte :
    Soit la concentration de la base
    Comme la base s'ionise complètement, on a :
    On obtient le pH par la relation :
    Dans le cas où il s'agit d'un polybase avec HO- libérables, l'équation devient :
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    pH d'une base faible :
    Soit la concentration de la base et cette base possède un pKb donné. Si on vous donne un pKa,
    On utilisera la constante de dissociation pour les calculs,
    On a par définition :
    plus de commodité, on définit :
    On résout pour trouver la valeur de et on calcule le pH avec la relation
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  14. RuBisCO

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    Arrow Calcul du pH à partir d'une concentration (partie 3 : ampholyte)

    Calcul du pH à partir d'une concentration

    Notion préalable :
    - un ampholyte est une espèce chimique qui est l'acide d'un couple acide-base mais aussi la base dans un autre couple.
    exemple : l'eau qui est dans les couples H3O+/H2O et H2O/HO-
    - un ampholyte est une espèce chimique amphotère.


    pH d'un ampholyte - introduction :
    Soit l'espèce ampholyte HB-.
    Elle fait partie de deux couples : H2B/HB- et HB-/B2-
    En solution, on a donc :
    HB- + HB- H2B + B2-
    De cette équation, on peut en déduire que : [H2B] = [B2-]

    Deux couples sont mis en jeu, donc deux constantes Ka :


    pH d'un ampholyte - calculs :
    Intéressons-nous au produit Ka1.Ka2 :
    Comme [H2B] = [B2-], on peut dire que :







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  15. RuBisCO

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    Calcul du pH d'un mélange (partie 1 : mélange de deux acides)

    Calcul du pH d'un mélange à partir de la concentration de deux solutions

    Mélange de deux acides forts :
    Soit le mélange de deux acides forts:
    - un volume V1 d'une solution de concentration C1
    - un volume V2 d'une solution de concentration C2
    Comme les acides forts s'ionisent complètement, on a :



    Mélange de deux acides faibles :
    Soit le mélange de deux acides faibles :
    - un volume V1 d'une solution de concentration C1 (associé à Ka1)
    - un volume V2 d'une solution de concentration C2 (associé à Ka2)
    Nous n'avons pas dans ce cas une ionisation complète, on recourt donc à la formule suivante :

    Mélange d'un acide fort et d'un acide faible :
    Soit le mélange de deux acides :
    - un volume V1 d'un acide fort de concentration C1
    - un volume V2 d'un acide faible de concentration C2 (associé à Ka)

    pour ceux qui veulent éviter les équations :
    Comme l'acide fort s'ionise complètement, il va avoir tendance, d'après le principe de Le Chatelier à déplacer l'équilibre de la dissociation de l'acide faible vers l'acide non dissocié.
    Autrement dit, l'acide faible va moins bien se dissocier en présence de l'acide fort, donc il devient négligeable :


    ATTENTION : cette formule ne fonctionne que si la quantité d'oxonium libérée par l'acide fort est clairement supérieure à celle susceptible d'être libéré par l'acide faible. Sinon, on commence à avoir des divergences. (notamment si n1/n2<30%)

    pour ceux qui ne veulent pas de ce raccourci :
    soit la quantité d'ions oxonium libérée par l'acide faible, on a donc :



    est positif, donc :
    Pour trouver le pH, il suffit maintenant de poser :
    Pour les courageux, le pH est donc égal à :

     Cliquez pour afficher
    Dernière modification par HarleyApril ; 31/10/2010 à 17h57. Motif: j'ôte la demande de suppression du post précédent (erreurs de calculs) puis je corrige selon MP de rubisco
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  16. RuBisCO

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    Calcul du pH d'un mélange (partie 2 : mélange de deux bases)

    Calcul du pH d'un mélange à partir de la concentration de deux solutions

    Mélange de deux bases fortes :
    Soit le mélange de deux bases fortes:
    - un volume V1 d'une solution de concentration C1
    - un volume V2 d'une solution de concentration C2
    Comme les bases fortes s'ionisent complètement, on a :



    Mélange de deux bases faibles :
    Soit le mélange de deux acides faibles :
    - un volume V1 d'une solution de concentration C1 (associé à Kb1)
    - un volume V2 d'une solution de concentration C2 (associé à Kb2)
    Même problème que pour les acides, comme il n'y a pas de dissociation totale, on a recourt à la formule suivante :

    Mélange d'une base forte et d'une base faible :
    Soit le mélange de deux bases :
    - un volume V1 d'une base forte de concentration C1
    - un volume V2 d'une base faible de concentration C2 (associé à KB)

    pour ceux qui veulent éviter les équations :
    Comme pour un acide fort, d'après le principe de Le Chatelier, la base faible va moins bien se dissocier en présence d'une base forte, donc son apport devient négligeable :


    ATTENTION : Pour une trop faible concentration en base forte, on commence à avoir des divergences. (notamment si n1/n2<30%)

    pour ceux qui ne veulent pas de ce raccourci :
    soit la quantité d'ions hydroxyde libérée par la base faible, on a donc :



    est positif, donc :
    Pour trouver le pH, il suffit maintenant de poser :
    Pour les courageux, le pH est donc égal à :

     Cliquez pour afficher
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  17. RuBisCO

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    Tests caractéristiques des ions

    Tests caractéristiques des ions

    Cette liste d'ions et de tests n'est pas exhaustive. Les tests présentés ont des limites qui ne sont pas développés ici.
    Liste des ions présentés :
    - anions : Cl-, Br-, I-, SO42-, CO32-, HCO3-, NO2-, NO3-, PO43-
    - cations : Al3+, Zn2+, Fe2+, Fe3+, Cu2+, Pb2+, Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Mn2+, NH4+


    Anions

    Ions halogénure (Cl-/Br-/I-) :
    Lors d'ajout de nitrate d'argent, il y a précipitation d'halogénure d'argent :
    Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl (s) (précipité blanc noircissant à la lumière)
    Ag+(aq) + Br-(aq) → AgBr (s) (précipité jaune pâle)
    Ag+(aq) + I-(aq) → AgI (s) (précipité jaune)

    Ions sulfate (SO42-) :
    Lors d'ajout de nitrate d'argent, il y a précipitation de sulfate d'argent (en milieu fortement acide, il n'y a pas précipitation) :
    2 Ag+(aq) + SO42-(aq) → Ag2SO4 (s) (précipité blanc)
    Lors d'ajout de chlorure de baryum, il y a formation d'un précipité blanc de sulfate de baryum :
    Ba2+(aq) + SO42-(aq) → BaSO4 (s)

    Ions carbonate (CO32-) et hydrogénocarbonate (HCO3-) :
    Lors de l'ajout d'acide, il y a production de dioxyde de carbone (visible par un saut de pH ou un dégagement gazeux) :
    CO32-(aq) + 2 H3O+(aq) → CO2 (aq) + 3 H2O(l)
    HCO3-(aq) + H3O+(aq) → CO2 (aq) + 2 H2O(l)

    Ions nitrite (NO2-) et nitrate (NO3-) :
    Dissoudre la substance dans de l'acide sulfurique concentré. Préparer une solution saturée en sulfate ferreux et verser lentement le long du tube la solution acide, sans mélanger les phases. Il se forme un anneau brun en cas de test positif (complexe [FeNO]2+(aq))

    Ions phosphate (PO43-) :
    Lors d'ajout de nitrate d'argent, il y a formation d'un précipité jaune de phosphate d'argent (la précipitation n'a pas lieu en milieu fortement acide) :
    3 Ag+(aq) + PO43-(aq) → Ag3PO4 (s) (précipité jaune)
    Lors d'ajout de chlorure de baryum, il y a formation d'un précipité blanc de phosphate de baryum :
    3 Ba2+(aq) + 2 PO43-(aq) → Ba3(PO4)2 (s) (précipité blanc qui est dissous par HCl)
    Ajouter à la solution initiale de l'acide nitrique, du nitrate d'ammonium et du molybdate d'ammonium. Il se forme un précipité jaune de phosphomolybdate d'ammonium.


    Cations

    Ions aluminium (Al3+) :
    Lors d'ajout d'hydroxyde de sodium ou de potassium, il y a formation d'un précipité d'hydroxyde d'aluminium :
    Al3+(aq) + 3 HO-(aq) → Al(OH)3 (s) (précipité blanc soluble en milieu fortement basique)

    Ions zinc (Zn2+) :
    Lors d'ajout d'hydroxyde de sodium ou de potassium, il y a formation d'un précipité d'hydroxyde de zinc :
    Zn2+(aq) + 2 HO-(aq) → Zn(OH)2 (s) (précipité blanc soluble en excès d'hydroxyde)

    Ions ferreux (Fe2+) :
    Lors d'ajout d'hydroxyde de sodium ou de potassium, il y a formation d'un précipité d'hydroxyde ferreux :
    Fe2+(aq) + 2 HO-(aq) → Fe(OH)2 (s) (précipité vert)

    Ions ferrique (Fe3+) :
    Lors d'ajout d'hydroxyde de sodium ou de potassium, il y a formation d'un précipité d'hydroxyde ferrique :
    Fe3+(aq) + 3 HO-(aq) → Fe(OH)3 (s) (précipité rouille)
    Lors d'ajout de thiocyanate de potassium, il y a formation d'un complexe rouge :
    Fe3+(aq) + SCN-(aq) → [Fe(SCN)]2+(aq) (couleur rouge)

    Ions cuivrique (Cu2+) :
    Lors d'ajout d'hydroxyde de sodium ou de potassium, il y a formation d'un précipité d'hydroxyde cuivrique :
    Cu2+(aq) + 2 HO-(aq) → Cu(OH)2 (s) (précipité bleu)
    Lors d'ajout d'ammoniaque, il y a complexion des ions cuivrique en solution bleu-nuit (eau céleste) :
    Cu2+(aq) + 4 NH3 (aq) → Cu(NH3)42+(aq) (eau céleste)
    La flamme d'un bec Bunsen se colore en bleu-vert (selon le composé)

    Ions plomb (Pb2+) :
    Lors d'ajout d'iodure de potassium, il y a formation d'un précipité d'iodure de plomb :
    Pb2+(aq) + 2 I-(aq) → PbI2 (s) (précipité jaune)
    Une solution de sulfure d'hydrogène fraîchement préparée forme un précipité de sulfure de plomb noir :
    Pb2+(aq) + H2S(aq) → 2 H+(aq) + PbS (s) (précipité noir)

    Ions sodium (Na+) :
    La flamme d'un bec Bunsen se colore en jaune.

    Ions potassium (K+) :
    Lors d'ajout de picrate de sodium, il y a précipitation d'aiguilles jaunes de picrate de potassium :
    K+(aq) + C6H2O(NO2)3-(aq) → KC6H2O(NO2)3 (s) (précipité rouille)
    La flamme d'un bec Bunsen se colore en lilas (teinte difficile à voir du fait de la couleur bleue initiale)

    Ions calcium (Ca2+) :
    Lors d'ajout d'oxalate d'ammonium, il y a formation d'un précipité d'oxalate de calcium :
    Ca2+(aq) + C2O42-(aq) → CaC2O4 (s) (précipité blanc)
    La flamme d'un bec Bunsen se colore en orange-rouge.

    Ions magnésium (Mg2+) :
    Lors d'ajout d'hydroxyde de sodium ou de potassium, il y a formation d'un précipité d'hydroxyde de magnésium :
    Mg2+(aq) + 2 HO-(aq) → Mg(OH)2 (s) (précipité blanc)
    Lors d'ajout de phosphate d'ammonium et d'ammoniaque, il y a formation d'un précipité blanc de phosphate ammoniacomagnésien.

    Ions manganèse (Mn2+) :
    Lors d'ajout d'hydroxyde de sodium ou de potassium, il y a formation d'un précipité d'hydroxyde de manganèse :
    Mn2+(aq) + 2 HO-(aq) → Mn(OH)2 (s) (précipité blanc)
    Au contact de l'air, le précipité s'oxyde et brunit :
    4 Mn(OH)2 (s) + O2 (aq) → MnO(OH) (s) + 2 H2O (l) (composé brun)
    Une solution de sulfure d'hydrogène fraîchement préparée forme un précipité de sulfure de manganèse de couleur rose chair :
    Mn2+(aq) + H2S(aq) → 2 H+(aq) + MnS (s) (précipité rose)

    Ions ammonium (NH4+) :
    Il y a formation d'un précipité jaune-orangé avec le réactif de Nessler (iodure mercurique, iodure de potassium, hydroxyde de potassium) en milieu basique et après chauffage :
    2 HgI42-(aq) + 2 NH3 (aq) → 2 NH3HgI2 (aq) + 4 I-(aq) → NH2Hg2I3 (s) + 5 I-(aq) + NH4+(aq)
    En milieu basique, il se dégage des vapeurs d'ammoniac réagissant avec du chlorure d'hydrogène gazeux :
    NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s)
    Dernière modification par RuBisCO ; 01/08/2011 à 18h39.
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  18. ArtAttack

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    Re : questions récurrentes en chimie

    Orbitales atomiques, orbitales moléculaires, hybridation, mésomérie et VSEPR

    • Structure de Lewis

      Dès le début du XXème siècle, Lewis propose une manière simple de représenter les molécules. Le point essentiel est qu'il faut représenter les électrons de valence car ce sont eux qui conditionnent la réactivité chimique. L'ensemble {noyau + électrons de coeur} est représenté par la lettre de l'élément. Lewis indique que les électrons de valence fonctionnent par paires, ce que nous appelons maintenant doublet covalent ou doublet non liant. Il met simultanément en évidence le fait que les atomes s'entourent de 8 électrons au sein des molécules (règle de l'octet).

      Il est essentiel de comprendre que dans les structures de Lewis, les électrons forment des liaisons localisées : les doublets, actuellement représentés par des traits, sont soit autour d'un atome, soit entre deux atomes.

      On utilise encore actuellement abondamment les structures de Lewis, notamment dans les mécanismes réactionnels en chimie organique. Les flèches, qui traduisent le déplacement d'électrons, n'ont de sens que si on considère que les électrons forment des doublets localisés.

    • Orbitale atomique

      Les débuts de la spectroscopie et de la mécanique quantique font apparaître la notion d'orbitale atomique, qui permet de décrire les électrons au sein des atomes isolés. Une orbitale atomique est une fonction (mathématique), qui dépend des coordonnées d'espace, et qui est caractérisée par la valeur de trois paramètres, notés n, l et ml. Deux électrons au plus peuvent être décrits par la même orbitale atomique (principe de Pauli).

      Le point essentiel est qu'on ne peut pas localiser précisément un électron, il ne peut être décrit que par une densité de probabilité de présence (le carré de la fonction d'onde qui est l'orbitale atomique), en vertu de la relation d'indétermination d'Heisenberg.

    Deux visions émergent alors, assez différente l'une de l'autre. L'une sera portée notamment par Pauling, grand orateur et double Prix Nobel ; elle ressemble à la vision apportée par Lewis : il s'agit de la méthode dite de la liaison de valence, ou Valence Bond. Cette théorie a laissé des traces dans la chimie actuelle, comme la notion d'hybridation ou de mésomérie. Cependant, elle a été mise de côté dans les années 1950, suite à une erreur historique de prévision (stabilité du cyclobutadiène), au profit d'une autre théorie appelée théorie des orbitales moléculaires, portée notamment par Mulliken et Hückel. C'est cette dernière qui a été exploitée depuis, ce qui peut poser des difficultés puisque le langage du chimiste ressort quant à lui de la méthode Valence Bond. C'est donc ceci que je vais essayer d'éclaircir.

    Il ne faut en tout cas pas mélanger les deux raisonnements : mélanger hybridation et orbitales moléculaires n'a pas de sens, par exemple.
    • Electronégativité

      Pauling et la méthode Valence Bond utilisent abondamment la notion de liaison chimique, obtenue par mise en commun de deux électrons (liaison covalente). On peut alors définir une énergie à définir pour rompre cette liaison, appelée énergie de dissociation. On suppose que la valeur dépend peu de la molécule considérée, c'est-à-dire par exemple que pour casser une liaison carbone-hydrogène du méthane il faut fournir à peu près la même énergie que pour casser une liaison carbone-hydrogène dans l'éthanol. La définition de l'électronégativité selon Pauling fait intervenir des propriétés des liaisons covalentes.

      Mulliken et la théorie des Orbitales Moléculaires décrivent les électrons par une densité de probabilité de présence développée sur l'intégralité de la molécule : il n'est pas possible de faire correspondre facilement à un électron un doublet. Dans cette vision totalement délocalisée de l'électron, il n'est pas possible de définir de manière simple et précise ce qu'est une liaison chimique. La définition de l'électronégativité selon Mulliken fait intervenir des propriétés atomiques, et non moléculaires (affinité électronique et énergie d'ionisation).

    • Orbitale moléculaire

      Pour décrire les électrons dans la théorie des orbitales moléculaires, il faut être capable de décrire la densité de probabilité de présence sans utiliser la notion de liaison chimique. Pour avoir un point de départ raisonnable, on utilise l'information dont on dispose, c'est-à-dire les orbitales atomiques des atomes qui composent la molécule. Chaque orbitale moléculaire (qui est une fonction mathématique, ne l'oublions pas) est écrite comme une somme d'orbitales atomiques, affectées de coefficients. On dit alors qu'on obtient l'orbitale moléculaire par combinaison linéaire d'orbitales atomiques (méthode dite OMCLOA). Pour que deux orbitales atomiques (sur deux atomes différents) puissent contribuer à la même orbitale moléculaire, il faut qu'elles soient d'énergies proches, et que leur recouvrement soit non nul.

      On obtient des orbitales moléculaires qui présentent certains avantages pour la prévision de réactions (séparation en énergie nécessaire pour appliquer la théorie des orbitales frontières), mais pour lesquelles il est difficile de faire un lien avec les structures de Lewis.

    • Hybridation et Valence Bond

      La théorie Valence Bond se base au contraire sur la notion de liaison chimique : la molécule est formée par la mise en commun d'électrons des atomes. Au sein de la molécule l'électron continue donc schématiquement à être décrit par une orbitale atomique, en tout cas par une fonction centrée sur un atome seulement (ou un fragment éventuellement).

      Le problème majeur est que par construction les orbitales atomiques sont orthogonales entre elles (sur un atome donné). Si on envisage la formation du méthane par exemple, les électrons des orbitales atomiques p du carbone s'apparient avec les électrons des atomes d'hydrogène, ce qui conduit à des liaisons perpendiculaires les unes aux autres, et non équivalentes à la liaison formée à l'aide des électrons 2s du carbone, ce qui est en désaccord avec les données expérimentales. Pour résoudre ce problème, on n'utilise pas les orbitales atomiques comme point de départ, mais des orbitales appelées orbitales hybrides. En fait, on combine les orbitales atomiques présentes sur un atome pour obtenir des orbitales qui respectent la géométrie de la future molécule.

      Par exemple pour le méthane il faut obtenir quatre orbitales pour pouvoir décrire les liaisons covalentes, on a donc besoin de quatre orbitales atomiques (il faut conserver le nombre d'orbitales lors de la transformation). Comme on utilise alors une orbitale atomique s et trois orbitales atomiques p, les orbitales hybrides obtenues sont appelées sp3. Les atomes de carbone qui possèdent 4 liaisons simples sont donc de type sp3.

      Pour l'éthène, chaque atome de carbone n'est entouré que de trois atomes (un de carbone et deux d'hydrogène). On construit alors des orbitales hybrides à l'aide de l'orbitale atomique s et de deux orbitales atomiques p, on obtient des orbitales hybrides sp2. La troisième orbitale atomique p sert pour effectuer la double liaison carbone-carbone. Un atome de carbone qui possède une liaison double et deux liaisons simples est de type sp2.

      Pour l'éthyne, chaque atome de carbone n'est entouré que de deux atomes (un de carbone et un d'hydrogène). On construit alors des orbitales hybrides à l'aide de l'orbitale atomique s et d'une orbitale atomiqus p, on obtient des orbitales hybrides sp. Les deux autres orbitales atomiques p servent pour effectuer la triple liaison carbone-carbone. Un atome de carbone qui possède une liaison triple et une liaison simple est de type sp.

    • Théorie VSEPR

      Pour connaître facilement la géométrie d'un atome au sein d'une molécule, on peut utiliser la théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion), ou théorie de Gillespie. Cette théorie utilise à nouveau la notion de doublet localisé. L'idée de départ est simple : les doublets électroniques sont constitués par des électrons, donc des charges négatives. Les doublets ont donc tendance à se repousser les uns les autres. Les deux électrons d'un doublet ne se repoussent pas, sinon il n'y aurait de liaison covalente par exemple (cela vient du fait qu'ils ne sont pas de même spin). La géométrie prédite par la théorie VSEPR est celle qui repousse au maximum les doublets (covalents ou non liants). Ensuite viennent des raffinements : une liaison multiple, qui considérée en première approximation comme une liaison simple, est en fait plus répulsive, et les doublets non liants sont plus répulsifs que les doublets liants. Cela conduit à des écarts par rapport aux angles idéaux calculés en première approche.

      En bref : pour connaître la figure de répulsion, on ne fait pas de différence entre liaison simple ou multiple, ou entre doublet covalent ou non liant, on compte donc tous les électrons (m+n avec la notation AXmEn). Pour prévoir plus finement la valeur des angles, on déforme la géométrie régulière précédente en considérant les doublets non liants comme plus répulsifs, tout comme les liaisons multiples.

      On peut établit des correspondances entre l'hybridation d'un atome et sa géométrie, au sein d'une molécule, puisque les deux idées reposent sur la notion de doublet localisé. Un atome de type AX4E0 sera d'hybridation sp3, par exemple.

    • Mésomérie

      Un autre point qui découle de la vision localisée et qui reste beaucoup utilisée est celle de mésomérie. En effet, décrire une molécule par une unique structure de Lewis est parfois nettement insuffisant. C'est le cas lorsqu'on choisit de particulariser arbitrairement une liaison parmi plusieurs. C'est par exemple le cas lorsqu'on cherche à écrire une structure de Lewis pour l'ion carbonate CO32- : une des liaisons carbone-oxygène est double alors que les deux autres sont simples. Il n'y a pas de raison qu'il y ait un tel choix pour la molécule réelle : il s'agit simplement d'une limitation due à la représentation utilisée (structure de Lewis).

      Pour dépasser cette limitation, les molécules sont décrites comme la moyenne de plusieurs structures de Lewis, appelées formes limites de résonance ou formes mésomères. La molécule obtenue par moyenne, qu'il est difficile de représenter (on utilise parfois des liaisons en pointillés), est appelée hybride de résonance.

      (rédigé par Nox)
    Dernière modification par ArtAttack ; 17/07/2012 à 17h51.
     

  19. HarleyApril

    Date d'inscription
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    Re : questions récurrentes en chimie

    Comment déterminer la configuration absolue d'un carbone asymétrique.

    Dans un premier temps, on numérote les substituants dans l'ordre inverse de la masse atomique du premier atome. En cas d'égalité, on va au voisin suivant et on compare les séries terme à terme.
    Une fois ceci réalisé, le numéro 4 étant placé derrière, 1,2,3 tourne dans le sens des aiguilles d'une montre et la configuration est R ou 1,2,3 tourne dans le sens inverse et la configuration est S. (Cahn, Ingold, Prelog)

    Lorsque le substituant numéro 4 n'est pas derrière, il tourner la molécule (ou tourner autour) de façon à placer le numéro 4 derrière.

    Deuxième méthode, c'est celle d'Elliel : le substituant qui est derrière est pair ou impair. Tu regardes comment ça tourne pour les trois autres. Si le substituant derrière était pair, tu as bon ; s'il était impair, tu as faux.
    On peut également raisonner avec le substituant devant et en regardant les trois autres : si le substituant devant est pair, c'est faux, s'il est impair, c'est bon.

    La troisième méthode, c'est celle de la mère Michèle : tu intervertis le 4 et le substituant qui est derrière. Tu appliques la règle, mais comme tu as interverti, ton résultat est le contraire du bon.
     


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